Se dispone de un ácido clorhídrico comercial al 36 en peso y 1,18 gcm3 de densidad, y deseamos preparar 200 cm

Texto completo

(1)

DISOLUCIONES

Ejercicio nº

1.-El ácido fluorhídrico concentrado, HF, tiene habitualmente una concentración del 49% en masa y su densidad relativa es de 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?

Solución:

a) Sabiendo que la molaridad de una disolución se define como el número de moles de soluto, en este caso ácido fluorhídrico puro, en 1 L de disolución tendremos que en dicho volumen hay:

m = V·d; m = 1.000 mL × 1,17 g/mL = 1.170 g,

de los cuales sólo el 49% es ácido puro, es decir: 1.170 × 0,49 = 573,3 g de HF puro. Puesto que la masa molar el HF es 20 g/mol, el número de moles será:

573,3 g/20 g · mol–1 = 28,7 mol, cantidad que está en 1 L de disolución. Por tanto, la disolución será de 28,7 M.

b) Suponiendo que los volúmenes son aditivos, el volumen de la disolución final es de 1,5 L, en los cuales hay:

puro HF mol 14,35 L

0,5 L mol 28,7 M 28,7 disol. HF moles

n.º = × =

puro HF mol 2 L 1 L mol 2 M 2 disol. HF moles

n.º = × =

Es decir, hay 14,35 + 2 = 16,35 moles en 1,5 L de disolución; luego la molaridad será 16,35/1,5 = 10,9 M.

Ejercicio nº

2.-Se dispone de un ácido clorhídrico comercial al 36% en peso y 1,18 g/cm3 de densidad, y

deseamos preparar 200 cm3 de una disolución 3 M. Explica detalladamente el procedimiento a

seguir así como el material de laboratorio que necesitarías en este proceso.

Datos. Masas atómicas: Cl = 35,5; H = 1.

Solución:

El problema plantea una casuística muy común en el laboratorio, donde, a partir de un ácido comercial es necesario preparar otra disolución ácida siempre más diluida. El problema se reduce a calcular cuantos gramos de ácido puro hay en la disolución final, y qué volumen habrá que extraer de la disolución líquida del ácido comercial que contenga dicha cantidad.

(2)

de un litro), que teniendo en cuenta su masa molar, 36,5 g/mol, equivalen a:

puro ácido de g 21,9 mol

g 36,5 mol 6 ,

0 × =

cantidad que extraeremos del HCl al 36% en peso y densidad 1,18 g/cm3. En 1 L de este ácido hay: m = V·d = 1.000 cm3×1,18 g/cm3 = 1.180 g de disolución ácida, de los cuales sólo el 36 % es ácido puro, esto es: 1.180 × 36/100 = 424,8 g de HCl puro. Por tanto podremos escribir:

. cm 51,6 x : donde de ; 9 , 21 puro

HCl g 8 , 424

disolución cm

000 .

1 3 = x = 3

Es decir, con una pipeta (no pipetear nunca con la boca) extraeríamos 51,6 cm3 del ácido comercial que verteríamos posteriormente en un matraz aforado de 200 cm3. A continuación añadiríamos agua destilada hasta completar el volumen final. La figura muestra el material de laboratorio necesario.

Ejercicio nº

3.-Se toman 50 mL de un disolución de ácido nítrico al 42% en peso y densidad 1,26 g/mL, se vierten en un matraz aforado de 250 mL y se enrasa con agua destilada hasta completar el citado volumen. Calcular:

a) La molalidad de la disolución resultante.

b) La fracción molar del HNO3 en la nueva disolución.

(3)

Solución:

Al no tener como dato la densidad de la disolución final, la resolución del problema requiere el uso de dos aproximaciones. La primera consiste en suponer que los volúmenes son aditivos (lo cual es sólo aceptable); la segunda es la de considerar que la densidad del agua es de 1 g/mL, valor que sólo es rigurosamente cierto a 4 °C. (Esta aproximación es bastante buena, ya que la densidad del agua, a los valores de T que podemos encontrar en el laboratorio, es muy próxima a la unidad).

a) Los 50 mL de la disolución ácida contienen:

g. 5 , 26 100

42 g 63 : es esto

puro, ácido es % 42 el sólo cuales los de g, 63 mL

g 1,26 mL 50

= ×

= ×

= ⋅

=V d

m

Teniendo en cuenta la masa molar del HNO3, 63 g/mol, dicha cantidad equivale a:

puro. HNO mol 0,42 mol

g 63

g 5 , 26

3 1 =

⋅ −

Utilizando las dos aproximaciones comentadas al inicio de la solución, es necesario añadir 200 mL de agua, es decir, 200 g de agua, que teniendo en cuenta su masa molar,

18 g/mol, equivalen a 11,1 mol de H2O. La molalidad será:

). disolvente de

(mol/kg 2,1 :

donde de , 000 . 1 HNO mol 42 , 0

disolvente g

200

3

=

= m

m

b) Teniendo en cuenta la definición de fracción molar será:

. 036 , 0 1 , 11 42 , 0

42 , 0 )

(HNO3 =

+ =

x

Ejercicio nº

4.-Se dispone de un ácido nítrico concentrado de densidad 1,505 g/cm3 y 98% en masa.

a) ¿Cuál será el volumen necesario de este ácido para preparar 250 mL de una disolución 1 M?

b) Se toman 50 mL de la disolución anterior, se trasvasan a un matraz aforado de 1 L y se enrasa posteriormente con agua destilada. Calcular los gramos de hidróxido de potasio que son necesarios para neutralizar la disolución ácida preparada.

Datos. Masas atómicas: H = 1; N = 14; O = 16, K = 39.

Solución:

a) En los 250 cm3 de disolución 1 M hay la cuarta parte de moles que en 1.000 cm3, esto es: 0,25 mol, que deberán tomarse del ácido comercial más concentrado. En 1 L de este ácido hay:

puro; HNO es % 98 el cuales los de g, 505 . 1 cm

g 505 , 1 cm 000 .

1 3× 3 = 3

= ⋅

= V d

m

(4)

equivalen a: 1.475 g/ 63 g× mol–1 = 23,4 mol. Luego:

. cm 10,7 :

donde de , 25 , 0 comercial dis.

cm 000 . 1

puro HNO mol 4 ,

23 3

3

3 = V=

V

b) En 50 cm3 de HNO

3 hay 1/20 = 0,05 mol de ácido nítrico puro (50 cm3 es 20 veces menos que 1.000 cm3). Aunque ahora añadamos agua hasta un volumen superior, el número de moles de ácido sigue siendo el mismo (no así la concentración, que sería menor). La reacción de neutralización es:

HNO3 + KOH → KNO3 + H2O

que nos indica que ácido y base reaccionan mol a mol. Serán necesarios, por tanto, 0,05 mol de KOH, que teniendo en cuenta su masa molar, 56 g/mol, equivalen a:

KOH. g 2,8 mol

g 56 mol 05 ,

0 × =

Ejercicio nº

5.-El amoníaco suele venderse en los comercios en disoluciones acuosas al 30% en peso y densidad 0,88 g/cm3. Calcular:

a) La molaridad de la disolución.

b) El volumen de HCl 1,0 M necesario para neutralizar totalmente 10 cm3 de la disolución

amoniacal.

Datos. Masas atómicas: N = 14; H = 1.

Solución:

los de g, 880 cm

g 88 , 0 cm 000 . 1 :

hay amoniacal disolución

de 1L En

a) m=Vd = 3× 3 =

cuales solo el 30% es soluto puro, es decir: 880 ×30/100 = 264 g de NH3, que teniendo en cuenta su masa molar, 17 g/mol, equivalen a: 264/17 = 15,5 mol. Como esta cantidad está contendida en 1 L de disolución, la molaridad será precisamente 15,5.

b) La reacción de neutralización es:

HCl + NH3→ NH4Cl

ecuación que nos indica que ambas sustancias reaccionan mol a mol. Puesto que en los 10 cm3 de disolución amoniacal hay: 15,5/100 = 0,155 mol de NH

3 (10 cm3 es la centésima parte de un litro), será necesario la misma cantidad de HCl, que extraeremos del ácido clorhídrico 1,0 M. Por tanto, podremos escribir:

. cm 155 :

donde de ; 155 , 0 mol

0 , 1

HCl dis. cm 000 .

(5)

Ejercicio nº

6.-Se dispone en el laboratorio de un ácido acético glacial al 96% en peso y densidad 1,06 g/cm3. Calcular:

a) La fracción molar del soluto.

b) El volumen de disolución necesario para que contenga 4 g de ácido acético puro.

Datos. Masas atómicas: C = 12; O = 16; H = 1.

Solución:

a) En 100 g de la disolución de ácido acético glacial hay 96 g de ácido puro y 4 g de agua. Teniendo en cuenta las masas molares de soluto y disolvente, 60 g/mol y 18 g/mol, respectivamente, dichas cantidades equivalen a 1,6 mol de CH3COOH y 0,22 mol de H2O, por lo que la fracción molar, x, del soluto será:

. 88 , 0 22 , 0 6 , 1

6 , 1 moles

de total nº

soluto de moles nº COOH) CH

( 3 =

+ = =

x

b) Puesto que la disolución está al 96 % en peso, 4 g de soluto estarán contendidos en:

g. 4,17 :

donde de ; 4 soluto g 96

disolución g

100

=

= x x

Teniendo en cuenta la relación entre masa y volumen, m = V·d, será:

. cm 9 , 3 cm g 1,06

g 17 ,

4 3

3 =

⋅ =

=

d m V

Ejercicio nº

7.-La etiqueta de un determinado frasco de ácido clorhídrico nos indica que está al 20% en peso y que su densidad es 1,100 g/cm3. ¿Cómo prepararías a partir de este ácido 500 mL de HCl 1,0

M? Se toman 10 mL del ácido más diluido y se le añaden 10 mL del más concentrado, ¿cuál es la molaridad del HCl resultante?

Datos. Masas atómicas: Cl = 35,5; H = 1.

Solución:

En el volumen del ácido más diluido habrá 1,0/2 = 0,5 moles de HCl puro, que habrá que tomar del frasco que contiene el ácido al 20% en peso. En 1 L de esta disolución hay:

g, 100 . 1 cm

g 100 , 1 cm 000 .

1 3× 3 =

= ⋅

= V d

m

(6)

. cm 83,3 x : donde de ; 5 , 0 disolución cm

000 . 1

HCl mol 0 ,

6 3

3 = x =

Por tanto, mediríamos con una bureta (o una probeta) este volumen de HCl al 20% en peso que trasvasaríamos a un matraz aforado de 500 mL, completando con agua destilada hasta el enrase.

En 10 mL de HCl 1,0 M hay 0,01 mol de ácido puro, y en 10 mL de HCl 6,0 M 0,06 mol, por lo que al mezclar ambas disoluciones habrá: 0,01 + 0,06 = 0,07 mol en un volumen total de: 10 + 10 = 20 mL (suponiendo que los volúmenes son aditivos). Por tanto, la nueva disolución de HCl será:

mol/L. 3,5 :

donde de ; 000 . 1 mol

07 , 0

disolución mL

20

=

= M

M

Ejercicio nº

8.-¿Cómo prepararías 500 mL de una disolución 1 M de KOH? Sabiendo que la densidad de la disolución así preparada es de 1,045 g/cm3, determina su molalidad así como la fracción molar

del soluto.

Datos. Masas atómicas: K = 39; O = 16; H = 1.

Solución:

En 500 mL de disolución 1 M habrá: 1/2 = 0,5 mol de KOH, que teniendo en cuenta su masa molar, 56 g/mol, equivalen a:

KOH. de g 28 mol

g 56 mol 5 ,

0 × =

Por tanto, pesaríamos esta cantidad que colocaríamos en un matraz aforado de 500 mL. A continuación añadiríamos agua para disolver el sólido, enrasando posteriormente hasta el volumen final.

Los 500 mL de disolución contienen:

g, 522 cm

g 1,045 cm

500 3× 3 =

= ⋅

= V d

m

de los cuales 28 g son de KOH y el resto: 522 – 28 = 494 son de agua, que teniendo en cuenta la masa molar de esta sustancia, 18 g/mol, equivalen a: 494 g/18 ×g × mol–1 = 27,5 mol. Por tanto, según la definición de molalidad será:

mol/kg. 1,01 :

donde de ; 000 . 1 (KOH) soluto mol 5 , 0

agua g 494

=

= m

m

Y la fracción molar, x, valdrá:

. 018 , 0 5 , 27 5 , 0

5 , 0

= + =

x

(7)

Ejercicio nº

9.-Se dispone de una disolución de hidróxido sódico al 40% en peso y densidad 1,430 g/cm3. Calcular:

a) La fracción molar del soluto.

b) El volumen necesario de esta disolución para preparar 100 mL de NaOH 0,1 M Indica el material de laboratorio que debes utilizar en este proceso.

Datos. Masas atómicas: Na = 23; O = 16; H = 1.

Solución:

a) Si la disolución está la 40 % en peso, de cada 100 g, cuarenta gramos serán de NaOH, y el resto, 60 g, de agua. Puesto que sus masas molares son, 40 g/mol y 18 g/mol, respectivamente, tendremos: 40 g/40 g× mol-1 = 1 mol de NaOH, y 60 g/18 g× mol-1 = 3,3 mol de agua. Por tanto, la fracción

molar, x, del soluto es:

. 23 , 0 3 , 3 1

1 = + =

x

b) En 100 mL de disolución 0,1 M hay 0,01 moles de NaOH (en un volumen 10 veces menor habrá la décima parte de moles), que habrá que tomar de la disolución al 40% en peso. Puesto que la masa molar del NaOH es 40 g/mol, los 0,01 moles de esta sustancia equivalen a: 0,01 mol × 40 g/mol = 0,4 g. Al estar la disolución al 40% serán necesarios:

. disolución de

g 1 : donde de ; 4 , 0 NaOH g 40

disolución g

100

=

= x x

que teniendo en cuenta la relación entre masa y volumen, requerirán:

. cm 7 , 0 cm g 1,43

g

1 3

3 =

⋅ =

=

d m V

El material de laboratorio necesario para preparar esta disolución sería:

• Pipeta para tomar los 0,7 cm3. (NO pipetear nunca con la boca, es una disolución cáustica)

• Matraz aforado de 100 mL.

Ejercicio nº

10.-Se dispone de un ácido acético comercial de densidad 1,061 g/cm3 y al 96% en peso de pureza. Explica cómo prepararías a partir de este ácido 10 L de una disolución de ácido acético al 35% en peso y densidad 1,019 g/cm3. ¿Cuál es la molalidad de la disolución final?

Datos. Masa molecular del ácido acético = 60.

Solución:

Los 10 L de la disolución al 35% en peso contienen:

, disolución de

g 190 . 10 cm

g 1,019 ) L cm (1.000 L

10 3 × 3 =

= ⋅

=V d

m

de los cuales solo el 35% es ácido puro, esto es: 10.190 ×35/100 = 3.566 g. Esta cantidad debe tomarse del ácido más concentrado, por lo que será:

%. 96 al acético ácido disolución g

3.715 :

donde de ; 566 . 3 puro ácido g 96

disolución g

100

=

(8)

Teniendo en cuenta la relación entre masa y volumen, serán necesarios:

. cm 501 . 3 cm g 1,061

g 715 .

3 3

3 =

⋅ =

=

d m V

Por tanto, tomaríamos con una probeta este volumen de ácido que verteríamos dentro de un matraz aforado de 10 L. Finalmente añadiríamos agua destilada hasta completar el volumen pedido.

En la disolución más diluida hemos visto que hay 3.566 g de ácido puro por cada 10.190 g de disolución; es decir, de agua habrá: 10.190 – 3.566 = 6.624 g de H2O. Teniendo en cuenta la masa

molar del ácido acético, 60 g/mol, habrá: 3.566 g/60 g·mol–1 = 59,4 mol, por lo que al aplicar la

definición de molalidad será:

mol/kg. 8,97

: donde de ; 000 . 1 soluto mol 4 , 59

disolvente g

624 . 6

=

= m

m

Ejercicio nº

11.-El ácido fosfórico (ortofosfórico) se puede presentar en disoluciones acuosas al 90% en peso y densidad 1,746 g/cm3. Calcular:

a) La molaridad y la molalidad de la disolución.

b) El volumen de este ácido necesario para preparar 100 mL de ácido fosfórico 1 M.

Datos. Masas atómicas: P = 31; O = 16; H = 1.

Solución:

a) En 1 L de la disolución de H3PO4 hay:

g, 746 . 1 cm

g 746 , 1 cm 000 .

1 3× 3 =

= ⋅

= V d

m

de los cuales solo el 90% es ácido puro; esto es: 1.746 × 90/100 = 1.571 g de H3PO4, que teniendo

en cuenta su masa molar, 98 g/mol, equivalen a: 1.571 g/98 × g × mol–1 = 16 mol, por lo que la

disolución será 16 M.Por otro lado, de agua tenemos: 1.746–1.571=175 g; con este dato podemos escribir:

91,4. :

donde de ; 000 . 1 agua g 175

PO H mol

16 3 4 = m m=

b) En 100 mL de disolución 1 M hay 0,1 mol de H3PO4 puro, que habrá que tomar del ácido 16 M. Por tanto, será:

. cm 6,2 : donde de ; 1 , 0 disolución cm

000 . 1

PO H mol

16 3

3 4

3 = x=

Figure

Actualización...

Referencias

Actualización...

Descargar ahora (8 pages)