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Disoluciones

Pregunta 1
Disponemos de ácido clorhídrico comercial (densidad = 1,2 g/cm3 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.

Respuesta 1
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 del frasco de ácido clorhídrico comercial, para diluirlos a continuación en el agua necesaria hasta completar ese volumen de disolución (500 cm3, 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 debemos expresarla en gramos, para poder trabajar con magnitudes más familiares en el laboratorio, para ello recurrimos a la expresión 2.1.:

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 los datos:


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 aforado de 500 cm3. Seguidamente, iremos añadiendo, muy lentamente, agua destilada hasta enrasar con la línea del matraz que indica los 500 cm3 exactos.

Pregunta 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 que seguiremos para su preparación.

Masas atómicas: H = 1; N = 14; O = 16.

Respuesta 2
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 en gramos, 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 HNO3 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 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 HNO3 puro, que a su vez se corresponden con 0,2 mol de HNO3, nuestro soluto en la disolución que queremos preparar.

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.

Pregunta 3
Se toman 200 mL de una disolución de MgCl2 de concentración 1 M y se mezclan con 400 cm3 de otra, también de MgCl2, 2,5 M. Finalmente se añade al conjunto 400 mL de agua. Suponiendo que los volúmenes son aditivos y la densidad final es 1,02 g/mL.

a) Cuál será la molaridad resultante?

b) Cuál será la molalidad final?

Respuesta 3
a) En este problema se contempla la mezcla de dos disoluciones cuyas concentraciones son diferentes, y se pide determinar la concentración final, expresándola de diferentes modos. Para simplificar el problema, vamos a referirnos, como magnitud central de concentraciones, a la molaridad. Para determinarla en nuestro caso concreto, 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, es decir:

puesto que las concentraciones NO son aditivas.

Como los volúmenes sí pueden considerarse aditivos, el volumen final de la disolución será:

V1 + V2 + V3 = 200 mL + 400 mL + 400 mL = 1 000 mL = 1 L

Para determinar el número de moles de soluto que aporta cada disolución, consideraremos la expresión 3.4.

Así, para la primera disolución: 200 mL de MgCl2 1M:

ns = MV = 1 M · 0,2 L = 0,2 mol

Y para la segunda de 400 mL de MgCl2 2,5 M:

ns = MV = 2,5 M · 0,4 L = 1 mol

Luego el número total de moles de MgCl2 es de 1,2, y, por ello, la molaridad de la disolución resultante será:

b) La molalidad resultante (otra forma de expresar la concentración de una disolución), viene dada por la expresión:

donde la masa de disolvente la obtenemos a partir de:

masa de disolución = masa de disolvente + masa de soluto

Para determinar la masa de disolución disponemos del dato de su densidad (r = 1,02 g/mL) y de su volumen (V = 1 000 mL), por tanto:

mdisolución = rV = 1,02 g/mL · 1 000 mL = 1 020 g de disolución

Para determinar la masa de soluto disponemos de su masa molar (M = 95,3 g/mol) y del número de moles totales presentes en la mezcla (1,2 mol), por tanto:

msoluto = nM = 1,2 mol · 95,3 g/mol = 114,36 g

Entonces, la masa de disolvente de la mezcla será:

mdisolvente = mdisoluciónmsoluto = 1 020 g 114,36 g = 905,64 g

Sustituyendo en la expresión de la molalidad:

Pregunta 4
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.

Respuesta 4
En ambos apartados, 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, es decir:

puesto que las concentraciones NO son aditivas.

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 disolución y podemos obtenerlos a partir de la expresión 3.4:

moles de soluto = MV(L) de disolución = 0,136 M · 0,05 L = 6,8 10–3

Pero el volumen final de la disolución será la suma de ambos:

V = V1 + V2 = (0,05 + 0,07) L = 0,12 L

Luego, la molaridad de la disolución resultante es:

b) 50 mL de H2SO4 0,136 M con 90 mL de H2SO4 0,068 M.

La primera disolución aportará el mismo número de moles de H2SO4, que en el apartado anterior (es decir, 6,8 10–3), pero en este caso la segunda disolución también aporta moles de H2SO4, que calculamos igual que antes:

moles de soluto = MV(L) de disolución = 0,068 M · 0,09 L = 6,12 10–3

luego, el número de moles de la mezcla será:

n = n1 + n2 = 6,8 10–3 + 6,12 10–3 = 12,92 10–3

y el volumen de la mezcla será:

V = V1 + V2 = (0,05 + 0,09) L = 0,14 L

y, por tanto:

Pregunta 5
Se prepara una disolución acuosa de cloruro de sodio del 20,5 % en peso, siendo la densidad de la disolución 1,12 g/mL. Calcula:

a) Su molaridad.

b) Su molalidad.

c) La fracción molar de cloruro de sodio.

Masas atómicas: H = 1; O = 16; Na = 23; Cl = 35,5.

Respuesta 5
a) Cuando la concentración de una disolución se expresa en forma de un porcentaje en peso, nos están indicando la masa, en gramos, de soluto presente en 100 g de disolución.

En nuestro caso, son 20,5 g de NaCl presentes en 100 g de disolución. Esas dos magnitudes ya nos permiten proceder de un modo concreto para expresar esa concentración en forma de molaridad, pues ésta se define como:

luego, bastará expresar esos 20,5 g de soluto en forma de moles (empleando para ello el dato de la masa molar del NaCl), y esos 100 g de disolución en forma de volumen (empleando en este caso el dato de la densidad de la misma).

Moles de soluto:

Volumen de disolución:

Por tanto, la molaridad de la disolución resulta ser:

b) La molalidad de la disolución se define como:

y es prácticamente la única expresión de la concentración de una disolución referida a la cantidad de disolvente y no de la disolución.

Para determinar la masa de disolvente empleada, basta recordar que a la masa de la disolución contribuye la masa del soluto y la del disolvente. Es decir:

masa disolución = masa de soluto + masa del disolvente

Como hemos partido de 100 g de disolución en los que existen 20,5 g de soluto, tenemos:

masa del disolvente = 100 20,5 = 79,5 g

Por tanto, la molalidad será:

c) Vamos a calcular la fracción molar del cloruro de sodio como soluto genérico de nuestra disolución, aunque en realidad, desde el punto de vista teórico, se trata de una sal que en disolución tiene otro comportamiento, porque se disocia generando otras especies químicas, como se verá en el estudio del enlace iónico.

Dicho esto, para calcular la fracción molar de soluto en el seno de una disolución, precisamos conocer, además de su número de moles, el número de moles del disolvente, para determinar también el número de moles totales de la disolución.

Supuesto que es el H2O nuestro disolvente (masa molar = 18 g mol–1), tendremos:

y el número total de moles será:

ntotal = nNaCl + nagua = 0,35 + 4,41 = 4,76 mol

la fracción molar de soluto será:

Pregunta 6
Se dispone de un ácido nítrico de riqueza del 25 % en peso y densidad 1,40 g/mL.

a) Cuál es la molaridad de este ácido?

b) Cuántos mL deben tomarse de esta disolución para preparar 5 litros de disolución 0,01 M?

Datos: masas atómicas H = 1; O = 16; N = 14.

Respuesta 6
a) Para calcular la molaridad de ese ácido, podemos tomar cualquier referencia de cálculo, puesto que los datos que nos indican se refieren a las características de una disolución ya preparada, a un reactivo en concreto.

Según lo dicho, podemos suponer que disponemos, por ejemplo, de 1 litro de disolución, o de 100 g de la misma, o de 1 cm3, etc., y a partir de ese dato inicial, ir calculando los moles y el volumen de disolución para poder determinar su molaridad, según la expresión conocida:

Tal vez la referencia más clara sea suponer 100 g de disolución, en los que aparecen 25 g de soluto, es decir, 25 g de HNO3. Entonces bastará realizar dos sencillas operaciones:

1) Expresar esos 100 g de disolución en forma de volumen, recurriendo al dato de la densidad de la misma, indicándolo en litros.

y sustituyendo los datos:

2) Expresar esos 25 g de soluto en forma de moles, recurriendo al dato que podemos calcular de la masa molar del HNO3 (M = 63 g mol–1):

Por tanto, la molaridad valdrá:

b) Para preparar otra disolución más diluida a partir de la anterior, basta calcular el número de moles de soluto que deberíamos tener en la disolución que queremos preparar, y expresarlo en forma de volumen de la disolución de que disponemos, que tiene una concentración de 5,57 M.

Por tanto, si deseamos obtener 5 L de disolución 0,01 M, tendremos que conseguir:

Esos moles los obtendremos, de la disolución del enunciado, que sabemos que tiene una concentración 5,57 M, por ello, de nuevo:

Es decir:

El procedimiento sería tomar esos 9 mL de la disolución inicial, llevarlos a un matraz aforado de 5 L, y completar con agua hasta enrasarlo.

Pregunta 7
El ácido fluorhídrico concentrado, HF, tiene habitualmente una concentración del 49 % en masa y su densidad relativa es 1,17 g/mL.

a) Cuál es la molaridad de la disolución?

b) Cuál es la molaridad de la disolución que resulta de mezclar 500 mL de este ácido con 1 L de ácido fluorhídrico 2 M?

Respuesta 7
a) Para calcular la molaridad de ese ácido, podemos tomar cualquier referencia de cálculo, puesto que los datos que nos indican se refieren a las características de una disolución ya preparada, es decir, a un reactivo en concreto.

Según lo dicho, podemos suponer que disponemos, por ejemplo, de 1 litro de disolución, o de 100 g de la misma, o de 1 cm3, etc., y a partir de ese dato inicial, ir calculando los moles y el volumen de disolución para poder determinar su molaridad, según la expresión conocida:

Tal vez la referencia más clara sea suponer 100 g de disolución, en los que aparecen 49 g de soluto, es decir, 49 g de HF (según se recoge en el enunciado: una concentración del 49 %). Entonces tendrás que realizar dos sencillas operaciones:

1) Expresar esos 100 g de disolución en forma de volumen (recurriendo al dato de la densidad de la misma), indicándolo en litros:

y sustituyendo los datos:

2) Expresar esos 49 g de soluto en forma de moles, recurriendo al dato que podemos calcular de la masa molecular del HF (M = 20 g mol–1):

Por tanto, la molaridad valdrá:

b) Para calcular la molaridad resultante de mezclar ambas disoluciones, 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, es decir:

porque, recordemos, las concentraciones NO son aditivas.

Como los volúmenes sí pueden considerarse aditivos, el volumen final de la disolución será:

V1 + V2 = 0,5 L + 1 L = 1,5 L

Para determinar el número de moles de soluto que aporta cada disolución aplicamos de nuevo la expresión 3.4, que aplicada a la primera disolución, resulta:

Y para la segunda disolución:

En total se van a mezclar ambas cantidades, y el número de moles de HF total será 16,32.

Por tanto, la concentración resultante será:

Pregunta 8
Calcula la disminución de la presión de vapor, la disminución del punto de congelación y el ascenso en el punto de ebullición de una disolución al 9 % en peso de glucosa (C6H12O6).

Datos: pv del agua a 20 C = 17,53 mmHg. Ke del agua = 0,52 C kg/mol. Kc del agua = 1,86 C kg/mol.

Respuesta 8
Es un hecho comprobado que cuando en un disolvente (que a cada temperatura presenta una magnitud característica denominada presión de vapor, po) se disuelve un soluto, la presión de vapor nueva del disolvente en el seno de esa disolución disminuye con respecto a la que tenía como disolvente puro. Es lo que se conoce como ley de Raoult. Matemáticamente, esta ley se expone así:

donde p¢ es la nueva presión de vapor del disolvente en la nueva disolución (que siempre deberá ser inferior, por lo dicho, a la presión de vapor del disolvente puro, representada en la ecuación por po), y c d es la fracción molar del disolvente en esa disolución (no confundir con la fracción molar del soluto, que es una magnitud más habitual de manejar).

Para calcular la fracción molar de disolvente (H2O), recordamos que:

Como la disolución es al 9 % en peso, deducimos que refiriéndonos a 100 g de disolución podemos saber que si 9 g son de soluto, los 91 restantes son de disolvente (puesto que la masa de la disolución es la suma de la de soluto y disolvente). Por tanto, para el H2O, nuestro disolvente, tendremos:

Y para la glucosa, nuestro soluto:

luego, el número de moles totales será:

y por tanto, la fracción molar de disolvente valdrá:

que sustituida en la expresión de la ley de Raoult nos conduce a:

donde sí podemos apreciar esa disminución en la presión de vapor que venimos comentando.

Para calcular los descensos en el punto de congelación y el aumento en el punto de ebullición (ambos con referencia al disolvente, es decir, al agua pura), tendremos que calcular la molalidad de la disolución, para poder emplear las ecuaciones:



para el punto de congelación y para el de ebullición, respectivamente.

Luego:

Y así, el descenso crioscópico será:

Es decir, que la temperatura de congelación de la disolución será 1,023 C más baja que la del agua (0 C), por tanto, esa disolución congelará a –1,023 C.

Y el aumento ebulloscópico:

Es decir, que la temperatura de ebullición de la disolución será 0,286 C más elevada que la del disolvente puro (agua, 100 C). Por tanto, esa disolución hervirá a 100,286 C.

Pregunta 9
Calcula la masa molecular de la glucosa sabiendo que al disolver 0,5 g en agua hasta completar 250 mL de disolución se produce una presión osmótica de 206,35 mmHg, cuando la temperatura es de 25 C.

Respuesta 9
Dentro de las propiedades coligativas de las disoluciones, la presión osmótica nos indica la presión que ejercen las moléculas de soluto dentro de una disolución. La ecuación que refleja tal fenómeno es muy similar a las ecuaciones de los gases ideales:

siendo p la presión osmótica de la disolución, n, los moles de soluto y V, el volumen de la disolución.

Luego, sustituyendo los datos:

Pregunta 10
El análisis de un compuesto orgánico presenta la siguiente composición: 38,7 % de carbono, 9,7 % de hidrógeno y 51,6 % de oxígeno. Cuál es su fórmula empírica? Si al disolver 3 g de ese compuesto en 50 g de agua, el punto de fusión de la disolución desciende hasta los 1,8 C, cuál es la fórmula molecular del compuesto?

Respuesta 10
Para determinar la fórmula empírica del compuesto, referiremos los datos de su composición centesimal (calculados sobre una muestra de 100 g de compuesto) a un número de moles de sus átomos, dividiendo esos porcentajes por las masas atómicas respectivas de cada elemento (recordemos: C = 12 g mol–1, O = 16 g mol–1, H = 1 g mol–1).





Para determinar la fórmula empírica del compuesto, asignaremos esos datos a números enteros, pues así se presentarán los átomos en la molécula. Para ello, dividimos los tres datos por el número menor. De ese modo estamos suponiendo que de él habrá 1 átomo en el compuesto.





Con esto, ya tenemos en qué proporción aparecen esos átomos en el compuesto, siendo su fórmula empírica entonces COH3.

Para determinar cuál es la fórmula molecular, tenemos que saber, como siempre, cuál es la masa molar real del compuesto. En este caso podremos hacerlo a partir del dato del descenso en la temperatura de fusión de la disolución que se produce cuando se disuelven esos 3 g de compuesto en agua, según la expresión:

Dtc = Kcm

Donde m es la concentración molal (molalidad) de la disolución. El descenso de la temperatura de fusión de la disolución que se ha producido con respecto a la del agua pura (0 C) es, en valor absoluto, de Dtc = 1,8 C. Por tanto:

Y, como:

entonces, sustituyendo los datos:

Y, a través de la expresión 1.2 podemos determinar la masa molar:

Comparando este dato con la masa molecular de la fórmula empírica que habíamos hallado (COH3) que es 31 g/mol, tenemos:

Lo cual nos indica que la fórmula molecular real se corresponde a la que presenta el doble de todos los átomos que habíamos encontrado en la fórmula empírica, es decir C2O2H6.