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Trabajo Práctico No1

Soluciones y diluciones

OBJETIVOS

- Conocer todas las formas de indicar la concentración química de una solución.

- Ser capaz de calcular la concentración de una solución a partir de datos iniciales

mínimos.

- Calcular la concentración final de una solución luego de diluirla con agua u otra

solución.

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SOLUCIONES

Las soluciones son sistemas homogéneos formados por 2 o más componentes.

Sistema: es la porción del Universo objeto del estudio.

Sistema homogéneo: sistema cuyas propiedades intensivas tienen valores constantes en

cualquier punto del mismo. Puede estar formado por uno o más componentes, formando

una única fase. Por ejemplo, una solución formada por sal común en agua.

En un sistema heterogéneo, las propiedades intensivas son variables en los diferentes

puntos del sistema. Puede estar formado por uno o más componentes, pero en este caso se

distinguen al menos dos fases. Por ejemplo, si a la solución anterior le agregamos mayor

cantidad de sal, tal que no se llegue a disolver totalmente y algo de sal quede depositada

en el fondo, estamos frente a un sistema de dos fases: solución salada y sal con diferentes

propiedades intensivas.

Propiedad: cualidad del sistema que impresiona nuestros sentidos (color, olor) o

instrumentos de medición (masa, dureza) o las formas que interactúan entre ellos

(combustibilidad).

Propiedad intensiva: propiedad del sistema que no depende de la cantidad de

material considerado para el estudio sino de la naturaleza del material. Son propiedades

intensivas la densidad, la viscosidad, el punto de fusión, punto de ebullición, etc.

Componente: sustancia química que forma parte del sistema.

Los componentes de una solución pueden encontrarse en cualquiera de los 3 estados de

agregación de la materia: gas, líquido o sólido. Así, puede haber soluciones gaseosas (por

ejemplo, aire), de gases disueltos en líquidos (por ejemplo, O2 disuelto en agua), líquidos

en líquidos (por ejemplo, etanol en agua) y sólidos disueltos en líquidos (por ejemplo,

cloruro de sodio en agua).

Las soluciones más comunes, son las que se obtienen al disolver un sólido en un líquido.

Para diferenciar a los componentes de una solución (sc.) es útil utilizar los términos

soluto (sto.) y solvente (sv.).

En general, suele llamarse solvente al componente que se halla en mayor proporción en

masa. En particular, cuando uno de los componentes de una solución es el agua, se

considera que ésta es el solvente. Esto se debe a las propiedades químicas de la molécula

de agua (muy polar, atrae a otras moléculas polares y a los iones) que hacen que se

considere el solvente más importante de la Tierra. La mayoría de las reacciones químicas

que ocurren en los organismos vivos tienen lugar en soluciones acuosas.

Como se observa, estas denominaciones de soluto y solvente son arbitrarias y sólo

responden a conveniencias prácticas, ya que no hay diferencia conceptual entre ambos

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términos. En una solución homogénea, las partículas de soluto y solvente están mezcladas

en toda su masa.

Según lo dicho anteriormente, se analizarán varios ejemplos:

1- en una taza de té azucarada, el agua es el solvente y el té y el azúcar son los solutos.

2- en una solución formada por 1 gramo de iodo y 100 gramos de cloroformo, el iodo es

el soluto y el cloroformo es el solvente.

3- en una solución que contiene 10 gramos de ácido sulfúrico (H2S04) en 90 gramos de

agua, el agua es el solvente y el ácido sulfúrico es el soluto.

4- en una solución que contiene 90 gramos de ácido sulfúrico en 10 gramos de agua, el

agua es el solvente y el ácido sulfúrico es el soluto.

5- en una solución que contiene 10 gramos de cloruro de sodio (NaCI), 20 gramos de

sulfato de sodio (Na2S04) y 80 gramos de agua, el agua es el solvente y tanto el NaCI

como el Na2S04 son los solutos.

La densidad () se define como la relación masa/volumen

masa

=

Volumen

Por ejemplo, la densidad del agua pura es 1 gramo/mililitro (1 g/ml), y significa que la

masa de 1 mI de agua corresponde a 1 g.

Todas las soluciones, al ser sistemas homogéneos, tienen densidad constante. Si lo

aplicamos a una solución de sal en agua, cuya densidad es 1,09 g/ml, significa que 1 ml

de esa solución tiene una masa de 1,09 g.

El dato de densidad en un problema de soluciones, nos permite relacionar la masa de la

solución con el volumen de la solución.

Concentración de las soluciones.

La cantidad de soluto (sto.) contenida en una solución (sc.) no puede ser indicada

arbitrariamente sino que debe estandarizarse para que sea reproducible por distintos

operadores. Esto significa, que no puede decirse que la solución está formada por un

"poco" de soluto en una "botella" de solvente, porque el contenido de un "poco" y de una

"botella" varían según numerosos factores.

Una solución queda caracterizada si se indica su concentración, es decir, la cantidad de

soluto disuelta en una cantidad de solución, o a veces de solvente.

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La concentración de una solución puede expresarse en unidades físicas o bien en

unidades químicas.

Modos de expresar la concentración de una solución:

a) Unidades físicas:

-porcentaje peso en peso (% P/P): gramos de soluto contenidos en 100 g de solución

-porcentaje peso en volumen (% P/V): gramos de soluto contenidos en 100 ml de

solución.

-porcentaje volumen en volumen (% V/V): volumen de soluto contenido en 100 ml de

solución.

Unidades menos frecuentes pero también importantes son:

-porcentaje peso en peso del solvente (% P/Psv): gramos de soluto contenidos en 100 g

de solvente.

-porcentaje peso en volumen del solvente (% P/Vsv): gramos de soluto contenidos en

100 ml de solvente.

b) Unidades químicas:

-Molaridad (M): número de moles de soluto contenidos en 1 litro de solución.

-Normalidad (N): número de equivalentes gramo de soluto contenidos en 1 litro de

solución.

-Osmolaridad (Osm): número de osmoles de soluto contenidos en 1 litro de solución.

Es importante destacar que en ciertos casos se expresan las concentraciones en unidades

menores, como por ejemplo:

mg% P/P: mg de soluto contenidos en 100 ml de solución

mg% P/V: mg de soluto contenidos en 100 ml de solución

mM (10-3

M), µM (10-6

M), nM (10-9

M)

meq/I

Una vez conocidas las diferentes formas de expresar las concentraciones de las

soluciones recordemos algunos conceptos.

Definimos lo que es 1 mol: cantidad de sustancia que contiene 6,02 x 1023

partículas.

A un mol de moléculas de una determinada sustancia le corresponde una masa en gramos

que coincide con su masa molecular relativa (normalmente peso molecular (PM).

Ejemplo:

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Mr(glucosa)= 180

1 mol de moléculas de glucosa (6,02 x 1023

moléculas) tiene una masa de 180 g.

PM (glucosa)= 180 g/mol.

Para determinar el número de moles que hay en cierta masa de una sustancia, se utiliza el

peso molecular como factor de conversión.

masa

nº de moles = ---------------

PM

Así, la cantidad de moles que corresponden a 200 g de NaCl, (PM NaCI = PA Na + PA

CI = 23 + 35.5 =58.5) se calcula como:

Masa 200g

Nº de moles = ------------- = -------------------- = 3.42 moles

PM 58.5 g/mol

Ahora debemos definir un Equivalente: es la cantidad de sustancia que produce la

liberación de 1 mol de H+ si la sustancia es un ácido, o 1 mol de OH

- si la sustancia en

cuestión es una base o 1 mol de cargas positivas (+) o negativas (-) si se trata de una sal.

Es útil, manejarse con las siguientes fórmulas:

siendo n = número de H+ liberados

número de OH- liberados

número de cargas + o –

PM (g)

Masa de 1 Equivalente = --------------

N

Número de equivalentes = Número de moles x n

Por ejemplo: ¿Cuánto pesa un equivalente de H2S04 (PM H2SO4= 98 g/mol)?

Al ser un ácido diprótico, se disocia liberando 2 protones:

H2SO4 SO42-

+ 2 H+

PM (g) 98 glmol

Masa de 1 Equivalente de H2S04 = --------------- = -------------- = 49 gleq

n 2 eq/mol

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Por otro lado, la Normalidad es muy útil para trabajar con soluciones de ácidos y bases.

Como la Normalidad nos dice el número de equivalentes por litro, el producto de la

Normalidad por el volumen nos da el número de equivalentes de soluto contenidos en ese

volumen, es decir:

Número de equivalentes = N x V (en litros)

La Normalidad (N) está relacionada con la Molaridad (M) de la siguiente manera:

nº de equivalentes nº de moles

N= ---------------------------------- y M = ----------------------------

litro litro

pero sabemos que nº de equivalentes= n x nº de moles, siendo n el nº de protones u

oxhidrilos liberados, entonces:

nº de equivalentes n x nº de moles

--------------------------- = --------------------------- entonces,

litro litro

N= n x M

-Osmolaridad: Es una forma útil de expresar la concentración de líquidos biológicos,

como el plasma. Definimos en forma práctica al osmol como la cantidad de sustancia que

en solución origina 1 mol de partículas osmóticamente activas.

Un definición más estricta es: la masa de sustancia que disuelta en 1000 g de agua

produce una disminución del punto de fusión de 1,86 ºC y eleva el punto de ebullición en

0,54 ºC.

En la práctica, el número de osmoles se calcula como el número de moles de moléculas

por el número de partículas que cada molécula puede dar en solución.

nº de osmoles nº de moles

Osm = -------------------------------- y M = -------------------------

litro litro

pero sabemos que nº de osmoles= i x nº de moles, siendo i el nº de partículas

osmóticamente activadas liberadas, entonces:

nº de osmoles i x nº de moles

----------------------- = --------------------------- entonces

litro litro

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Osm = i x M

NaCI Na+ + CI

-

i=2

Por ejemplo, en el caso del NaCI, cuando se disuelve en agua, se obtienen un ión Na+ y

un ión Cl- por molécula disuelta, por lo tanto son 2 partículas osmóticamente activas

(i=2), entonces una solución 1 M de cloruro de sodio es 2 Osm.

2 osmoles 1 mol 2 osmoles

Osm =---------------- x ---------- = -----------------

mol litro litro

Es importante tener en cuenta, que en el caso de las sustancias que no se disocian, como

la glucosa, Osm =M, porque cada molécula se considera como una única partícula

osmóticamente activa. Siendo en estos casos i = 1.

PROBLEMA TIPO: EJERCICIO Nº 18

Soluciones, concentración.

¿Cuántos gramos, moles, osmoles y equivalentes gramo de Mg(OH)2 (hidróxido de

magnesio, PM 58.5g/mol) están contenidos en 2 litros de solución 0.1M?

Resolución:

Datos: 2 litros de solución 0.1 M, PM 58.5g/mol

Número de moles

1M------------58.5 g/litro

0.1M----------5.85 g/litro

1 litro-----------5.85 g

2 litros----------11.7 g

58,5 g ------------1mol

11.7 g-------------0.2 moles

Número de osmoles

Número de moles x i siendo i = número partículas osmóticas liberadas = 3 en este

caso.

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0.2 x 3= 0.6 osmoles

Equivalentes gramo

Número de moles x n siendo n= número de protones u oxidrilos liberados = 2 en este

caso.

0.2 x 2 = 0.4 equivalentes gramo.

DILUCIÓN DE SOLUCIONES

En el laboratorio, las soluciones de trabajo se preparan generalmente de una de las

siguientes maneras:

1- pesando el/los soluto/s y llevando a volumen con el solvente necesario

2- a partir de una solución más concentrada (denominada solución madre), la cual se

diluye hasta obtener la concentración deseada.

La dilución de una solución implica agregar a una alícuota de la solución madre una

determinada cantidad de solvente (generalmente agua), de forma tal que la misma

cantidad de soluto inicial ahora está presente en una mayor cantidad de agua dando como

consecuencia una solución de concentración menor.

Por otro lado también se puede diluir una solución madre con una solución que contenga

los mismos componentes pero que tenga una concentración menor. La solución resultante

de la mezcla tendrá una concentración intermedia entre la solución madre y la de menor

concentración.

Dilución con solvente:

Por regla general el procedimiento consiste en agregar una cantidad determinada de agua

a una alícuota de la solución madre hasta obtener una solución diluida.

El concepto importante en este caso es que solo se realiza una dilución con solvente, el

soluto solo proviene de la alícuota de la solución inicial, por lo tanto se cumple:

masa soluto inicial = masa soluto final

o bien

nº moles soluto iniciales =nº moles soluto final

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Se utiliza para ello la siguiente fórmula:

Vi x Ci = Vf x Cf

Donde Vi y Vf son los volúmenes iniciales y finales y C¡ y Cf son las concentraciones

iniciales y finales respectivamente.

ATENCION: Se deben respetar las mismas unidades de uno y otro lado de la igualdad.

Ejemplo

Para preparar 600 ml de una solución 1M a partir de una solución 3M se deberá tomar

una alícuota de la solución madre y agregarle agua hasta tener 600 ml de una solución

1M. El problema consiste en averiguar: 1) ¿qué cantidad de la solución madre hay que

tomar? y 2) ¿cuánta agua hay que agregar?

1.- Según la ecuación Vi x 3M =0,6 L x 1M

Despejando

0,6 L x 1M

V =------------------------- = 0,2 L o bien 200 ml

3M

Se quiere preparar 0,6 litros de la solución diluida partiendo de 0,2 litros de la solución

madre, por lo tanto habrá que agregar agua hasta completar un volumen final de 0,6 litros

(0,4 L de agua). En este ejemplo, la concentración de la solución final es un tercio de la

solución madre, por lo que se dice que se realizó una dilución al 1/3: un volumen de la

8 moléculas/ 500ml

500 ml

1000 ml

+ 500 ml agua

8 moléculas/1000ml

Molécula de soluto

DILUCIONES: SOLUTO Y SOLVENTE (AGUA)

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MEZCLA DE SOLUCIONES DEL MISMO SOLUTO

500 ml300 ml

6 moléculas/500 ml 4 moléculas/300 ml 10 moléculas/800 ml

+ =800ml

Moléculas de soluto

Solución A Solución B Solución Final

solución madre en 3 volúmenes de la solución final. También se dice que se trata de una

dilución 1 + 2, es decir un volumen de la solución madre más dos volúmenes de agua.

Dilución por mezcla de dos o más soluciones

En el caso de la mezcla de dos soluciones se debe tener en cuente que las masas de los

solutos son aditivas: la masa de soluto final es igual a la suma de la masa de soluto de la

alícuota de la solución 1 + la masa de soluto de la alícuota de la solución 2.

masa sto SC1 + masa sto SC2 = masa sto final

o bien

nro moles sto SC1 + nro moles sto SC1 =nro moles sto final

Se utiliza para ello la siguiente fórmula:

V1 x C1 + V2 x C2 = Vf x Cf

Donde V1 y V2 son los volúmenes de las alícuotas de las soluciones iniciales, C1 y C2

son las concentraciones de las soluciones iniciales y Vi Y Cf son el volumen y

concentración finales respectivamente.

ATENCION: Se deben respetar las mismas unidades de uno y otro lado de la igualdad.

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Además hay que considerar siempre que los volúmenes son aditivos (NO así las

concentraciones), esto significa:

V1 + V2 = Vf

En el caso de usar tres o más soluciones iniciales, que contengan el mismo soluto, para

preparar una solución final se utiliza la misma fórmula teniendo en cuenta todas las

soluciones iniciales. Como también en el caso de adicionar solvente a la mezcla de las

soluciones, tenemos que considerarlo en el volumen final.

PROBLEMAS TIPO: EJERCICIOS 28 Y 29

28- Dilución con solvente

Se tienen 20 ml de solución 2 M de Na2SO4 (PM=142 g/mol). ¿Hasta qué volumen se

deben diluir para obtener una solución 1 % P/V?

Resolución:

Averiguar la concentración molar de la solución resultante (1% P/V)

100 ml---------------1 g

1000 ml-------------10 g

142 g---------------1 mol

10 g ----------------0.07042 moles

Vi x Ci = Vf x Cf

El volumen final es nuestra incógnita, por lo tanto despejando Vf

Vf = 20 ml x 2M/ 0.07042 M= 568 ml

29. Mezcla de soluciones

Se mezclan 20 ml de solución 0.4 M de NaOH con 80 ml de solución 0.2 M del mismo

soluto. Considerando volúmenes aditivos, ¿cuál es la molaridad de la solución resultante?

Datos: solución A : 20 ml solución 0.4 M NaOH

solución B : 80 ml solución 0.2 M NaOH

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Averiguar el número de moles en cada una de las soluciones

A- 1000 ml-----------------0.4 moles

20 ml-----------------0.008 moles

B- 1000 ml----------------0.2 moles

80 ml----------------0.016 moles

Solución resultante= sumatoria de moles de cada solución (A+B)

0.008 moles en la solución A + 0.016 moles en la solución B = 0.024 moles

Volumen: 20 ml + 80 ml= 100 ml

Averiguar concentración molar de la solución final

100 ml--------------------0.024 moles

1000ml-------------------0.24 moles, o sea que es una solución 0.24 M

EJERCITACIÓN SOLUCIONES

1. Se emplearon 77 g de solvente para disolver 3 g de soluto. ¿Cuál es la

concentración de soluto expresada en % P/P? (Rta: 3,75 % P/P)

2. Calcular el % P/P de una solución que contiene 130 g de soluto y 1970 g de

solvente. (Rta: 6,19 % P/P)

3. Se mezclan 130 g de una sal con 370 g de agua. Calcular: a. % P/P, b.

% P/Psolvente, c. % P/Vsolvente (Rta: a. 26 %, b. 35,13 %, 35,13 %)

4. Si la concentración de una solución es 2 % P/V, ¿Qué masa de soluto estará

contenida en 30 ml de esa solución? (Rta: 0,6 g de soluto).

5. ¿Qué masa de solvente es necesaria para prepara una solución de 25

% P/P si dispones de 25 g de soluto? ¿Y con 100 g de soluto? (Rta: a.

75 g, b. 300 g)

6. Una solución acuosa de Na2SO4 es 5 % P/P. Calcular en qué masa de solvente

están disueltos 15 g de soluto. (Rta: 285 g de solvente)

7. Se preparó una solución disolviendo 15 g de soluto en 265 g de solvente

¿Qué masa de solución debe tomarse para obtener 5 g de soluto? (Rta:

93,3 g de solución)

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8. Una solución es 25 % P/V. ¿Qué volumen de solución contiene 4,8 g de soluto?

(Rta: 19,2 ml)

9. Indicar que masa de solución de acido sulfúrico 15 % P/P será posible obtener

partiendo de: a. 1 g de soluto , b. 15 g de soluto, c. 340g de soluto (Rta: a. 6,66

g, b. 100 g, c. 2266.7 g)

10. Se tiene una solución acuosa de 10 g de azúcar en 250 g de solución

Expresar su concentración en a. g de azúcar/100 g de agua, b. % P/P (Rta: a.

4,17 g soluto/100 g solvente; b. 4 % P/P)

11. ¿Cuántos ml de etanol (soluto) deben agregarse a 200 ml de metanol para

obtener una solución 10 % V/V (Rta: 22,2 ml)

12. Si se tiene 2 litros de una solución 0,5 M:

a) se tiene 10 moles de soluto

b) se tienen 0,1 moles de soluto

c) se tiene igual cantidad de moles que en 0,5 litros de solución 0,2 M

d) se tiene 1 mol de soluto

(Rta: d).

13. Si se disuelven 0,6 moles de soluto en 6 litros de solución ¿Cuál es la

molaridad de la solución? (Rta: 0,1 M)

14. ¿Qué masa de soluto se necesita para preparar 1 litro de solución 0,2 M

de NaCl (PM NaCl 58,5 g/mol)? (Rta: 11,7 g)

15. ¿Cuál es la molaridad de una solución acuosa que contiene 10,6 g de

Na2SO4 en 100 ml de solución? (PM Na2SO4 : 142g/mol) (Rta 0,75 M)

16. ¿Qué volumen de solución 0,6 M debe medirse para tener 0,5 moles de soluto?

a) 83 cm3

de solución b) 833 dm

3 de solución

c) 0,833 l de solución d) 0,0833 cm

3 de solución

(Rta: c)

17. Calcular la M, N y Osm de una solución de NaOH que contiene 4 g de soluto

por litro de solución (PM NaOH: 40 g/mol) (Rta: 0,1 M; 0,1 N; O,2

Osm)

18. ¿Cuántos gramos, moles, osmoles y equivalentes gramo de Mg(OH)2 están

contenidos en 2 litros de solución 0,1M? (PM Mg(OH)2 58,5 g/mol) (Rta: 11,7 g; 0,2 mol; 0,6 osmol; 0,4 eq gramo)

19. Se tiene una solución acuosa 2 M de KNO3 lo que es lo mismo que tener una solución de KNO3 expresada como: a) 20 % P/V y 4 N b) 15 % P/V y 4 Osm

c) 4 N y 2 Osm

d) 2 N y 4 Osm

(Rta: d)

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20. ¿Cuál de estas soluciones de HCl es la mas concentrada (PM HCl 36,5 g/mol)

a) 0,0001 M

b) 0,3 g soluto/ 1 litro de solución c)

0,029 g soluto/100 ml solución d)

0,16 g soluto/ 250 ml solución (Rta:

d)

21. Para una solución de NaOH 0,4 N (PM NaOH 40 g/mol) Calcular a) eq

gramo de soluto en 2 l de solución

b) gramos de soluto en 0,6 l de solución

c) volumen de solución que contiene 0,3 eq gramo de soluto d)

volumen de solución que contiene 4,6 g de soluto

(Rta: 0,8 eq gramo; 9,6 g soluto; 750 ml; 287,5 ml)

22. ¿Cuántos g de soluto se necesitan para preparar 20 ml de solución 5 % P/V?

¿Qué M y Osm tiene la solución obtenida si el soluto es NaCl (PM NaCl 58,5

g/mol) (Rta: 1g; 855 mM; 1,710 Osm)

23. Una solución de H2SO4 contiene 98 g de soluto en 2000 ml de solución

Expresar la concentración en M, N y Osm (PM H2SO4 98 g/mol) (Rta: 0,5 M; 1N, 1,5 Osm)

24. Una solución de Ca(OH)2 (PM Ca(OH)2 74 g/mol) es 0,02 N. Su

molaridad y osmolaridad son: a) 0,01 M y 0,06 Osm b) 0,01 M y 0,03 Osm c) 0,04 M y 0,12 Osm d) 0,02 M y 0,06 Osm (Rta: b)

25. La muestra de orina de un paciente tiene una densidad de 1,02 g/ml.

¿Cuántos g de orina eliminó dicha persona en un día durante el que excretó

1250 ml de orina? (Rta 1275 g)

26. Se disponen de 750 ml de una solución 3 Osm de H2SO4. ¿Qué volumen debo

tomar de dicha solución para preparar: a. 100 ml de solución 0,05M; b. 80 ml de solución 0,8 N; c. 130 ml de solución al 2,5 % P/P, cuya densidad es 1,8 g/ml? (PM H2SO4 98 g/mol) (Rta: a. 5 ml;b. 32 ml;c. 59,7 ml )

27. Se dispone de 80 ml de solución 3 M de KOH y se agregan 40 ml de agua.

¿Cuál es la nueva concentración de la solución en a. M, b. N, c.

%P/V (PM KOH 56,1 g/mol)? (Rta: a. 2 M, b. 2 N, c. 11,2 % P/V)

28. Se tienen 20 ml de solución 2 M de Na2SO4. ¿Hasta qué volumen se debe

diluir para obtener una solución 1 % P/V? (PM Na2SO4 142g/mol) (Rta:568 ml)

29. Se mezclan 20 ml de solución 0,4 M de NaOH con 80 ml de solución 0,2

M del mismo soluto. Considerando volúmenes aditivos, ¿cuál es la

molaridad de la solución resultante? (Rta:0,24 M)

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EJERCITACIÓN EXTRA

1. Se mezclan 50 ml de una solución acuosa de NaCl 20 g/l y 100 ml de otra

solución del mismo soluto pero de una concentración 30 g/l. Una vez

mezcladas ambas soluciones:

a) obtengo 1 g de soluto al tomar 50 ml de solución

b) obtengo 2 g de soluto al tomar 75 ml de la solución c) la

concentración de la solución final es de 25 g/L (Rta:b )

2. Para preparar 520 ml de una solución acuosa 0,1 N de ácido sulfúrico

(PM H2SO4 98 g/mol) necesito la siguiente cantidad de soluto:

a) 10,2 g b) 5,1 g

c) 2,5 g

(Rta:c )

3. Si tengo una solución de ácido clorhídrico concentrado 12 M y la quiero diluir

con agua para preparar 1 litro de una solución de ácido clorhídrico

5M, debo poner:

a) 417 ml de HCl 12 M

b) 2400 ml de HCl 5 M

c) no puede hacerse sin concentrarse

(Rta: a)

4. Se tienen 20 ml de una solución acuosa con alcohol al 40% V/V. Si

añadimos 60 ml de agua pura, la concentración de la nueva solución es: a) 13,3

% V/V b) 10 % V/V c) 17,5 % V/V

(Rta: b)

5. Se toman 72 g de ácido acético (PM CH3COOH 60,1 g/mol), y se disuelven en agua hasta los 600 cm

3. De allí se toman 100 cm

3 a los que se le añaden

primero 200 cm3

de otra solución del mismo soluto pero 4 M y después 200 cm

3 de agua. ¿Cuál será la molaridad de esta última solución?

a) 2 M b) 1 M

c) 2,5 M

(Rta: a)

6. A un enfermo hay que inyectarle 15 g de KCl (PM 149 g/mol) y 126 g de glucosa

(PM 180g/mol). ¿Cuánta agua habrá que añadirles para que resulte un suero 0,4

osmolar?

a) 1 litro

b) 2,25 litros

c) 0,45 litros

(Rta:b )

7. Para preparar 2 litros de HCl 0.4 M (PM HCl 36,5 g/mol) partiendo de una

solución de HCl de 28 % P/P y de 1,15 g/ml de densidad se necesitan:

a) 90,7 ml de la solución 28 % p/p b)

46 ml de la solución 28 % p/p

c) 104,3 ml de la solución 28 % p/p

(Rta: a)

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8. Se quieren preparar 1500 ml de una solución de H2SO4 0,002 M

utilizando una solución de H2SO4 5 M. Necesito tomar: a) 0,4 ml b) 0,8 ml

c) 0,6 ml

(Rta: c)

9. ¿Cuántos miliequivalentes de H2SO4 y cuántos gramos de este ácido

contienen 23,5 ml de una solución 0,85 M de ácido sulfúrico? a) 39,95 meq y 1,96 g. b) 39,95 meq y 3,91 g c) 19,97 meq y 0,98 g

(Rta: a)