1.2 SOLUCIONES

 

SOLUCIONES QUÍMICAS:

Las soluciones son sistemas homogéneos formados básicamente por dos componentes. Solvente y Soluto. El segundo se encuentra en menor proporción. La masa total de la solución es la suma de la masa de soluto mas la masa de solvente.

Las soluciones químicas pueden tener cualquier estado físico. Las más comunes son las líquidas, en donde el soluto es un sólido agregado al solvente líquido. Generalmente agua en la mayoría de los ejemplos. También hay soluciones gaseosas, o de gases en líquidos, como el oxígeno en agua. Las aleaciones son un ejemplo de soluciones de sólidos en sólidos.

La capacidad que tiene un soluto de disolverse en un solvente depende mucho de la temperatura y de las propiedades químicas de ambos. Por ejemplo, los solventes polares como el agua y el alcohol, están preparados para disolver a solutos iónicos como la mayoría de los compuestos inorgánicos, sales, óxidos, hidróxidos. Pero no disolverán a sustancias como el aceite. Pero este si podrá disolverse en otros solventes como los solventes orgánicos no polares.

Características generales

• Son mezclas homogéneas: las proporciones relativas de solutos y solvente se mantienen en cualquier cantidad que tomemos de la disolución (por pequeña que sea la gota), y no se pueden separar porcentrifugación ni filtración.
• La disolución consta de dos partes: soluto y solvente.
• Cuando el soluto se disuelve, éste pasa a formar parte de la solución.
• Al disolver una sustancia, el volumen final es diferente a la suma de los volúmenes del disolvente y el soluto, debido a que los volúmenes no son aditivos .⁷
• La cantidad de soluto y la cantidad de disolvente se encuentran en proporciones variables entre ciertos límites. Normalmente el disolvente se encuentra en mayor proporción que el soluto, aunque no siempre es así. La proporción en que tengamos el soluto en el seno del disolvente depende del tipo de interacción que se produzca entre ellos. Esta interacción está relacionada con la solubilidad del soluto en el disolvente, es decir, tiene que ver con la cantidad de soluto que es capaz de admitir este disolvente. .
• Las propiedades físicas de la solución son diferentes a las del solvente puro: la adición de un soluto a un solvente aumenta su punto de ebullición y disminuye su punto de congelación; la adición de un soluto a un solvente disminuye la presión de vapor de éste.
• Sus propiedades físicas dependen de su concentración:

Disolución HCl 12 mol/L; densidad = 1,18 g/cm³

Disolución HCl 6 mol/L; densidad = 1,10 g/cm³

• Las propiedades químicas de los componentes de una disolución no se alteran.
• Como éstos no se pueden separar por centrifugación o filtración; Sus componentes se obtienen a través de otro métodos conocidos como métodos de fraccionamiento, como es el caso de la destilación o lacristalización.

Clasificación

Por su estado de agregación

De tipo coloidal

• Son soluciones en donde reaccionan dos compuestos de dos estados distintos. Pueden observarse casos particulares en la vida cotidiana, como la mayonesa y el icopor.

Sólidas

• Sólido en sólido: cuando tanto el soluto como el solvente se encuentran en estado sólido. Un ejemplo claro de éste tipo de disoluciones son las aleaciones, como el zinc en el estaño.
• Gas en sólido: un ejemplo es el hidrógeno (gas), que se disuelve bastante bien en metales, especialmente en el paladio (sólido). Esta característica del paladio se estudia como una forma de almacenamiento de hidrógeno.
• Líquido en sólido: cuando una sustancia líquida se disuelve junto con un sólido. Las amalgamas se hacen con mercurio (líquido) mezclado con plata (sólido).

Líquidas

• Sólido en líquido: este tipo de disoluciones es de las más utilizadas, pues se disuelven por lo general en pequeñas cantidades de sustancias sólidas en grandes cantidades líquidas. Un ejemplo claro de este tipo es la mezcla de agua con azúcar.
• Gas en líquido: por ejemplo, oxígeno en agua.
• Líquido en líquido: esta es otra de las disoluciones más utilizadas. Por ejemplo, diferentes mezclas de alcohol en agua (cambia la densidad final). Un método para volverlas a separar es por destilación.

Gaseosas

• Gas en gas: son las disoluciones gaseosas más comunes. Un ejemplo es el aire (compuesto por oxígeno y otros gases disueltos en nitrógeno). Dado que en estas soluciones casi no se producen interacciones moleculares, las soluciones que los gases forman son bastante triviales. Incluso en parte de la literatura no están clasificadas como soluciones, sino como mezclas.^{[cita requerida]}
• Sólido en gas: no son comunes, pero como ejemplo se pueden citar el yodo sublimado disuelto en nitrógeno⁴ y el polvo atmosférico disuelto en el aire.⁵
• Líquido en gas: por ejemplo, el aire húmedo.⁴

Ejemplo

A continuación se presenta un cuadro con ejemplos de disoluciones clasificadas por su estado de agregación donde se muestran todas las combinaciones posibles:

Ejemplos de disoluciones		Soluto
		Gaseoso	Líquido	Sólido
Disolvente	Gas	El oxígeno y otros gases en nitrógeno (aire).	El vapor de agua en el aire.	La naftalina se sublima lentamente en el aire, entrando en solución.
	Líquido	El dióxido de carbono en agua, formando agua carbonatada. Las burbujas visibles no son el gas disuelto, sino solamente una efervescencia. El gas disuelto en sí mismo no es visible en la solución.	El etanol (alcohol común) en agua; varios hidrocarburos el uno con el otro (petróleo).	La sacarosa (azúcar de mesa) en agua; el cloruro de sodio (sal de mesa) en agua; oro en mercurio, formando una amalgama.
	Sólido	El hidrógeno se disuelve en los metales; el platino ha sido estudiado como medio de almacenamiento.	El hexano en la cera de parafina; el mercurio en oro.	El acero, duraluminio, y otras aleaciones metálicas.

Por su concentración, la disolución puede ser analizada en términos cuantitativos o cualitativos dependiendo de su estado

Estos vasos, que contienen un tinte rojo, muestran cambios cualitativos en la concentración. Las disoluciones a la izquierda están más diluidas, comparadas con las disoluciones más concentradas de la derecha.

Disoluciones empíricas

También llamadas disoluciones cualitativas, esta clasificación no toma en cuenta la cantidad numérica de soluto y disolvente presentes, y dependiendo de la proporciónentre ellos se clasifican de la siguiente manera:

• Disolución diluida: es aquella en donde la cantidad de soluto que interviene está en mínima proporción en un volumen determinado.
• Disolución concentrada: tiene una cantidad considerable de soluto en un volumen determinado.
• Disolución insaturada: no tiene la cantidad máxima posible de soluto para una temperatura y presión dadas.
• Disolución saturada: tienen la mayor cantidad posible de soluto para una temperatura y presión dadas. En ellas existe un equilibrio entre el soluto y el disolvente.
• Disolución sobresaturada: contiene más soluto del que puede existir en equilibrio a una temperatura y presión dadas. Si se calienta una solución saturada se le puede agregar más soluto; si esta solución es enfriada lentamente y no se le perturba, puede retener un exceso de soluto pasando a ser una solución sobresaturada. Sin embargo, son sistemas inestables, con cualquier perturbación el soluto en exceso precipita y la solución queda saturada; esto se debe a que se mezclaron.

CONCENTRACION:

La concentración es la relación que existe entre la cantidad de soluto y la cantidad de solución o disolvente. Esta relación se puede expresar de muchas formas distintas. Una de ellas se refiere a los porcentajes.

Porcentaje masa en masa o peso en peso, (%m/m):Es la cantidad en gramos de soluto por cada 100 gramos de solución. Ej: Una solución 12% m/m tiene 12 gramos de soluto en 100 gramos de solución.

Como fórmula, podemos expresar esta relación así:

                      masa de soluto [ g ] × 100

 % P / P   =   --------------------------------------------

                         masa de solución [ g ]

Porcentaje masa en volumen (%m/v): Es la cantidad en gramos de soluto por cada 100 ml de solución. Aquí como se observa se combina el volumen y la masa. Ej: Una solución que es 8% m/v tiene 8 gramos de soluto en 100 ml de solución.

                       masa de soluto [ g ] × 100

 % P / V   =   ----------------------------------------------

                      volumen de solución [ ml ]

Porcentaje volumen en volumen (%v/v): Es la cantidad de mililitros o centímetros cúbicos que hay en 100 mililitros o centímetros cúbicos de solución. Ej: Una solución 16% v/v tiene 16 ml de soluto por 100 ml de solución.

                      volumen de soluto [ ml ] × 100

 % V / V   =   ---------------------------------------------------

                         volumen de solución [ ml ]

Disoluciones valoradas

A diferencia empíricas, las disoluciones valoradas cuantitativamente, sí toman en cuenta las cantidades numéricas exactas de soluto y solvente que se utilizan en una disolución. Este tipo de clasificación es muy utilizada en el campo de la ciencia y la tecnología, pues en ellas es muy importante una alta precisión.

Existen varios tipos de disoluciones valoradas:

• Porcentual
• Molar
• Molal
• Normal

Es bueno recordad antes el concepto de mol. El mol de una sustancia es el peso molecular de esa sustancia expresada en gramos. Estos datos se obtienen de la tabla periódica de los elementos.

Sumando las masas de los elementos se obtiene la masa de la sustancia en cuestión.

Molaridad: Es la cantidad de moles de soluto por cada litro de solución. Como fórmula:

              Número de moles de soluto

 M   =   --------------------------------------------------

               Volumen de solución [ litros ]

M = n/V

Normalidad: Es la cantidad de equivalentes químicos de soluto por cada litro de solución. Como fórmula:

             Número de equivalentes gramo de soluto

 N   =   -----------------------------------------------------------------

                            Volumen de solución [ litros ]

N = n eq/V

N = Normalidad.  n eq. : Número de equivalentes del soluto. V: Volumen de la solución en litros.

Molalidad: Es la cantidad de moles de soluto por cada 1000 gramos de solvente.   En fórmula:

              Número de moles de soluto 

 m   =   --------------------------------------------------

                        Masa de solvente [ kg ]

m = n/kgs solvente

m = Molalidad.  n: Número de moles de soluto por Kg = 1000 gramos de solvente o 1 kg de solvente.

FRACCION  MOLAR  DE  SOLUTO

                      Número de moles de soluto

 C _soluto   =   ----------------------------------------------

                        Número de moles totales

 Ejercicios:

A continuación comenzaremos una guía de problemas donde pondremos en práctica a todas estas fórmulas.

1.- Calcula el % m/m de una solución que tiene 6 gramos de soluto en 80 gramos de solución.

Aplicamos la fórmula:

% m/m =  6 grs x 100 / 80 grs

% m/m = 7.5

2.- Calcula el % m/m de una solución que tiene 10 grs. de soluto y 110 grs. de solvente.

En este caso, la masa de la solución es de 120 grs. ya que resulta de sumar los 10 grs. de soluto más los 110 grs. de solvente.

% m/m = 10 grs x 100 / 120 grs

% m/m = 8.33.

3.- Calcula la masa de soluto que tendría una solución de 220 grs. que es 4% m/m.

En este caso podemos despejar la masa de soluto de la fórmula. Nos queda.

Masa de soluto = % m/m x masa solución  /  100

Masa de soluto =  4% x 220 grs / 100

Masa de soluto = 8.8 grs.

4.- Cuantos grs. de soluto y solvente tendrán 320 grs. de solución cuya concentración es 5 % m/m:

Masa de soluto =  5 % x 320 grs / 100

Masa de soluto = 16 grs.

La masa de solvente es fácil obtenerla. Directamente le restamos a la masa de la solución la masa de soluto.

Masa de solvente = 320 grs. – 16 grs.

Masa de solvente = 304 grs.

5.- Cuantos gramos de soluto tendrán 1200 ml de solución cuya concentración es de 6% m/v.

De la fórmula:

% m/v = masa de soluto x 100 / volúmen de sol´n

despejamos la masa de soluto.

masa de soluto = % m/V x volúmen de sol´n / 100

masa de soluto = 6 % m/v x 1200 ml / 100

V =  80 grs x 100 / (5 % m/v sol´n)

Masa de soluto = 72 grs.

6.- Que volumen tendrá una solución al 5% m/v que contiene 80 grs. de soluto.

De la misma fórmula utilizada en el anterior problema despejamos el volumen.

V = ( masa de soluto x 100) / ( % m/v sol´n)

V = 1600 ml.

7.- Cuál será el % v/v en una solución que se preparó con 9 ml de soluto y 180 ml de solvente.

El volumen de la solución lo obtenemos sumando a ambos volúmenes.

% v/v = (volúmen de soluto  x 100 )  /  ( volúmen de sol´n )

% v/v = (9 ml  /  189 ml) x 100

% v/v = 4.76.

8.- Cuáles son los volúmenes del soluto y solvente de una solución de 2000 ml al 16 % v/v.

Volúmen de soluto = ( % v/v sol´n x Volúmen sol´n )

Volúmen de soluto = ( % v/v sol´n x Volúmen sol´n ) / 100

Volúmen de soluto = (16 % x 2000 ml)  / 100

Volumen de soluto = 320 ml.

Volumen de solvente = 2000 ml – 320 ml.

Volumen de solvente = 1680 ml.

Densidad:

Con la densidad podemos transformar o pasar una cantidad de masa a su equivalente en volumen o viceversa.

Densidad = masa / volumen

Aquí les dejo 2 ejemplos.

1).- Cuantos grs. habrán en un volumen de 12 ml de una solución que tiene una densidad de 1.84 gr/ml.

Masa = Densidad x Volumen

Masa = (1.84 gr./ml) x 12 ml.

Masa = 22.08 grs.

2).- Que volumen tendrá una masa de 28 grs. de una solución cuya densidad es 1.76 gr./ml.

De la fórmula anterior despejamos al volumen.

V = masa / densidad

V = 28 grs / 1,76 grs/ml

V = 15.91 ml.

Molaridad:

1).- Calcula la M de una solución que tiene 8 grs. de hidróxido de sodio (NaOH) en 680 ml de solución.

Según la fórmula de Molaridad.

M = n / V

Para calcular la Molaridad hay que saber la cantidad de moles y el volumen expresado en litros.

La cantidad de moles se calcula por

n = masa / (Peso molecular)

n = 8 grs / 40 grs

n = 0.2 moles.  Los 680 ml pasados a litros son 0,68 lts.

M = ( 0,2 moles ) / ( 0,68 lts )

Molaridad = 0.294 M (molar).

2).- Cuantos moles de ácido clorhídrico (HCl) serán necesarios para hacer una solución 1.4M que tenga un volumen de 3.6 lts.

M = n / V

Despejamos  n de la fórmula quedando:

n = M x V

n          = 1,4 M x 3.6 lts.
n = 5.04 moles.

3).- Que volumen tendrá una solución que es 2 M y contiene 18 grs. de hidróxido de potasio. (KOH).

El volumen lo despejamos de la fórmula de molaridad. Y los 18 grs. de soluto lo pasamos a moles.

M =  n/V        v = n/M

n = masa/PM        n =  = 0.321 moles.

V = ( 0,321 moles ) / 2 M

V = 0.16 lts.

4).- Como prepararía 2 lts. de una solución 0,5 M de hidróxido de sodio (NaOH) a partir de otra, también de hidróxido de sodio, cuya concentración es 1.8 M.

Cuando se prepara una solución a partir de otra de mayor concentración lo que se hace es tomar una cantidad de la de mayor concentración y luego se la diluye con agua hasta llegar al volumen requerido de la de menor concentración. Para saber cuánto debemos tomar de la más concentrada usamos la siguiente fórmula.

M₁ x V₁ = M₂ x V₂

Los subíndices numéricos se usan para diferenciar a las dos soluciones de distinta concentración. Llamamos 1 a la más concentrada y 2 a la más diluida.

1.8 M x V₁ = 0.5 M x 2 lts.

V1 = ( 0,5 M x 2 lts ) / ( 1,8 M )

V₁ = 0.555 lts.

Se toman 0.555 lts de la solución más concentrada o 555 ml y se disuelven hasta 2 litros.

5).- Calcula la M de una solución de ácido sulfúrico (H₂SO₄) de densidad 1.82 gr/ml y de 94% de pureza.

Sabemos que para calcular la molaridad tenemos que tener los datos de la cantidad de moles y el volumen expresado en litros.

A partir de la densidad deducimos que en un ml de solución hay 1.82 grs. de masa de solución. Por lo tanto en 1 litro habrá 1820 gramos de solución. Ahora bien, de esos 1820 gramos solo el 94% es puro en el soluto que tenemos. Con un simple cálculo de porcentaje obtendremos la cantidad que realmente hay de soluto en esos 1820 gramos.

1820 grs. x 0.94 = 1710.80 grs.

A partir de esta masa sacamos la cantidad de moles.

n = (1710.80 grs ) / ( 98 grs/mol )

n = 17.457 moles.

Estos cálculos se basaron al principio cuando usamos la densidad en un volumen de 1 litro. Por lo tanto si dividimos esta cantidad de moles por un litro obtenemos directamente la molaridad.

Molaridad = 17.457 M (molar).

6).- Se dispone de un ácido nítrico comercial del 96,73% en peso y 1,5 gr/ml densidad ¿Cuántos ml de ácido concentrado serán necesarios para preparar 0,2 litros de disolución 1,5 molar de dicho ácido?

Directamente lo podemos hacer cambiando las unidades con los factores de conversión hasta llegar a molaridad. Se van cancelando las unidades viejas y quedan solo las nuevas, es decir mol/litro que es M (molaridad):

Primero usaremos el porcentaje de pureza, luego la densidad, los mililitros a litros y por último pasaremos la masa a moles.

(96,73 grs soluto / 100 grs solución) x (1,5 grs sol´n / 1 ml sol´n) x (1000 ml sol´n / 1 litro) x (1 mol ácido nítrico / 63 grs soluto) = 23 M

Ahora con la fórmula M1 x V1 = M2 x V2 calculamos el volumen del ácido concentrado que necesitarás. Podes llamar con el 1 a la solución concentrada y con el 2 a la nueva solución.

V1 = M2 x V2 / M1 = 1.5 M x 0,2 lit / 23 M = 0.013 lit = 13 ml

Entonces tomas 13 ml de la solución concentrada y le agregas agua hasta que llegues a los 200 ml o 0,2 litros que nos piden.

7).- Cuál será la Normalidad de una solución de ácido clorhídrico que tiene 6 grs. de este en 1200 ml de volumen.

A partir de la fórmula:

N = N° de equivalentes de soluto / V (sol´n en lts)

Tenemos  que calcular el número de equivalentes de soluto y pasar a litros el volumen que ya tenemos de solución.

En el caso de los ácidos el número de equivalentes se calcula dividiendo la masa de este por el peso del equivalente químico de este. El equivalente químico en el caso de los ácidos se calcula dividiendo el peso molecular por la cantidad de hidrógenos que tiene la molécula. El ácido clorhídrico tiene un peso molecular de 36.5. Tiene un solo átomo de hidrógeno, por lo tanto su peso equivalente es el mismo.

N de eq soluto = ( 6 grs ) / ( 36,5 grs/eq )

N de eq. Soluto = 0.164 equivalentes.

Normalidad = (0,164 equiv) / ( 1,2 lts)

Normalidad = 0.137.

8).- A un recipiente que contiene 200 mL de solución acuosa 0.2 M de H2SO4 se le agregan 10 mL de H2SO4 puro (densidad=1.83 g/mL). Suponiendo volúmenes aditivos, calcular para la solución resultante la normalidad.

Debemos calcular el número de moles totales y después el de equivalentes en este caso. Por ejemplo en la primera solución tenemos:

Moles = 0,200 lts x 0,2M = 0,04 moles.

Como el H2SO4 tiene 2 hidrógenos la cantidad de equivalentes es moles x 2 = 0,08 equivalentes.

Ahora calculamos los equivalentes de la otra solución. Pero de la otra no tenemos la Molaridad, por lo tanto la debemos calcular de la densidad y del % de pureza que es del 100% por ser puro.

M = 1,83 grs/ml x 1000 ml/litro x 1 mol/98 grs = 18.67 M (molar) por lo tanto tiene 18,67 M x 0,01 litros = 0,187 moles o sea, 0,374 equivalentes.

Si sumamos tenemos 0,08 equivalentes + 0,374 equivalentes = 0,454 equivalentes en total al mezclar ambas soluciones. Entonces N = equiv/litros. N = 0,454 equiv / 0,21 litros = 2.16 N de la solución final. El volúmen de 0,21 litros se obtuvo sumando los volúmenes aditivos.

9).-  Que volumen tendrá una solución 2.6 N de hidróxido de calcio ( Ca(OH)₂ ) si la cantidad de soluto usada fue de 4 moles.

N = N° eq (st0) / V

Despejamos el volumen:

V = N° eq (st0) / N

En este caso tenemos moles pero no equivalentes. Se puede pasar de una manera sencilla de moles a equivalentes. Teniendo en cuenta que para calcular el peso de un equivalente de un hidróxido se divide al peso molecular por la cantidad de grupos oxhidrilos. El peso del equivalente es el peso molecular dividido por 2. Ya que este hidróxido posee 2 grupos oxhidrilos. El peso molecular es 40. Por lo tanto el peso del equivalente de Ca(OH)₂ es 20. Deducimos por lo tanto que en un mol de este compuesto hay 2 equivalentes. Como tenemos 4 moles del hidróxido tenemos 8 equivalentes.

V = 8 eq / 2,6N

V = 3.077 litros.

10).- Calcula la Normalidad de:

Una solución 4 M de NaOH.

Una solución 6 M de Mg (OH)₂

Una solución 0.5 M de H₂SO₄

Una solución 0.8 M de HNO₃

En el caso del NaOH vemos que tiene un solo radical oxhidrilo, o sea que el peso molecular o el mol coincide con el peso de un equivalente químico. Por lo tanto si es 4 M también será 4 N.

En el segundo caso, el Mg(OH)₂, tiene 2 grupos oxhidrilos. El peso de un equivalente será la mitad del peso molecular. En un mol hay dos equivalentes. Entonces si es 6 M será 12 N.

En el tercer caso, vemos que el ácido sulfúrico tiene 2 hidrógenos. O sea que el peso de su equivalente será la mitad de su mol o peso molecular. En un mol hay dos equivalentes. Así que si es 0.5 M será 1 N.

En el último caso, este ácido (ácido nítrico), tiene un solo hidrógeno. Así que un mol equivale a un equivalente. Es igual su molaridad y su normalidad. Es 0.8 M y 0.8 N.

11).- Calcula la molalidad de una solución que se prepara con 16 gramos de Hidróxido de Potasio (KOH) y 1600 gramos de agua.

La fórmula es:

m = Moles (soluto) / Kg solvente

Tenemos que transformar los 16 grs. del soluto a moles.

n = (16 grs) / (56 grs / mol)

n = 0.286 moles.

Esta cantidad de moles está presente en 1600 gramos de agua. Por lo tanto en 1 kg de agua habrá.

m = (0,286 moles) / (1,6 Kgs)

0,179 m (molal).

12).- Cuantos gramos de soluto habrá en una solución 2.8 m de Li(OH), que se hizo con 500 ml de agua.
En el caso del agua 1 gramo equivale a un ml. Por lo tanto aceptamos que 500 ml son 500 grs.

Primero calcularemos la cantidad de moles de soluto. Despejando de la fórmula:

m = n / kgs solvente

n = m x kg de solvente.

n = 2.8m x 0,5 kgs.

n = 1.4 moles.

Ahora el último paso es pasar esta cantidad de moles a gramos.

La masa es igual al peso molecular por la cantidad de moles.

Masa = 23.94 grs./mol x 1.4 moles.

Masa = 33.52 gramos.

13).- Calcula la masa de agua que se utilizó para preparar una solución 2,2 m si se utilizó 12 gramos de soluto (NaOH).

Primero hay que saber la cantidad de moles de soluto. El peso molecular de NaOH es de 40.

moles = 12 grs / (40 grs/mol)

0.3 moles. Luego de la fórmula de m:

m =  moles/kgs solvente      Kg solvente = moles soluto / m

Kgs de solvente = 0,3 moles / 2,2 m

0.136 kilos o 136 gramos de agua.

14).- Calcula la M y N de una solución que se preparó con 28 gramos de Mg(OH)₂ al 82 % de pureza en un volumen final de 1600 ml.

Primero debemos corregir la masa de 28 gramos ya que al no ser 100% pura en realidad no hay 28 gramos sino que habrá algo menos.

28grs. x 0.82 = 22.96 gramos.

Estos gramos ahora lo pasaremos a moles.

Moles = 22.96 grs / (58,3 grs/mol)

Moles = 0.39 moles.

Molaridad = 0.39 moles / 1,6 lts

Molaridad = 0.24 M (molar).

Como este hidróxido tiene 2 radicales oxhidrilos. Por cada mol tenemos 2 equivalentes. Por lo tanto será 0.48 N (Normal).

Ejercicios para resolver:

1).-  Calcula el % v/v de una solución que tiene un volumen de 1400 ml y 980 ml de agua (solvente).

Rta: 30% v/v.

2).- Que masa de AgOH se necesitara para preparar 3 litros de una solución 0,4 M en este soluto.

Rta: 148.8 grs.

3).- Que densidad tendrá una solución de 1500 centímetros cúbicos y 1,9 kgs.

Rta: 1.267 grs./ml.

4).- Cuál será el volumen de una solución que tiene 20 gramos de soluto y una concentración de 6% m/v

Rta: 333.33 ml.

5).- Que masa de solvente se necesitará para hacer 260 grs. de una solución al 4% m/m

Rta: 249.6 grs.

6).- Calcula la Normalidad de:  HNO₂ (2M) – KOH (0.4M) – H₂SO₃ (3M) – Al(OH)₃ (1M) – Na₃PO₄(0.6M) – NaCl (2M).

Rta: 2N – 0.4N – 6N – 3M – 1.8N – 2N.

7).- Que volumen de solución ocuparan 3 equivalentes de soluto de una solución 4N.

Rta: 0.75 litros.

8).- Que molalidad (m) tendrá una solución que se preparó colocando 20 gramos de NaOH en 2200 ml de agua.

Rta: 0.227 molal.

9).- Como prepararía 2 litros de una solución 0.4 M a partir de otra que es 4 M.

Rta: Tomamos 200 ml de la más concentrada y la diluimos hasta llegar a 2 litros de volumen.

10).-  Que molaridad tendrá una solución que fue preparada añadiendo 46 grs. de Ca(OH)₂ al 79 % de pureza a cierta cantidad de agua obteniendo un volumen final de 4200 ml.

Rta: 0.117M.