Por lo tanto en el caso a) el disolvente será el benceno y en el b) el alcohol.

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ACTIVIDADES DE DISOLUCIONES RESUELTAS (30 de abril) Actividad 1

Ejercicio 22, pag 75

a) m1 = 15 g de CH3-CH2OH (alcohol etílico) y m2 = 50 g de C6H6 (benceno) b) m1 = 15 g de CH3-CH2OH (alcohol etílico) y m2 = 5 g de de C6H6 (benceno) Solución:

Según la definición de disolvente (aunque no es muy precisa y tiene muchas excepciones), consideramos disolvente a la sustancia que se encuentra en mayor proporción cuando las sustancias, como es el caso, se encuentran en el mismo estado. Tanto el alcohol como el benceno son líquidos a la temperatura ambiente.

Si en una disolución se encuentra presente el agua líquida siempre se considerará

disolvente, independientemente de la proporción en la que se encuentre y la disolución se dirá que es acuosa.

Por lo tanto en el caso a) el disolvente será el benceno y en el b) el alcohol.

¿Podemos disolver 30 g de Na2SO4 en 50 g de H2O a 50ºC? Solución:

Consultando la gráfica de solubilidad del libro, la del Na2SO4 en H2O a 50ºC está entre 50 y 60 g por 100 g de H2O. Pero claramente no llega a los 60 g.

Vamos a calcular la concentración de la posible disolución y la comparamos con la solubilidad.

C (concentración) = g de soluto / 100 g de H2O 30 g de Na2SO4 X Haciendo una sencilla proporción, =

50 g de H2O 100 g de H2O x = 100·30 / 50 x = 60 g en 100 de H2O

Por lo está con seguridad por encima de la máxima cantidad de Na2SO4 que soporta el agua a esa temperatura. Por lo que la respuesta es que no.

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Se disuelven 0,25 mol de KBr en 50 g de H2O a 20ºC. Solución:

a) ¿Es una disolución saturada?

Disolución saturada es aquella que tiene el máximo de soluto que permite el disolvente a una temperatura determinada.

Mirando la gráfica obtenemos el dato de que a 20ºC la solubilidad del KBr es de 65 g por cada 100 g de H2O.

Vamos a calcular la concentración de la disolución dada.

Para ello necesitamos conocer los g de KBr ya que nos dan los moles. Masas atómicas K = 39 u Br = 80 u

Por tanto la M (masa molecular) = 39+80 = 119 u 1 mol = 119 g

Luego los g de KBr serán n = m (g) / M m (g) = n·M = 0,25 mol· 119 g/mol m (g) = 29,75 g de KBr.

Haciendo una sencilla proporción como en el ejercicio anterior: 29,75 g de KBr X

= x = 100·29,75 / 50 x = 59,5 g KBr 50 g de H2O 100 g de H2O

Puesto que a esa temperatura el agua admite hasta 65 g de KBr por cada 100 g de H2O parece claro que no ha llegado al máximo de la cantidad permitida y por tanto la

disolución no estará saturada.

b) Al bajar la temperatura a 0ºC la solubilidad baja a 55 g de KBr por cada 100 g de H2O. Calculamos la cantidad permitida en 50 g de H2O

55 g de KBr X

= x = 50·55 /100 x = 27,5 g de KBr 100 g de H2O 50 g de H2O

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Actividad 2.

Se disuelven 0,892 g de KCl en 0,0546 kg de H2O. Concentración en % en masa. Solución:

La definición de la concentración en % en masa es: masa de soluto en g

% en masa = ·100 aunque habitualmente, debido a las masa de disolución en g

cantidades que se suelen utilizar en el laboratorio, la masa se expresa en g, se puede utilizar cualquier unidad de masa siempre que sea la misma en soluto y disolución. En este caso, si utilizamos g,

m (soluto) = 0,892 g m(disolución) = 0,892+54,6 = 55,492 g de disolución 0,892

Luego % en masa = ·100 % en masa = 1,61%

55,492

Se disuelven 20 g de CH3-CH2OH (alcohol etílico o etanol) en 100 g de H2O. Solución:

a) Fracción molar de soluto y disolvente

mol de soluto mol de disolvente Aplicamos la definición X soluto = X disolvente =

mol disolución mol disolución

Por lo tanto tenemos que calcular el número de moles de cada componente.

M etanol = 12·2+1·6+16 = 46 u 1 mol = 46 g M agua = 1·2+16 = 18 u 1 mol = 18 g n etanol = g / M = 20 / 46 = 0,43 mol n agua = g / M = 100 / 18 = 5,55 mol

0,43 X soluto = X soluto = 0,07 0,43+5,55 5,55 X disolvente = X disolvente = 0,93 0,43+5,55

La suma de las fracciones molares de todos los componentes de una disolución (siempre habrá un solo disolvente, pero puede que haya mas de un soluto como en el agua dulce o en al agua de mar) tiene que dar siempre 1.

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b) molalidad de la disolución mol de soluto Como siempre aplicamos la definición: m (molalidad) =

masa disolvente en kg 0,43

Luego en este caso m = m = 4,3 mol/kg 0,1

Etiqueta de un frasco de H2SO4 dice 94,72% y 1,833 g/cm3_{. Lógicamente lo primero es} la concentración y el segundo dato es la densidad de la disolución.

Solución:

mol de soluto a) La molaridad de la disolución. Definición: M (molaridad) =

V disolución (L) Por lo tanto tenemos que calcular las dos cosas.

Para ello supondremos un determinado volumen de disolución. Podemos escoger cualquier cantidad. En este caso vamos a suponer 100 mL, es decir, 100 cm3_. Utilizando la definición de densidad:

d = m / V m = d·V mdisolución = ddisolución·Vdisolución m = 1,833 g/cm3 _{· 100 cm}3 mdisolución = 183,3 g de disolución.

Según nos dice el % en masa, de cada 100 g de disolución 92,94 g son de soluto. masa de soluto g de soluto

% en masa = 94,72 / 100 =

masa de disolución 183,3 g disolución g de soluto = 183,3· 0,9472 m soluto = 173,6 g de H2SO4

moles de soluto serán n = g / M

M (H2SO4) = 1·2+32+16·4 = 98 u 1 mol de H2SO4 = 98 g luego n = 173,6 / 98 n = 1,77 mol de H2SO4

La molaridad queda entonces M = 1,772 mol / 0,1 L (disolución) M = 17,72 mol/L b) la masa en 5 cm3_{de disolución.}

V = 5 cm3_{·(1 dm}3_/1000cm3_{) = 0,005 dm}3_{= 0,005 L}

La forma mas sencilla es a partir de la molaridad. Si M = mol soluto / L disolución mol soluto n = M· L disolución n = 17,72mol/L· 0,005 L n = 0,0886 mol de H2SO4 Como n = g / M m (g) = n·M = 0,0886 mol·98 g/mol m = 8,68 g de H2SO4

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Se tienen 30 mL de una disolución acuosa de HCl al 1,5% en masa y densidad 1,1 g/cm3_. Solución:

a) masa de soluto en los 30 mL de disolución.

masa de soluto

Aplicando la definición de % en masa % en masa = · 100 masa de disolución

Necesitamos por tanto masa de disolución. Para ello utilizaremos la densidad de la misma d = m / V 30 mL = 30 cm3 _{m = d·V = 1,1 (g/cm}3_{)· 30 cm}3_{= 33 g de disolución}

Despejando de ecuación del % en masa

masa de soluto = % en masa· masa de disolución m = (1,5/100)·33 = 0,495 g de soluto b) molaridad de la disolución

mol de soluto La molaridad es M =

L de disolución

El volumen de disolución en L será 30 mL = 30 mL·(1L/1000mL) = 0,03 L

Y los moles de soluto, teniendo en cuenta que la masa molecular de HCl = 1+35,5 =36,5 u 1 mol de HCl = 36,5 g luego los moles de HCl serán

n = 0,495 g/ 36,5 (g/mol) = 0,0135 mol de HCl La molaridad queda M = 0,0135 / 0,03 = 0,45 mol/L

frasco 1: 25 mL 1,5 M frasco 2: 50 mL al 87,0% y 1,795 g/cm3 ¿En cual de ellos hay mayor nº de moléculas?

Solución:

Habrá mas moléculas en el que haya mayor número de moles ya que cada mol de cualquier sustancia contiene 6,022·1023_{moléculas de esa sustancia.}

Luego hay que averiguar el número de moles en cada frasco. mol de soluto Frasco 1: A partir de la molaridad M =

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despejando mol = M· L disolución = 1,5 (mol/L)·0,025 L = 0,0375 mol de soluto Frasco 2: A partir de la densidad calculamos la masa de la disolución

d = m / V m = d·V m = 1,795 (g/cm3_{)·50 cm}3_{= 89,75 g de disolución} Pero todos ellos no son de soluto ya que su concentración es del 87,0% en masa

masa soluto

% en masa = · 100 masa de soluto = %· masa disolución masa de disolución

masa de soluto = (87,0/100)·89,75 masa de soluto = 78,08 g de soluto Por último tenemos que calcular a cuanto moles corresponde esa masa

Masa molecular H2SO4 = 1·2+32+16·4 = 98 u 1 mol de H2SO4 = 98 g El número de moles será

n = g / M (masa molecular) n = 78,08 / 98 = 0,797 mol de soluto

Por lo que parece claro que el segundo frasco contiene mas moles que el primero y por lo tanto mayor número de moléculas.

Soluto y disolvente necesarios para 150 g de disolución al 3% de azúcar Solución:

masa de soluto

La definición de % en masa = · 100

masa de disolución

Tenemos que calcular la masa de soluto masa soluto = % en masa· masa disolución masa soluto = (3/100)·150 masa de soluto = 4,5 g de soluto (azúcar)