Freddy Oswaldo Silva Acuña - INGENIERIA INDUSTRIAL - CICLO 2

PROBLEMAS RESUELTOS DE QUIMICA INDUSTRIAL

Disoluciones:

Ejercicio n° 1:Calculo dela molalidad

¿Cuántos gramos de H 2O deben usarse para disolver 50,0 gramos de sacarosa a fin de preparar una disolucion de 1,25 m de sacarosa, C12H 22O11?

Resolucion:

Estrategia:

La cantidad de soluto convierte en moles C12H 22O11 , se despeja kilogramos de disolvente (agua) de la expresion de molalidad y el resultado se expresa en gramos.

¿? mol C12H 22O11= 50.0g C12H 22O11 x 1molC12H 22O11

342gC12H 22O11= 0.146moles C12H 22O11

Debemos saber que :

Molalidad de la solucion = C12H 22O11

Kg H 2O

Despejando se obtiene:

Kg H 2O = molC12H 22O11

molalidadde lasolucion =

0.146molC12H22O11

1.25molesC12H22O11

H2O

= 0.117 Kg convirtiéndose a gramos 0.117 Kg x 1000g1 Kg

= 117 g

H 2O

Autores: WHITTEN, DAVIS,PECK. “Quimica General”

Pagina 1 – II Ciclo………

Ejercicio 2 : calculo de la fraccion normal,la molalidad y el porcentaje en peso

Suponga que se agragan 1.2 Kg de etilenglicol,HOCH 2CH 2OH, como anticongelantee a 0.4 Kg de agua en el radiador del automovil .¿Cual es la fraccion mol, la molalidad y el porcentaje en peso del etilenglicol?

Resolucion:

Estrategia:

Calcule las cantidades de etilenglicol y agua despues emplee ecuaciones

1.2 Kg deHOCH 2CH 2OH x 1000g

1kg = 1200g de etilenglicol

Entonces: 1200g HOCH 2CH 2OH x 1mol

62.1gde etilenglicol = 19.3 mol

Fraccion mol:

X glicol= 19mol glicol

19molde glicol+220molagua = 0.08

Molalidad:

molalidad= 19molglicol

4.0 Kg = 4.8 m

Porcentaje en peso:

% en peso = 1.2 x103g glicol

1.2x 103g glicol+4.0 x103gagua x 100%

= 23%

Autores: JHON C. KOTZ, PAUL TREICHEI, “Quimica y reacticidad Quimica”


Ejercicio 3: Calculo de concentración, molaridad y volumen de disoluciones

Se dispone de una disolución al 29% de cloruro de magnesio cuya densidad es 1,120 g/cm3.Se toman 100 cm3 de esta disolución se mezclan con 200 cm3 de una disolución 1M de dicha sustancia y con 400 cm3 de otra disolución 2,5 M de la misma sustancia. Se añaden finalmente el conjunto 100 cm3 de agua. ¿Cuál es la molaridad final? Nota: considere los volúmenes aditivos.

Resolución:

La molaridad de una disolución se calcula con la siguiente formula:

M= moles desolutoV disolucion(L)

a) Debemos hacer el balance de masa soluto para poder calcular la molaridad final resultante de la mezcla:

Moles MgCl2=

(100 cm3de disolución x 1,12gde disolucion

1cm3disolucion x

29gde disolucion100 gdisolucion

x 1molMgCl2

95,21gMgCl2

) +

(0,2L disolución x 1molMgCl2

1Lde solucion)+ (0,4 L disolución x

2.5molesMgCl2

1Ldisolucion) =

1,541 moles MgCl2

b) Hallamos el volumen total:

V total= (100+200+400+100) cm3 x 1 L

103 cm3 ) = 0,8 L

c) Hallando la molaridad:

M= 1molesMgCl2

0,8 Ldisolucion = 1,926 moles MgCl2/L

Concentración disolución de MgCl2 = 1,926 M

Autores: Carmen Orosco, Nieves Gonzales “fundamentos de disoluciones”


Ejercicio 4: Calculo de concentración de una disolución :

En los depósitos de una industria se almacenan 500 T de mineral de carbonato de cobre (II) con una riqueza en cobre del 20 %. Se hace reaccionar este mineral con 100m3 de una disolución acuosa de acido nítrico de densidad 1,39g/cm3 y riqueza del 65%, formándose nitrato de cobre (II). Determine:

a) La concentración de la disolución de acido nítrico en la molaridad y en molalidad.

b) Que cantidad y de que reactivo queda sin reaccionar.

Resolución:

a) La concentración molar de la solución de acido nítrico será:

M= 65 g HNO3

100g HNO3(ac)x

1,39 gHNO3 (ac)

1cm3 HNO3 (ac)

x1mol HN O3

63,018gx

103 cm3

1 L = 14,34 moles/L

La riqueza de la solución es del 65%, significa que en 100g disolución hay 65g de soluto y 35 g de disolvente, calculando la molalidad:

m= 65 g HNO3 x 1mol HN O3

63,018gHN O3 x

1(100−65 )gdisolvente x 103g

1kg = 29,47 moles/ Kg

M =14,34 m=29,47

b) La reacción que tendrá lugar será:

CuCO3 (s )+2HN O¿Cu(N O3)2+¿ H 2O

Debemos calcular los números de moles de cada uno de los reactivos que intervienen.

Moles CuCO3=¿ 500 t mineral x 106g1 t

x 20 gCu100gmineral

x1molCu

63,55gCux

1molCuCO3

1molCu =

1,574 x 106.

Moles HNO3= 100 m3 disolución x 103L1m3 x

14,34molesHN O3

1 Ldisolucion = 1,434 x 106

Como por la relación estequiometria, 2 moles de HNO3 reaccionan con 1 mol de

CuCO3, el reactivo limitante es el HNO3 y por lo tanto, sobra CuCO3.

= (1,574 x 106 moles de CuCO3 – 1,434 x 106 moles de HNO3 x 1molCuCO3

1moles HNO3) x

123,56gCuCO3

1molCuCO3

x1t

106g=105,9 t deCuCO3

Cantidad de CuCO3 sobrante = 105,9 t

Autores: Carmen Orosco, Nieves Gonzales “fundamentos de disoluciones”


Ejercicio 5:

Se mezclan 5,00 g de cloruro de hidrogeno (HCl) con 35,00 de agua, formandose una disolucion cuya densidad a 20°C es de 1,060 g/cm3. Calculese:

a) El tanto por ciento en peso.b) La concentracion en gramos por litroc) La molaridad d) La molalidad

Resolucion:

a) Se trata de calcular el numero de gramos de soluto para cada 100g de disolucion:

gde HClg dedisolucion

x 100 = gde HCl

g de HCl+gde H 2O x 100 =

5,005,00+35,00

x100 = 12,5 % HCl

b) Gramos x litro:Recurriendo a la densidad:Masa de un litro de disolucion = masa = volumen x densidad = 1000cm3 x 1,060g/cm3=1060g

Determinacion la masa en gramos de soluto: Masa HCl = 12,5/100x1060g=132,5g

C) Molalidad:

De acuerdo con su definicion

Molalidad=n°d e gde soluto /n° de g desumol

n° de gdedisolvente /1000

Sustituyendo:

Molalidad = 500 /36,47

35,00/1,000 = 392 m

D) Molaridad: Dado que :

n°de g des oluto/n° de gde sumolvolumende ladisolucion en litros

n°de g desoluto /n° de gde sumoln° de gde sumol

Molaridad= 132,5g HCl / litrode disolucion

36,47 g HCL/mol de HCl =3,63 M

Donde 36,47 es la masa molecular de Hcl y , por tanto, la masa de su mol expresada en gramos

Autores: Hill – Kolb “Quimica General”


Problema 6:

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.

Solución:

Primeramente calcularemos los moles de ácido puro que necesitamos:

M=moles (soluto )

V ( l) de disolución; moles (HNO3 )=M .V=1,5 M . 0,2 l= 0,3 .

Ahora calculamos la masa en g correspondiente:

0,3moles x63 g1mol

=18 ,9 g de HNO3 .

Como el ácido comercial del que disponemos no es puro, sino del 96,73 % necesitaremos pesar:

100 g del ácido comercialcontienen 96 ,73 g ácido puro

= X18 ,9 g ácido puro

; X=19 ,54 g ácido comercial .

Como necesitamos averiguar el volumen en ml que hemos de coger, utilizamos la densidad del ácido comercial:

d ( g/ml )=m( g )V (ml )

; V (ml )=19 ,54 g1,5 g /ml

=13ml .


Pagina 6– II Ciclo……

Ejemplo7 : volumen de una disolución

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.

Solución:

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 Mm(HCl)=36 ,5 g /mol . Los 0,05 moles serán: 0 ,05moles .

36 ,5g1mol

=1 ,83g HCl .

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:

100 g del HCl concentradocontienen 36 g HCl puro

= X1 ,83 g HCl puro

; X=5 ,08 g HCl puro .

Como se trata de un líquido del que conocemos su densidad, determinamos el volumen de esos 5,08 g:

V=mρ; V= 5 ,08g

1 ,19g /ml=4 ,27 ml HCl del 36 %.

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.

Autores: Gaston Pons Muzzo “Tratado de quiimica basica”


Ejemplo 8 : fracciones molares del soluto y disolvente

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. Y Mm(NH4Cl)=53,5g/mol.

Solución:

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) %masa NH 4Cl=

masa( g )solutomasa(g )disolución

x100=30 ,5g513 ,8g

x 100=5 ,94 %.

b) M= moles soluto

volumen ( l)disolución=30 ,5 g/53 ,5g /mol

0,5 l=0 ,57moles

0,5 l=1 ,14 M .

c) m= moles soluto

masa(kg )disolvente=0 ,57moles

0 ,483kg=1,18m .

d) Calculamos los moles de agua: n(H 2O )=483 ,3 g x

1mol18g

=26 ,85moles .

X S=nº moles solutonº moles totales

= 0 ,570 ,57+26 ,85

=0 ,02 ;

XD=nº moles disolventenº moles totales

=26 ,850 ,57+26 ,85

=0 ,98 .


Pagina 8– II Ciclo………

Ejemplo 9 Concentración y molaridad

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.

Solución:

a) g/ l=

masa(g )ácido purovolumen ( 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:

1800 g x90 ,5100

=1629g ácido puro ; g/ l=1629 g

1 l=1629g / l .

b)

Como conocemos los gramos de ácido puro que hay en 1l de disolución, únicamente tenemos que expresarlos en moles:

1629 g x1mol98 g

=16 ,62moles; M=16 ,62moles

1 l=16 ,62 M .

c) ¼ de litro de disolución 0,2 M. son:

nº moles=M .V ; nº moles=0,2 M .

14l=0 ,05 moles

En gramos serán: 0 ,05moles x

98 g1mol

=4,9 g de ácido puro .

La masa de ácido sulfúrico del 90,5 % será: m=4,9g x

10090 ,5

=5,4 g .

El volumen que se ha de coger del ácido será:

V=mρ; V= 5,4 g

1,8 g/cm3=3 cm3 .

Ejemplo 10 : Normalidad de la disolución

;)(

º

disoluciónlV

solutomolesnM

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.

Solución:

a) %masa=

masa( soluto )masa(disolución)

x 100 ; %masa= 55+40

100=11 ,11%;

b) m= nº moles soluto

nº kg disolvente; m=5 g/34 g/mol

0 ,04 kg=3 ,67 m;

c) Para calcular la molaridad necesitamos conocer el volumen de la disolución:

ρ=mV

; V=mρ=45g

1,8 g/cm3=41 ,66 cm3 ;

M=nº moles solutoV ( l)disolución

=5g /34 g/mol0 ,04136 l

=3 ,53 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:

Eq−gramo=mol( g )

2=34 g

2=17 g ;

N=nº equivalentes (soluto )

V ( l)disolución; N=5 g /17 g /Eq

0 ,04136 l=7 ,11 N ;

que es el doble que la molaridad

Autores: Masterton – Slowinski – stanitski “Quimica General Superior Mc . graw”


Propiedades Coligativas:

Ejercicio 11 : Presion de vapor

A 40°C , la presion de vapor del heptano puro es de 92,0 torr y la del octano puro es de 31,0 torr, considere una disolucion que contien 1,00 mol de heptano y 4,00 moles de octano. Calcule la presion de vapor de cada componente y la presion de vapor total sobre la disolucion.

Resolucion :

Estrategia :calculamos primero la fraccion molar de cada componente

X heptano=1,00molheptano

(1,00molheptano )+4 ,00moles octano = 0,200

X octano = 1-X heptano =0,800

Entonces se aplica la ley de Raoult para componentes votatiles:

Pheptano = X heptano p°heptano= (0.200)(92,0 torr) = 18,4 torr

Poctano = X octano p°octano = (0,800)(31,0 torr) = 24,8 torr

Ptotal = p°heptano+ Poctano = 18,4 torr + 24,8 torr = 43,2 torr

Autores :WHITTEN, DAVIS,PECK. “Quimica General” 5° Edicion , Mc GrawwHill, Mexico 2001


Ejercicio 12: Presion de vapor

La presion de vapor de un liquido A(peso molecular 120) es 70,0 torr a 25,0°C. ¿Cuál es la presion de vapor de una disolucion que contiene 10,0 g de C6H 4Cl2

en 30,0 g de A?

Resolucion:

Para utilizar la ley de Raoult debe calcularse la fraccion molar de A en la disolucion:

Moles de A = 30.0 g

120g

mol = 0.250 mol

Moles de C6H 4Cl2 = 10.0 g

147g

mol = 0,0680 mol

Fraccion molar de A = 0.250mol

(0.250+0.0680 )mol = 0,786

Presion de vapor = (0,786)(70,0 torr) = 55,0 torr

Autores : Guillermo Garzon . “Quimica General” . Segunda edicion , Mc Graw- Hill, 1992


Ejercicio 13: Presión de vapor

Cuando se disuelven 6,00g de una sustancia Z en 20,0 de C2H 4 Br2 , la disolución tiene una presión de vapor de 9,00 torr a 22,0°C. El compuesto C2H 4 Br2 tiene una presión de vapor de 12,70 torr a 22,0°C. ¿Cuál es el peso molecular de Z?

Solución:

Se n = numero de moles de Z disueltos en :

20.0 g

187,8g

mol = 0,106 moles de C2H 4 Br2

Sustituyendo las cantidades conocidas en la ley de Raoult:

P= X P0

Se Obtiene:

9,00 torr = X (12,70torr )

X = 9,00 torr

12,70torr = 0,709

Por definición: X = molesdeC2H 4Br2

(molesde Z )+(molesde C2 H4Br2) =

0.106n+0.106

= 0,709

n = (0.106)(1−0,709)

0,709 = 0,0435 moles de Z

Como 0,0435 moles de Z pesan 6,00 g el peso molecular (M) es:

M =6,00g

0,0435mol = 138

gmol

Autores : Mario Espinoza, Eduardo ninero, Niko Hilje “Quimica para el desarrollo” 1°edicion, editorial Limusa – Noriega editores, Mexico 2002.


Ejercicio 14 : Presion de vapor

Una disolucion saturada de fanol en agua a 21°C tiene una presion de vapor de agua 18,31 mm Hg mientras que la del agua pura es de 18,65 mmHg .¿Calcular la solubilidad del fenol en agua expresada en gramos de fenol por 100g de agua.

PM fenol C6H 5OH = 94 g/ mol

Solucion:

P = Presion de vapor de solucion = 18,31 mmHg

P°= Presion de vapor del disolvente = 18,65 mm Hg

Formula reemplazando

18,31 mmHg = (18,65 mmHg)(X disolvente )

18,31mmHg18,65mmHg =

moles de H 2

molesde H2+molesde fenol

0,9817 =

10018

10018

+w94

0,9817 = (10018

+ w94

) = 10018

5.45 + 0,010 w = 5,555 w= 5,555−5,454

0,0104 = 9,764 gde fenol por cada

100g de agua

Autores : George Pimentel Glinka A. Chamizo “Quimica en una Ciencia experimental”


P = P° X

Ejercicio 15: Presión de vapor

¿Cuántos gramos de glucosa se deben añadir a 123.98g de agua para disminuir la presión de vapor por 2.5mmHg a 25ºC? La presión de vapor de agua pura a 25ºC es 23.3mmHg y la masa molar de glucosa es 180.0g/mol.

Solución:

Sabemos que:

ΔP = P°A−PA necesito PA para determinar X A hallan moles de

glucosa y gramos de glucosa.

Datos:

ΔP = 2.5mmHg, PºA = 23.3mmHg, gramos de agua 123.98g

ΔP = P°A−PA despejando PA = P°

A – ΔP

PA = 23.3mmHg – 2.5mmHg = 20.8mmHg

Sabemos que: PA = P°A X A despejando X A =

PA

P °A

X A = 20.8mmHg/23.3mmHg = 0.893

Utilizando anteriormente la fracción molar podemos calcular los moles totales donde:

X A = moles agua/moles totales

Moles totales = moles agua/ X A

Moles agua = 123.98g(1mol/18.02g) = 6.880mol

Moles totales = 6.880mol/0.893 = 7.70mol

Moles totales = moles agua + moles glucosa

Moles glucosa = moles totales – moles agua = 7.70mol – 6.880mol = 0.820mol

Gramos de glucosa = 0.820mol(180.0g/1.0mol) = 147.6g glucosa

Autores : George Pimentel Glinka A. Chamizo “Quimica en una Ciencia

experimental”


Ejercicio 16: Presión de vapor y punto de ebullición

A 760 mm de Hg de presión exterior una determinada mezcla de acetona y tolueno hierve a 80°C. A esta temperatura las presiones de vapor de estas sustancias son respectivamente 1610 mm Hg y 290 mm Hg. Considerando que estos dos liquidos forman una disolución ideal:

a) Determinar la fracción molar de la acetona en la fase liquida a 80°C.b) Determinar la composición del vapor obtenido al iniciarse la ebullición.c) Determinar la presión de vapor total de la mezcla liquida que se

obtendría al condensarse el vapor obtenido tras iniciarse la ebullicion.

Resolución:

Aplicaremos la ley de Raoult a la fase liquida y Dalton a la fase de vapor.

a) Según Raoult

PT=PAc+Ptol=760mmHg=X AcP°Ac+XTolP

°Tol

760 = X Ac 1610 + (1- X Ac) 290

X Ac = 0,35

b) Según Dalton:

Y Ac=Y AcPT

Y Ac = PAc / PT = X AcP°Ac / PT = 0,35x1610 / 760 = 0,74

Y Tol = 1 – 0,74 = 0,26

c) Si se condensa el vapor obtenido anteriormente se obtendrá una mezcla liquida de composición:

X Ac = 0,74 y XTol = 0,26

Por tanto: PT = X AcP°Ac + XTol P

°Tol = 0,74 x 1610 + 0,26 x 290

= 1266,8 mm Hg


experimental”


Ejercicio 17: Punto de congelacion

Calculese el punto de congelacion de una disolucion que contiene 2,00g de C6H 4Br2 (en forma abreviada, (D) , en 25,0 gr de benceno (en forma abreviada, (B) .

Solucion:

Para determinar la molalidad de esta disolucion se necesitan:

Moles de D = 2.00g D236g Dmol D

= 8,47 x 10−3 moles de D

Y los Kg de B , que son 0,025 Kg, por tanto :

Molalidad = m = 8,47 x10−3

0,025 KgB = 0,339

mol DKg D

La disminucion en el punto de congelacion sera

ΔT C = mKC = (0,339)(5,12)

= 1,74 °C

Con el valor de KC =5,12

Según la tabla del punto de congelación de la disolución será 5,48° - 1,74

= 3,74

Autores : Whitten – Gailey – Davis “Quimica general”


Ejercicio 18: Punto de congelación :

Se disuelven una muestra de un compuesto orgánico covalente (desconocido), que peso 1,20g en 50g de benceno. La solución resultante congela a 4,42°C .Determinar el peso molecular del compuesto.

Solución:

W= 1,20 g de compuesto orgánico W disolvente = 50g de benceno

Tf = 4, 92 °C PM=?

ΔT f=T f - T ' f = K f m

Reemplazamos y dando valores :

0, 58 = 5,12 ( 1,20PM

0,050)

0,58 = 5,12 (1,20

PM [0,050])

PM = (5,12 )(1,20)

(0,58)(0,050)

PM = 211,86 =212

Autores : Russell S. Drago “Estructura atomica y Molecular”


Ejercicio 19: Punto de congelación

Una disolución acuosa 0,00200 m de un compuesto iónico Co (N H 3 ) (N O2 )Cl se

congela a -0,00732 °C. ¿Cuántos moles de iones produce 1 mol de la sal al disolverse en agua?

Estrategia: Debemos calcular ΔT X de la solución asumiendo que no se producen iones

Comparando ΔT X con el valor de real de ΔT X

Solución:

El descenso del punto descongelación esperado para una solución 0,00200 m , asumiendo que la HCl no se disocia en iones

ΔT pc calculado = K pc m = (- 1,86 °C / m)(0,00200m)

= -3,72 x 10−3 °C

Ahora compararemos la disminución calculada en el proceso de congelación con el descenso medido. Esto dará el factor de Van’t Hoff:

i = ΔT pcmedido

ΔT pccalculado =

−7,32x 10−3 °C−3,72x 10−3 °C

= 1,97 mas o menos 2

Parece ser que 1 mol de este compuesto da 2 moles de iones.

Por eso tenemos:

Los iones son: [Co (N H 3 ) (N O2 )¿+¿ ¿ y Cl−¿ ¿

Autores :Brescia – arents – Meislich ”Fundamentos de quimica compañía”


Ejercicio 20: Depresión del punto de con gelación :

Cuando de disuelven 15,0 gramos de alcohol etílico C2H 3OH , en 750, gramos de acido fórmico, el punto de congelación de la disolución es de 7,20 °C. El punto de congelación de acido fórmico puro es de 8,40°C. Evalúe KC del acido fórmico.

Estrategia:

Primero se calcula la molalidad y la depresión del punto de congelación, luego

se despeja KC de la Ecuación ΔT c = K cm y se sustituyen los valores de m y ΔT c

K c = ΔT c

mSolución:

? molC2H 3OH

Kgacido formico=¿

15,0gC2H 3OH

0,750 Kgacido formico x 1molC2H 3OH

46,0 gC2 H 3OH = 0,435 m

ΔT c = (T c acido formico ) = (T ¿¿c disolucion)¿ = 8,40 °C - 7,20°C = 1,20 °C (depresión)

Por tanto, K c = ΔT c

m =

1,20° C0,435m = 2,76 °C / m del acido fórmico

Autores : Glinka N. L. “Problemas y ejercicios de Quimica”


Ejemplo 21: Punto de ebullición

Una solución se prepara disolviendo 1.56g de eugenol (Masa molar= 164.20g/mol) en 50g de éter. Determine el punto de ebullición y de congelación de la solución si para éter Tb = 34.6ºC, Tf = -116.3ºC, Kb = 2.02ºC/m, Kf = 1.79ºC/m.

Solución:

1. Determinar la molalidad de la solución

m = moles eugenol/Kg éter

moles eugenol = 1.56g (1mol

164.20g) = 9.50 x 10−3 mol

Kg eter = 50g ( 1 Kg

10−3g) = 0.050Kg

m = 9.50 x 10−3 mol/ 0.050Kg = 0.19moles/Kg = 0.19m

2. Determinar ΔTb y ΔTf

ΔTb = Kb m

ΔTb = (2.02ºC/m) (0.19m) = 0.38ºC

ΔTf = Kf m

ΔTf = (1.79ºC/m) (0.19m) = 0.34ºC

3. determinar Tb solución y Tf solución

Sabemos que: ΔTb = Tb solución - Tb disolvente

Despejamos para Tb solución tenemos que Tb solución = Tb disolvente +

ΔTbTb solución = 34.6ºC +0 .38ºC = 35.0ºC

Sabemos que: ΔTf = Tf disolvente - Tf solución

Despejamos para Tfsolución tenemos que Tf solución = Tf disolvente – ΔTfTb

solución = -116.3ºc -0 .34ºC = -116.6ºC


experimental”


Ejemplo 22 : Peso molecular

Se disuelven 1,25 g de una sustancia organica en 300 ml de agua y la presion osmotica de la disolucion de la disolucion es 28 cm deagua a 20°C. ¿Cuál es el Peso Molecular del soluto?

Solucion:

28 cm H 2O = 28

1,03x 103 = 0,027 atm

П = M.R.T

M = ПRT

= 0,0027

0,0821x 293 = 1,13 x 103 M

1,25 g en 300ml = 1,25

0,300 = 4,17 g litro−1

Masa molar : 4,17 g litro−1

1,13x 10−3 M = 3,7 x 103

P.M. : aproxidamente 3700

Autores : Masterton – Slowinski – stanitski “Quimica General Superior Mc .

graw”


Ejemplo 23: Presion osmotica

Se prepara una disolucion de sacarosa disolviendo 50,0 g de sacarosa (C12H 22O11¿ en 117,0 g de agua a 25°C . La densidad dela disolucion obtenida es de 1,34 g/ml .¿Que presion osmotica exhibira dicha disolucion?

Solucion:

Los datos disponibles son los siguientes:

msacarosa= ¿50,0 g ; magua = 117,0 g ; pdisolucion=¿ 1,34 g. ml−1

T = 25 °C = 298 K ; R = 0,082 atm.l.mol−1. K−1

Ar(C) = 12,0 ; Ar (H) = 1,0 ; Ar(O) = 16,0 Mr (sacarosa) = 342,0

Desarrollando:

1°) Calculamos el numero de moles de sacarosa y el volumende disolucion :

nsacarosa = msacarosa

Mrsacarosa =

50342

= 0,146 moles

V disolucion = mdisolucion

Pdisolucion =

(50+117)1,34

= 125 ml =0,125 l

2°) Sustituimos todos los datos en la ecuacion de la presion osmotica:

П = n .R .TV =

0,146 x0,082 x2980,125 = 28,5 atm

П = 28,5


experimental”


Ejercicio 24: Tempearatura de fusion

1,2 g de un compuesto desconocido, se disuelven en 50 g de benceno. La

solución congela a 4,92 °C. Determinar la MM del soluto. (Datos de tabla:

Temp. de fusión

benceno = 5,48 °C -- Kf de Benceno = 5,12 °C / m)

Solución:

Autores : Masterton – Slowinski – stanitski “Quimica General Superior Mc .

graw”


Ejercicio 25:

Calcular el punto de ebullición y congelación en grados Celsius de un fluido que se encuentra en el radiador de un automóvil. Contiene 356 Kg de etilenglicol C2H6O2 en 915 Kg de Agua. Calcular la fracción molar, como se calcula.

Solución:

Pebs = m x Ke + Peb Ke = constante ebulloscopia = 0.52

C2H6O2 = 62.0674 g/mol y H2O = 18.0148 g/mol

molalidad = moles soluto/kg solvente356000 g / 62.0674 = 5735.700223 moles C2H6O2m = 5735.700223 /915 = 6.268524834 molal

Pebs = 6.268524834 x 0.52 = 3.259632914 + 100 = 103.26 C

Punto de fusión:

Pf = Kc x m + Pf Kc = constante crioscopia = -1.86 m = molalidad

6.268524834 x -1.86 = -11.65945619 + 0 = -11.66 C

Fracción molar:

n moles soluto + n moles solvente / moles totales

356000 / 62.0674 = 5735.700223 moles C2H6O2915000 / 18.0148 = 50791.57137 moles H2O

5735.700223 + 50791.57137

= 56527.2716

Xs etilenglicol = 5735.700223 / 56527.2716 = 0.101467841Xs agua = 50791.57137 / 56527.2716 = 0.898532158

Autores : WHITTEN, DAVIS,PECK. “Quimica General”


Problema 26: Presion de vapor

Calcula la disminución de la presión de vapor, la disminución del punto de congelación y el ascenso ebulloscopio de la disolución de la enzima del ejercicio anterior.

Solución:

PV del benceno a 25 ºC=94 ,5mmHg ;

densidad del benceno a 25 ºC=0 ,88g /cm3 ;KC benceno=5 ,12 ºC .kg /mol ;Kebenceno=2 ,53 ºC .kg/mol .

Primeramente calculamos la masa de benceno y los moles que son:

m=ρ .V ; m=0 ,88g /cm3 . 20cm3=17 ,6 g ;

Teniendo en cuenta que la Mm del benceno son 78 g/mol:

17 ,6 g .1mol78 g

=0 ,226moles .

ΔP=P0 X S=94 ,5mmHg .2 ,857 .10−6

2 ,857 .10−6+0 ,226=0 ,0012mmHg .

ΔtC=K C .m=5 ,12ºC .kg /mol . 2,857 .10−6moles0 ,0176 kg

=0 ,00083 ºC .

Δt e=Ke .m=2 ,53 ºC .kg /mol . 2 ,857 .10−6moles0 ,0176kg

=0 ,00041ºC .

Autores : Carmen Orosco, Nieves Gonzales “fundamentos de disoluciones”


Problema 27 : Presión de vapor

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.

Solución:

Según la ley de Raoult, la presión de vapor de la disolución será inferior a 55,3 mm Hg.

ΔP=P0−P=X S .P0 ; Necesitamos averiguar el valor de la fracción molar del soluto:

X S=nº moles solutonº moles totales

=100 g/342g /mol100 g/342g /mol+500 g /18 g/mol

=0 ,01033 .

ΔP=P0−P=X S .P0 ; 55 ,3mmHg−P=0 ,01033 . 55 ,3mmHg; P=54 ,73mmHg .

HCl

5%1,095g/ml

A

HCl

0,1 M

B

Problema 28. Masa molecular

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.

ρagua=1000 Kg/m3KC (agua )=1 ,86 ºC .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; Δt=KC .m

Utilizando la densidad del agua:

ρagua=1000 Kg/m3= m

0 ,0005 m3; m=0,5kg .

Δt=KC .m; 0 ºC−(−1,8 ºC )=1 ,86 ºC .kg /mol .nS

0,5kg; nS=0 ,484 moles azúcar ;

Ahora establecemos una proporción con el concepto de mol:

0 ,484molesson 87 ,3 g

=1molX

; X=180g ; Luego la masa molecular del azúcar será 180

g/mol.Ejemplo 30:

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:

Solución:

a) Para calcular la M de la disolución A, partimos de 1 l y averiguamos su masa:

ρ=mV

; m=ρ .V ; m=1 ,095 g/cm3 . 1000cm3 ;

m=1095 g .Como es del 5%, de los 1095 g que tiene de masa 1 l, su 5% serán de HCl:

masa HCl=1095 g x5

100=54 ,75 g HCl puro .

La molaridad será: M=nº moles soluto

V ( l)disolución=54 ,75 g/36 ,5g /mol

1 l=1,5 M;

b) Para preparar 1 l de disolución 0,5 M mezclando volúmenes de los dos ácidos tenemos que tener presente que:

nº moles=V .M=1 1 . 0,5M=0,5moles .

Que la suma de los volúmenes de las dos disoluciones ha de se 1 l.

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 .V A+0,1(1−V A )=0,5 ; V A=0 ,286 l=286 cm3 . V B=0 ,714 l=714 cm3 .

Autores : Gaston Pons Muzzo “Tratado de quiimica basica”


Alumno :

Freddy oswaldo silva acuña

Carrera:

Ingenieria Industrial

Ciclo:

II

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Freddy Oswaldo Silva Acuña - INGENIERIA INDUSTRIAL - CICLO 2