Disoluciones (problemas resueltos)

DISOLUCIONES

1.- Disponemos de ácido clorhídrico comercial (densidad = 1,2 g/cm 3 y riqueza 36 % en
peso) y deseamos preparar 500 cm3 de una disolución de ácido clorhídrico 0,1 M. Explica
detalladamente cómo lo harías, indicando los cálculos correspondientes.

Si queremos preparar 500 cm3 de disolución 0,1 M de HCl, en primer lugar precisamos calcular
los moles de HCl que habrá que tomar delfrasco de ácido clorhídrico comercial, para diluirlos a
continuación en el agua necesaria hasta completar ese volumen de disolución (500 cm 3, o lo
que es lo mismo, 0,5 L).
Para ello recordemos que la molaridad de una disolución expresa la relación entre los moles de
soluto y el volumen de disolución, es decir:

Y sustituyendo los datos:
ns = 0,1 M · 0,5 L = 0,05 mol
Esa cantidad en moles debemosexpresarla en gramos

Como esa cantidad de HCl tiene que obtenerse de una disolución comercial (riqueza 36 %),
tendremos que calcular qué masa de ese reactivo contendrá esos 1,825 g de HCl que
precisamos:

Al tratarse de un líquido, es más práctico calcular, a partir de ese dato, el volumen de disolución
comercial que tendremos que emplear, haciendo uso de la densidad de la misma:

y sustituyendo losdatos:

Es decir, con una pipeta tomaremos 4,22 cm3 (4,22 mililitros) de la disolución comercial de
ácido clorhídrico. En esos 4,22 cm3, que equivalen a una masa de 5,07 g, se encuentran
contenidos 1,825 g de HCl puro, que a su vez se corresponden con 0,05 mol de HCl, nuestro
soluto en la disolución que queremos preparar.
Ese volumen que tomamos con la pipeta, lo trasladaremos a un matraz aforadode 500 cm 3.
Seguidamente, iremos añadiendo, muy lentamente, agua destilada hasta enrasar con la línea
del matraz que indica los 500 cm3 exactos.

2.- Se desea preparar 1 litro de una disolución de ácido nítrico 0,2 M a partir de un ácido
nítrico comercial de densidad 1,50 g/cm3 y 33,6 % de riqueza en peso. ¿Qué volumen
deberemos tomar de la disolución comercial? Explica el procedimiento queseguiremos
para su preparación.
Masas atómicas: H = 1; N = 14; O = 16.

Para preparar la disolución que se pretende, hace falta, en primer lugar, conocer la cantidad
(en moles) de HNO3 (será el soluto) que necesitamos.
Como el dato de la concentración viene expresado como una molaridad, podemos aplicar:

Y sustituyendo los datos:
ns = 0,2 M · 1 L = 0,2 mol
Esa cantidad en moles debemos expresarla engramos, para poder trabajar con magnitudes
más familiares en el laboratorio, para ello recurrimos a la expresión 2.1.:

Como esa cantidad de HNO3 tiene que obtenerse de una disolución comercial (riqueza 33,6 %),
tendremos que calcular qué masa de ese reactivo comercial contendrá esos 12,6 g de HNO 3
que precisamos:

Al tratarse de un líquido, es más práctico calcular, a partir de ese dato, elvolumen de disolución
comercial que tendremos que emplear, haciendo uso de la densidad de la misma:

y sustituyendo los datos:

Es decir: con una pipeta tomaremos 25 cm3 de la disolución comercial del ácido. En esos 25
cm3 (que equivalen a una masa de 37,5 g) se encuentran contenidos 12,6 g de HNO 3 puro, que
a su vez se corresponden con 0,2 mol de HNO3, nuestro soluto en la disolución que queremospreparar.
Ese volumen que tomamos con la pipeta, lo trasladaremos a un matraz aforado de 1 L.
Seguidamente, iremos añadiendo agua destilada hasta enrasar con la línea del matraz que
indica un litro exacto de disolución.

3.- Calcula la molaridad resultante de una disolución que se prepara mezclando 50 mL de
H2SO4 0,136 M con:
a) 70 mL de H2O.
b) 90 mL de H2SO4 de concentración 0,068 M.

En ambosapartados, se trata de calcular la molaridad de una mezcla de disoluciones. Para
determinarla, y analizando la expresión de la molaridad:

tendremos que determinar, en cada caso, cual es el nuevo número de moles de la mezcla, y
dividirlo entre el nuevo volumen de la disolución.
a) 50 mL de H2SO4 0,136 M con 70 mL de H2O.
En este caso, el número de moles de H2SO4 sólo los aporta la primera...