1

QC-12

Soluciones I

2

INTRODUCCIÓN.

La Ley de Composición Definida, Ley de Proust, señala como distinguir

entre una sustancia pura tipo compuesto y una mezcla. Los compuestos o

sustancias puras, tienen una composición constante donde las propiedades individuales de los elementos que lo constituyen se pierden, se genera una

sustancia nueva con propiedades físico-químicas específicas. La formación de un compuesto es mediante enlaces químicos.

En cambio, en una mezcla las cantidades de los componentes son variables

y cada componente conserva sus propiedades individuales. Se forman mediante una combinación física, pero no química. Por lo tanto, las mezclas no se forman

por enlaces químicos.

Las mezclas pueden ser homogéneas o heterogéneas. Las mezclas heterogéneas se caracterizan por presentar una separación entre los

componentes, es decir, se aprecian a simple vista dos o más fases. Las partes de una mezcla heterogéneas pueden ser separadas fácilmente por

métodos físicos. Estás pueden ser clasificadas según el tamaño de las partículas dispersas.

• Dispersión coloidal: mezclas que se encuentran entre las

homogéneas y las heterogéneas. Partículas pequeñas, no se ven a

simple vista, no sedimentan en reposo y no pueden ser separadas por filtración.

• Suspensión: mezcla con partículas de mayor tamaño, cuando están en reposo sedimentan y pueden ser separadas por filtración

• Emulsión: mezcla de dos líquidos inmiscibles más o menos

homogéneos en donde uno se dispersa en otro. Son similares a los coloides.

3

Figura1:Ejemplosdedispersióncoloidal(cerveza)ysuspensión

Figura2:Emulsión.Laindustriaalimentariageneralmentelohaceconaceite/agua,laspequeñaspartículasdeaceitesedispersanenelagua

Las soluciones (o disoluciones) constituyen una mezcla homogénea,

estas se caracterizan por tener solo una fase ya que cada componente se mezcla íntimamente con el otro. Por lo tanto, los constituyentes de la solución son

indistinguibles.

Debemos tener claro que cada vez que se hable de solución o disolución SIEMPRE se trata de una mezcla homogénea.

Al analizar una muestra de alguna solución puede apreciarse que en

cualquier parte de donde ella se tome, su composición es siempre constante

Los constituyentes no pueden ser separados por métodos físicos simples

como decantación, filtración, centrifugación, etc. Dependiendo de las

propiedades físico-químicas de los componentes, pueden ser separados por destilación, cristalización, cromatografía, entre otros.

Los componentes de una solución son soluto y solvente. El soluto es aquel que se encuentra en menor cantidad sin importar en estado en que se

encuentre (sólido, líquido o gaseoso). Este es el componente que se disuelve o

dispersa, es por esto que también se le llama fase dispersa.

4

El solvente es el componente que se encuentra en mayor cantidad,

también puede encontrarse en cualquier estado de agregación. Es aquel que disuelve o dispersa, también se le llama fase dispersante.

Figura3:Solucionesacuosasdetintes.Solvente(agua)ysoluto(tinte)

TIPOS DE SOLUCIONES.

SOLU

TO

SOLVENTE

SÓLIDO LÍQUIDO GAS

SÓLIDO Aleaciones metálicas. Bronce

Azúcar/agua. Amalgama dental (Ag, Sn, Cu, Zn/Hg)

Aire contaminado

LÍQUIDO Greda (Agua/arcilla)

Alcohol/agua Neblina

GAS H2 en Pd

(paladio)

Agua gasificada Aire.

5

CLASIFICACIÓN DE LAS SOLUCIONES.

CLASIFICACIÓN DE ACUERDO A LA RELACIÓN SOLUTO/ SOLVENTE:

• Soluciones diluidas: cuando contienen una pequeña cantidad

de soluto, con respecto a la cantidad de solvente presente. Ej: Si se disuelve 8 g de algún soluto en 100 mL de agua.

• Soluciones concentradas: contienen bastante soluto con

respecto al solvente. Ej: Se disuelven 250 g de algún soluto X

en 1 L de agua.

Decir que una solución es diluida o concentrada es solo una

apreciación.

Figura4:Lassolucionessoncadavezmásconcentradasdederechaaizquierda

6

Ejercicio:

Se tienen dos soluciones de metanol, señale cuál corresponde a una solución diluida y concentrada:

• Solución 1: 400 mL de solución que contiene 250 mL de metanol (d = 0,8 g/mL) mezclados con agua pura.

• Solución 2: 400 mL de solución que contiene 64 g de metanol mezclados con agua pura

Respuesta:

Para ambas soluciones se debe calcular la cantidad de gramos de soluto que hay por cada mL de solución

Para solución 1:

Para determinar la masa de soluto, se debe utilizar la densidad del metanol

d =mv→ m = d · v = 0,8

gml

· 250mL = 200g

Luego hay 200 g de soluto por cada 400 mL de de solución, es decir, 0,5 g de soluto por cada mL de solución

Para solución 2:

Se debe determinar la relación entre la masa de soluto y el volumen de solución: hay 64 g de soluto por cada 400 mL de solución. Por lo tanto, 0,16 g de soluto por cada mL de solución

La solución 1 es más concentrada que la solución 2

SOLUBILIDAD La solubilidad (S) corresponde a la capacidad de determinada sustancia

(soluto) de disolverse en un determinado medio (solvente). Es la cantidad máxima de soluto que se puede disolver en una cantidad fija de solvente, en

determinadas condiciones de presión y temperatura. Por lo general corresponde a la relación g/L, g/100ml, g 100g, etc.

De acuerdo a la cantidad de soluto y el grado de solubilidad, las soluciones

se clasifican en:

• Solución Insaturada: contienen menos soluto que el establecido por la solubilidad, puede seguir agregándose soluto y el solvente lo disolverá.

7

• Solución Saturada: contienen la cantidad máxima posible para la

solubilidad, el solvente no es capaz de seguir disolviendo más soluto.

• Solución Sobresaturada: contienen más soluto que el establecido por la

solubilidad. Se puede apreciar que parte del soluto ha decantado, si se agrega más soluto el solvente no será capaz de disolverlo.

Figura5:Clasificacióndeacuerdoalasolubilidad

Ejercicio:

La solubilidad del cloruro de sodio (NaCl) en agua a 20ºC, es de 36 g de NaCl por cada 100 g de agua y preparamos una solución con 40 g de soluto en un matraz

aforado de 250 mL completando con agua pura. ¿Será una solución sobresatura?

Respuesta:

Para contestar esta pregunta, debemos determinar la relación de la solución preparada por cada 100 mL de agua. Si hay 40 g de soluto por cada 250 mL

(suponiendo que el volumen del soluto es despreciable), asumiendo que se trata de una proporcionalidad directa: hay 16 g de soluto por cada 100 mL de

agua.

Por lo tanto, la solución es insaturada.

8

El punto de saturación para una solución establece un límite de estabilidad, sobre ese límite las soluciones serán sobresaturadas. Por lo general, las soluciones sobresaturadas son inherentemente inestables al agregar una pequeña cantidad de soluto basta para que el exceso precipite y por consiguiente la solución se satura nuevamente.

Los solutos pueden ser solubles en distintos grados, cuando se disuelven

dos sustancias en cualquier proporción estos componentes son totalmente solubles o miscibles. Cuando estos tienen una solubilidad cercana a cero,

podemos decir que este soluto es insoluble en aquel solvente. Cuando hablamos de soluciones entre líquidos y la solubilidad es casi nula, diremos que son

inmiscibles.

“Lo similar disuelve lo similar”

• SOLUTO POLAR + SOLVENTE POLAR = SOLUBLE

• SOLUTO POLAR + SOLVENTE APOLAR = INSOLUBLE

• SOLUTO APOLAR + SOLVENTE POLAR = INSOLUBLE

• SOLUTO APOLAR + SOLVENTE APOLAR = SOLUBLE

TIPOS DE SOLUTO

La conductividad eléctrica en soluciones es la capacidad que tienen éstas

de transportar electricidad y depende directamente del soluto que se agrega.

• Solutos moleculares: cuando estos solutos están disueltos se disgregan hasta el estado molecular, es decir, no se forman iones. Ej: Tetracloruro

de carbono y agua. Estas son llamadas también soluciones no

electrolíticas y tienen una capacidad nula de transportar electricidad.

• Solutos iónicos: cuando se disuelven se dispersan en forma de iones. Ej:

NaCl(s) à Na+(ac) + Cl-(ac)

9

Estas soluciones llamadas electrolíticas son capaces de transportar

electricidad de manera perceptible. Estos solutos por lo general son sales, bases y ácidos.

Los iones disueltos se llaman electrolitos y son los encargados de la

conducción de la electricidad. Se conocen dos tipos:

♦ Electrolitos fuertes: aquellos que se disocian completamente y otorgan gran conductividad eléctrica a la solución.

♦ Electrolitos débiles: aquellos que no se disocian

completamente, otorgan una pobre conductividad eléctrica.

Los ácidos y bases débiles son ejemplos de especies con propiedades intermedias, es decir, son solutos parcialmente iónicos. Al diluir estas

especies se encuentran iones disueltos, pero también una gran cantidad de moléculas que no se han disociado.

HA ⇌ H++A-

Figura6:Unsolutoiónico(izquierda)yunsolutoparcialmenteiónico(derecha)

10

FACTORES QUE CONDICIONAN LA SOLUBILIDAD

NATURALEZA DEL SOLUTO Y EL SOLVENTE La solubilidad de un soluto en determinado solvente se debe

principalmente a las interacciones que se puedan establecer entre estos, fuerzas de Van der Waals y puentes de hidrógeno.

La solubilidad es mayor entre sustancias con propiedades eléctricas

similares, o de igual polaridad. Esto se explica porque las interacciones intermoleculares aumentan favoreciendo la disolución del soluto en el solvente.

PRESIÓN

De los tres estados de la materia el único que es compresibles es el gaseoso. Por esto, la presión solo afecta de forma considerable a la solubilidad

cuando algún componente de la mezcla es un gas.

Al aumentar la presión en un sistema donde se encuentre un gas y un

líquido, provoca que las moléculas del gas se aproximen al otro componente de

la mezcla. De cierta forma, el aumento en la presión favorece las interacciones intermoleculares entre el soluto y el solvente ya que aumenta la frecuencia de

colisiones de las moléculas gaseosas contra el líquido. Por ejemplo la solubilidad del oxígeno en agua (a 25º):

Presión (mm de Hg)

Concentración ( g/L de agua)

175 0,0095

300 0,0163

414 0,0220

610 0,0325

760 0,0408

11

En conclusión: la solubilidad de un soluto gaseoso es directamente

proporcional a la presión que este ejerce en el sistema.

Figura7:Efectodelapresiónenlosgases.Presión2(P2)esmayoralapresión1(P1)

TEMPERATURA • SOLUBILIDAD DE SÓLIDOS EN LÍQUIDOS

Figura8:Gráficodedependenciadelasolubilidadconlastemperaturaparasólidosenlíquidos

La solubilidad de la mayoría de los solutos sólidos en solventes líquidos es proporcional a la temperatura en que se encuentra el sistema. Esto se explica

porque al aumentar la temperatura, aumentan la energía cinética (el movimiento) de las moléculas y por consiguiente los choques entre los componentes de la

mezcla.

12

§ La curva corresponde a una solución saturada

§ El área bajo la curva corresponde a una solución insaturada

§ El área sobre la curva corresponde a una solución sobresaturada.

• SOLUBILIDAD DE GASES EN LÍQUIDOS

Figura9:Gráficodedependenciadelasolubilidadconlatemperaturaparagasesenlíquidos

Por el contrario, la solubilidad de los gases en líquidos es inversamente

proporcional a la temperatura. Al aumentar la temperatura, aumenta la energía cinética de las moléculas gaseosas disueltas provocando que estas escapen de la

solución. Sino crees, prueba calentando alguna bebida gaseosa.

13

UNIDADES DE CONCENTRACIÓN PARA LAS SOLUCIONES

La proporción en que se encuentra el soluto y el solvente se expresa a través del término concentración de una solución, estas pueden ser

expresadas a través de unidades físicas o químicas de concentración

UNIDADES FÍSICAS DE CONCENTRACIÓN

• Porcentaje masa/masa, peso/peso, porcentaje en peso o en masa. (%m/m o %p/p)

Indica la masa (g) de soluto disuelto por cada 100 g de solución.

%𝑚/𝑚 =𝑚𝑎𝑠𝑎𝑑𝑒𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜𝑒𝑛𝑔𝑟𝑎𝑚𝑜𝑠

100𝑔𝑑𝑒𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛

Ejercicio:

Se dispone de una solución 35 % m/m. Determinar la masa en gramos de soluto que hay en 80 g de solución

Respuesta:

Debemos entender esta unidad como una relación entre soluto y solución

35 g soluto à 100 g de solución

X g de soluto à 80 g de solución

Hay 28 de soluto por cada 80 de solución

14

• Porcentaje peso/volumen o masa/volumen. (%m/v)

Indica la masa (g) de soluto disuelto por cada 100 mL de solución.

%𝑚/𝑣 =𝑚𝑎𝑠𝑎𝑑𝑒𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜𝑒𝑛𝑔𝑟𝑎𝑚𝑜𝑠

100𝑚𝐿𝑑𝑒𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛

• Porcentaje volumen/volumen o porcentaje en volumen. (%v/v)

Indica el volumen (mL) de soluto disuelto por cada 100 mL de solución.

%𝑣/𝑣 =𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛𝑑𝑒𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜𝑒𝑛𝑚𝐿100𝑚𝐿𝑑𝑒𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛

• Partes por millón. (ppm)

Corresponde a la masa en miligramos (mg) de soluto por cada kilo (o litro) de solución. Recordar: [1 g = 1000 mg] [1 kg = 1000 g]

𝑝𝑝𝑚 =𝑚𝑎𝑠𝑎𝑑𝑒𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜𝑒𝑛𝑚𝑔

𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛𝑑𝑒𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛𝑒𝑛𝐿

Ejercicio:

Determinar las partes por millón de una solución de 150 mg de magnesio en 1 L de solución.

Respuesta:

𝑝𝑝𝑚 =150𝑚𝑔1𝐿

= 150𝑝𝑝𝑚𝑑𝑒𝑚𝑎𝑔𝑛𝑒𝑠𝑖𝑜

15

RECORDAR: Solución = Soluto + Solvente

En una solución solo son aditivas las masas, volúmenes y moles

En una reacción química solo son aditivas las masas

UNIDADES QUÍMICAS DE CONCENTRACIÓN

• Molaridad. (M)

Se define como la cantidad de soluto (expresada en moles) por litro de

disolución.

𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝑑𝑒𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 = FGHGIJHKLMNK(P)FGHGFKLGRIJHKLMNK(P/FKL)

𝑀 =𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝑑𝑒𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜

𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛𝑑𝑒𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛𝑒𝑛𝑙𝑖𝑡𝑟𝑜𝑠

Ejercicio:

¿Cuántos moles de NaOH hay en 400 mL de una solución cuya concentración es

0,5 M?

Respuesta:

A partir de la relación de molaridad. Reemplazando: n = moles de soluto y v =

volumen de solución. Recordar: [1 L = 1000 mL]

𝑀 =𝑛𝑣→ 𝑛 = 𝑀 · 𝑣 = 0,5

𝑚𝑜𝑙𝐿

· 0,4𝐿 = 0,2𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝑑𝑒𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜

• Molalidad. (m)

Se define como el número de moles que están disueltos por cada kilogramo

de solvente.

𝑚 =𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝑑𝑒𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜

𝑚𝑎𝑠𝑎𝑑𝑒𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒𝑒𝑛𝑘𝑔

16

Ejercicio:

Determinar la concentración molal de 40 g de un soluto cuya masa molar es

250 g/mol en 1 L de agua.

Respuesta:

Primero debemos calcular la cantidad de moles de soluto que hay en 20 g.

𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝑑𝑒𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 =𝑚𝑎𝑠𝑎𝑑𝑒𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜(𝑔)

𝑚𝑎𝑠𝑎𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟𝑑𝑒𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜(𝑔/𝑚𝑜𝑙)=

20𝑔250𝑔/𝑚𝑜𝑙

= 0,08𝑚𝑜𝑙

Luego, sabiendo que la densidad dela agua pura es 1 g/ml. Entonces: 1 L de agua = 1 kg de agua.

𝑚𝑜𝑙𝑎𝑙𝑖𝑑𝑎𝑑 =𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝑑𝑒𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜(𝑚𝑜𝑙)𝑚𝑎𝑠𝑎𝑑𝑒𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒(𝑘𝑔)

=0,08𝑚𝑜𝑙1𝑘𝑔

= 0,08𝑚

• Fracción molar. (χ)

Expresa la relación entre los moles de soluto o solvente y los moles de solución

𝜒HKLMNK =𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝑑𝑒𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝑑𝑒𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛

𝜒HKLWJXNJ =𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝑑𝑒𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝑑𝑒𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛

χHKLMNK +χHKLMNK = 1

17

Ejercicio:

Determinar la fracción molar de cada una de las sustancias de una solución de

46 g de etanol (PM=46g/mol) y 100 de agua (PM=18g/mol)

Respuesta:

Debemos calcular los moles del soluto y solvente:

𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝑑𝑒𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 =46𝑔

46𝑔/𝑚𝑜𝑙= 1𝑚𝑜𝑙

𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝑑𝑒𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒 =100𝑔

18𝑔/𝑚𝑜𝑙= 5,56𝑚𝑜𝑙

Luego las fracciones molares en cuanto a la cantidad de moles totales

Moles totales = 1 mol + 5,56 mol = 6,56 mol

𝜒HKLMNK =1𝑚𝑜𝑙6,56𝑚𝑜𝑙

= 0,15𝜒HKLWJXNJ =5,56𝑚𝑜𝑙6,56𝑚𝑜𝑙

= 0,85

RELACIÓN ENTRE LAS UNIDADES DE CONCENTRACIÓN

§ % m/v = % m/m ٭ dsolución § M= (% m/v 10٭) / masa molar § % m/v= % v/v ٭dsoluto

18

DILUCIÓN DE SOLUCIONES

La concentración de una solución puede ser modificada mediante la

variación del volumen del solvente. Al agregar solvente la solución resultante presentará una menor concentración, este proceso se denomina dilución. Si se

remueve solvente de la solución, mediante evaporación, mientras la temperatura de ebullición del solvente no descomponga al soluto, la concentración resultante

presentará una mayor concentración.

Cuando se altera el volumen de una solución, la cantidad de soluto no varía. Para determinar la concentración de la solución final se usa:

𝑉] ∙ 𝐶] = 𝑉 ∙ 𝐶`

V1= volumen inicial de la solución

C1= concentración inicial de la solución

V2= volumen final de la solución

C2= concentración final de la solución

Las concentraciones finales e iniciales deben estar en unidades de molaridad o % m/v. Al hacer un análisis de unidades con concentraciones en

unidades de molaridad:

𝐿 ∙𝑚𝑜𝑙𝐿

= 𝐿 ∙𝑚𝑜𝑙𝐿

Comprobándose en la ecuación que la cantidad de moles en la solución inicial es la misma que la de la solución final.

19

Ejercicio:

Se tiene un litro de solución acuosa al 36% m/v. ¿Cuántos litros de agua

se tienen que agregar para que quede al 4% m/v?

Datos que conocemos: V1=1L

C1=36% m/v

Podemos extraer de la concentración inicial C1 que hay 37 g de soluto

por cada 100 mL de solución.

C2=4% m/v

V2 =X

Para calcular la dilución se utiliza:

𝑉] ∙ 𝐶] = 𝑉 ∙ 𝐶`

𝑉 =𝑉] ∙ 𝐶]𝐶`

Al calcular con los datos:

𝑉 𝐿 =1𝐿 ∙ 36%𝑚/𝑣4%𝑚/𝑣

𝑉 𝐿 = 9𝐿

Por lo tanto, si tenemos una solución al 36 % m/v; y queremos obtener

una solución al 4 % m/v, esta debe diluirse hasta alcanzar un volumen final de 9 L. Pero para saber cuánto solvente debe agregarse, se debe restar el volumen

inicial, ya que suponemos que el soluto no ha variado.

𝑉 − 𝑉] = 9𝐿 − 1𝐿 = 8𝐿

Se deben agregar 8 litros de agua

20

EJERCICIOS.

1.- En el laboratorio se preparan tres soluciones acuosas de NaOH con las siguientes masas de soluto y solvente:

• Solución A: 35 g de sal en 350 g de agua. • Solución B: 25 g de sal en 250 g de agua • Solución C: 45 g de sal en 450 g de agua

Al respecto:

a) La solución A es más concentrada que la solución C b) La solución C es más concentrada que la solución A c) La solución C es la más concentrada d) Las tres soluciones tienen la misma concentración e) Ninguna de las anteriores

2.- Si a 30 mL de una solución acuosa X mol/L, se agregan 60 mL de agua. Suponiendo volúmenes aditivos, la concentración de la solución resultante es:

a) X/2 mol/L b) X/3 mol/L c) X/4 mol/L d) X/5 mol/L e) X/6 mol/L

3.- Si se disuelven 40 g de CuCl en 400 g de agua, el % p/p de la solución es:

a) 1 % p/p b) 10 % p/p c) 40 % p/p d) Faltan datos e) Ninguna de las anteriores

4.- Si a 0,5 L solución de NaOH 0,7 mol/L se diluye a un volumen de 1,5 L, la concentración molar resultante es:

a) 0,7/1,5 M b) 0,7/0,3 M c) 0,5/1,5 M d) 0,39 M e) 0,23 M

5.- ¿Qué volumen de agua se debe agregar a 15 mL de una solución 0,45 M de ácido sulfúrico H2SO4 para que la solución resultante tenga una concentración de 0,3 M?

a) 22,5 mL b) 7,5 mL c) 225 mL d) 50 mL e) 5 mL

21

6.- En el laboratorio se dispone de 2 L de una solución de ácido clorhídrico 5 M, para preparar 100 mL de una solución 0,3 M se debe extraer de solución inicial:

a) 6,0 mL b) 0,7 mL c) 0,8 mL d) 0,9 mL e) 1,0 mL

7.- Determina el número de moles contenidos en 200 mL de oxalato de calcio CaC2O4 cuya concentración es 0,6 M

a) 0,12 mol b) 1,2 mol c) 0,012 mol d) 1,2 x 10-3 e) Ninguna de las anteriores

8.- Se tienen tres soluciones de hidróxido de sodio NaOH (masa molar=40 g/mol)

• Solución 1: 0,01 mol de NaOH en 100 mL de solución • Solución 2: 4 g de NaOH en 1L de solución • Solución 3: 0,2 mol de NaOH en 2L de solución

Al respecto, se puede afirmar correctamente que:

a) La solución 2 es la más concentrada b) La solución 1 es la más concentrada c) La solución 3 es la más concentrada d) La solución 1 y 2 son más diluidas que la solución 2 e) Las tres soluciones tienen la misma concentración

9.- Para preparar un litro de salmuera al 3,94 %p/v, se necesitan: (Masa molar NaCl=58,5 g/mol)

a) 39,4 g de NaCl b) 3,94 g de NaCl c) 0,394 g de NaCl d) 394 g de NaCl e) Ninguna de las anteriores

10.- ¿Cuál será la concentración final si a una solución que tiene una concentración inicial de 0,7 M con un volumen de 200 mL, se le añade agua hasta completar un volumen de 600 mL?

a) O,23 M b) 0,023 M c) 2,3 M d) 1,16 M e) Ninguna de las anteriores

22

11.- Se dispone de un litro de una solución 2,5 M de H2SO4 y es diluida a 3,5 L de solución final. Calcula la molaridad de la solución

a) 2,5/3,5 M b) 0,5/0,7 M c) 0,714 M d) Todas las anteriores e) Ninguna de las anteriores

12.- Cierta muestra de agua residual se analizan los niveles de plomo (metal muy tóxico para la salud) de aproximadamente 500 mg/L. La masa de plomo contenido en 40 L es:

a) 2000 g b) 2 mg c) 20 mg d) 2 g e) Ninguna de las anteriores

13.- Una solución se prepara con una masa de 45 g de KCl (Masa Molar KCl=74,55g/mol) en 0,6 L de agua (suponer volumen despreciable de soluto). Luego de esta solución se extrae un volumen de 650 mL, se vierte en un matraz aforado de 1L enrasando con agua. La concentración final es:

a) 0,65 M b) 1 M c) 1,2 M d) Faltan datos e) Ninguna de las anteriores

14.-Una solución de HCl posee una concentración al 20% m/m y tienen una densidad de 1,32 g/mL. ¿Cuál será la cantidad en g/L?

a) 75,76 g/L b) 20 g/L c) 263,9 g/L d) 132 g/L e) Ninguna de las anteriores

15.- Determinar el número de moles que contiene una porción de 0,02 g de oro (Masa Atómica de Au= 196,97 g/mol)

a) 1,02 mol b) 0,102 mol c) 0,0102 mol d) 0,00102 mol e) 1,02 x 10 -4 mol

23

16.- ¿Cuál es la masa de KI que se requiere para preparar 4 x 102 mL de una solución 4,2 M? (Masa molar de KI= 166 g/mol)

a) 1,68 g b) 278,88 g c) 166 g d) 27,8 g e) Ninguna de las anteriores

17.- ¿Qué masa de nitrato de potasio KNO3 se requiere para preparar 0,35 L de una solución 4 M? (Masa molar de KNO3 = 101 g/mol)

a) 1,4 mol b) 1,4 g c) 141,4 g d) 141,4 mol e) Ninguna de las anteriores

18.-Determina la concentración en ppm de una solución que contiene 1,7 g de Cu2+ en 782 mL de solución

a) 0,002 ppm b) 2,17 ppm c) 2173 ppm d) 21,73 ppm e) 0,2173 ppm

19.- Para preparar 250 mL de solución 1,4 mol/L de HNO3 a partir de una solución 13 mol/L de HNO3, se debe extraer:

a) 26,9 mL b) 2,69 mL c) 269 mL d) Faltan datos e) Ninguna de las anteriores

20.-Si una solución acuosa de NaCl es 15 % p/p, esto quiere decir que:

a) Existen 15 g de soluto por cada 100 g de solución b) Existen 15 g de soluto por cada 85 g de solución c) Existen 15 g de soluto y 100 g de solvente d) Existen 15 d de solvente por cada 100 g de solución e) Ninguna de las anteriores

EXTRAS:

21.- Dos soluciones de KMNO4 se mezclan:

• Solución 1: 425 mL de solución de KMNO4 0,234 M • Solución 2: 15 mL de solución de KMNO4 0,875 M

¿Cuál será la concentración de la solución resultante?

24

22.- Se tiene 420 mL de una solución de HCl 0,25 M y se desea diluir para obtener exactamente una concentración 0,2 M ¿Qué cantidad de agua debe añadirse?

CLAVES:

PREGUNTA ALTERNATIVA PREGUNTA ALTERNATIVA

1 D 11 D

2 B 12 E

3 E 13 A

4 E 14 C

5 B 15 E

6 A 16 B

7 A 17 C

8 E 18 C

9 A 19 A

10 A 20 A