ejercicios de disoluciones quimicas

1. Química 2º medio – 2012 Guía Disoluciones Químicas1
Departamento Química
2º medio 2012
Profesora Paola Lizama Vergara
GUÍA DISOLUCIONES QUIMICAS
CLASIFICACIÓN GENERAL DE LA MATERIA
La materia es cualquier cosa que ocupa un espacio (volumen), y que tiene masa. La materia es
cualquier cosa que se puede ver y tocar, como el agua y los árboles y otras que no se puede percibir
tan fácilmente (como el aire). Encontramos diferentes tipos de materia, en función de su composición
y propiedades.
SUSTANCIAS PURAS Y MEZCLAS
Una sustancia es una forma de materia que tiene una composición definida (constante) y propiedades
características. Algunos ejemplos son agua, azúcar de caña (sacarosa), oro, oxígeno, etc. Las
sustancias difieren entre si en su composición y pueden identificarse por su apariencia, olor, sabor y
otras propiedades.
“Una sustancia pura puede ser un elemento o un compuesto”.
Una mezcla es una combinación de dos o más sustancias en la cual las sustancias conservan sus
propiedades características. Algunos ejemplos son: el aire, las bebidas gaseosas, la leche, el
cemento, etc. Las mezclas no tienen una composición constante, (por tanto muestra de aire
recolectadas de varias ciudades probablemente tengan una composición distinta por diversos
factores).
Clasificación General de la Materia.
TIPOS DE MEZCLAS
En la naturaleza la mayoría de las sustancias no se encuentran puras, si no como mezclas, según la
apariencia de la mezcla podemos distinguir dos grandes grupos:
1. MEZCLAS HOMOGÉNEAS: Como indica su nombre, son de apariencia homogénea, pues en ella
no se distinguen fases. Su principal característica es que su composición es siempre constante.
Se les denomina Soluciones o Disoluciones. En una disolución, el soluto (sólido, líquido o gas que
se disuelve) se dispersa en forma de pequeñas partículas en el solvente (generalmente un líquido),
dando lugar a una mezcla homogénea a nivel molecular (si se cogen muestras cada vez más
pequeñas, su composición permanece constante hasta escalas moleculares).
En las disoluciones si hay interacción química entre sus componentes.

2. Química 2º medio – 2012 Guía Disoluciones Químicas2
2. MEZCLAS HETEROGÉNEAS: Su composición es variable. En ellas no hay interacción química
entre soluto y solvente. Las partículas son grandes y a veces pueden observarse incluso a simple
vista como es el caso del agua y el aceite (mezclas groseras).
Si usted disuelve una cucharadita de azúcar en un vaso de agua y bebe un sorbo de ella,
notará que su sabor no variará, es decir su composición es constante, (mezcla homogénea)
pues a simple vista usted nota sólo una fase. Por otro lado si usted mezcla agua y aceite las
fases no se unen, se puede agitar, pero una vez reposada vuelven a separase sus
componentes; esto sucede porque no hay una interacción química entre el agua y el aceite.
Cualquier mezcla ya sea homogénea o heterogénea se puede formar y volver a separar en sus
componentes puros a través de medios físicos, sin cambiar la identidad de los componentes.
Una solución de azúcar en agua se puede separar por calentamiento de la solución (evaporación
del solvente). Si el agua es condensada se puede recuperar también.
Una mezcla heterogénea también se puede separar por medios físicos, ya sea por acción de la
gravedad (como en las bolas navideñas) o por fuerza electromagnética (si desea recuperar virutas
de hierro dispersas en arena por ejemplo).
Dentro de las mezclas heterogéneas en función de las características del componente que se haya
en menor proporción, encontramos dos grandes grupos: Suspensiones y Coloides. Dentro de los
coloides describiremos también a las emulsiones.
2.1. SUSPENSIONES: Son mezclas heterogéneas. El componente que se haya en
menor cantidad (fase dispersa) termina depositándose en el fondo de la fase
dispersante, por acción de la fuerza de gravedad. Un ejemplo son los jarabes tipo
suspensión (son aquellos que traen polvo para preparar).
2.2. COLOIDES: Se suele clasificar como un tipo más de mezcla, o bien como tipo de suspensiones,
ya que se observan a simple vista como mezcla homogénea, pero se comporta químicamente como
mezcla heterogénea ya que no hay interacción entre la fase dispersa y la dispersante.
En función de esto último es que las clasificamos dentro de las mezclas heterogéneas. Una
característica de los coloides es que sus partículas dispersan la luz (efecto Tyndall) pero a la vez son
suficientemente pequeñas para que no se depositen con facilidad (pues flotan). Otra característica es
su alta estabilidad en el tiempo, las partículas disueltas no se pegan entre sí (ciertamente la sangre
coagulada, dejaría de ser un sistema coloidal).
Son ejemplos de coloides: la sangre, las nubes, algunas tintas, etc.
El Efecto Tyndall* es el fenómeno que permite a través de dispersión de la luz, determinar si una
mezcla de apariencia homogénea es realmente una solución o un sistema coloidal.
EL FENOMENO ADSORCIÓN
En la superficie de un sólido, los átomos sólo están
enlazados a otros átomos del sólido en, y por debajo
de la superficie.
Como estos átomos interaccionan en todas las
direcciones, muestran tendencia a interactuar con
cualquier cosa que entre en contacto con la superficie
(adsorber).
La superficie puede adsorber iones o moléculas, mediante fuerzas que pueden
ser de Van der Waals o de enlace químico.
Una misma cantidad de material tiene mucha más capacidad adsorbente cuando está compuesto de partículas
muy pequeñas, pues posee más superficie. Por ello, los coloides son muy buenos adsorbentes. También
son muy buenos adsorbentes materiales muy porosos como el carbón activo.

3. Química 2º medio – 2012 Guía Disoluciones Químicas3
COLOIDES HIDRÓFILOS: Los coloides hidrófilos (o liófilos cuando el medio no es agua) poseen una parte
polar que se sitúa en la parte exterior del coloide, de manera que atrae a las moléculas de agua, que de esta
forma rodean al coloide (como proteínas, almidón, jabón, etc).
COLOIDES HIDRÓFOBOS: Los coloides hidrófobos (o liófobos) no tienen una parte polar. En disolventes
polares, como el agua, las moléculas de coloide no están protegidas por las del disolvente. Al chocar
directamente entre sí se juntan, dando partículas mayores (disminuye la tensión superficial) produciendo
finalmente la coagulación del coloide. Los coloides hidrófobos sólo pueden existir en agua en presencia de
emulsionantes, cuyas moléculas son capaces de interactuar con ambas fases.
2.3. EMULSIONES: Una emulsión es una mezcla de
líquidos inmiscibles de apariencia más o menos
homogénea. Están formadas por un líquido
(la fase dispersa) que es dispersado en otro líquido
(fase dispersante o continua). Algunos ejemplos de
emulsiones son: mantequilla, margarina, leche, crema,
mayonesa, magma, etc.
Muchas emulsiones son de aceite/agua O/W, como al
revés de agua/aceite W/O. Por ejemplo en la
mantequilla y la margarina, la grasa rodea las gotitas de
agua (emulsión de agua en aceite); mientras que en la
leche y la crema el agua rodea las gotitas de grasa
(emulsión de aceite en agua).
Hay tres tipos de emulsiones en función de su formación:
a) Floculación: Las partículas forman masa.
b) Cremación: las partículas se concentran en la superficie (o en el fondo, dependiendo de la
densidad relativa de las dos fases) mientras permanecen separados.
c) Coalescencia: las partículas se funden y forman una capa líquida.
El proceso en el que se preparan las emulsiones se llama emulsificación. Por
ejemplo agua y aceite son inmiscibles (no se mezclan). Sin embargo se mezclan
por agitación mecánica, pero esta emulsión no es estable, por lo que después de
un tiempo se separarán (se observará el aceite sobrenadando en el agua). Para
lograr una emulsión estable se debe añadir un agente emulsionante.
Las emulsiones son parte de una clase más genérica de sistemas de dos fases de materia
llamada coloides. A pesar que el término coloide y emulsión son usados a veces de manera similar,
las emulsiones tienden a implicar que tanto la fase dispersa como la dispersante son líquidos.
El color básico de las emulsiones es el blanco. Si la emulsión es diluida, el efecto Tyndall esparce la
luz y distorsiona el color a azul; si es concentrado, el color se distorsiona hacia el amarillo. Este
fenómeno se puede ver fácilmente al comparar la leche descremada (sin o con poca grasa) con
la leche entera (con altas concentraciones de grasa láctea). Microemulsiones y nanoemulsiones
tienden a ser claros debido al pequeño tamaño de la fase dispersa (1x10-6
m y 1x10-9
m,
respectivamente).
Hay emulsiones dobles W/O/W (gotas de agua dentro de glóbulos) estas son de gran importancia en
el encapsulamiento de ingredientes volátiles. Este tipo de emulsiones permite la liberación prolongada
del contenido, lo cual es ampliamente usado en la elaboración de medicamentos.

4. Química 2º medio – 2012 Guía Disoluciones Químicas4
Característica Disoluciones Dispersiones Coloidales Suspensiones
Tamaño de las
partículas
De átomos, o
moléculas
pequeñas (1-
10Aº)
Las partículas de al menos uno de
los componentes son grandes
grupos de átomos o pequeñas
moléculas (10-10 000 Aº)
Las partículas de al menos uno de
los componentes pueden ser vistas
con un microscopio de baja
resolución (mayor que 10 000 Aº)
Apariencia Homogéneas Homogéneas pero en el limite No homogéneas
Opacidad
Transparentes,
no presentan
efecto Tyndall*
A menudo opacas, pueden ser
transparentes, pero presentan
efecto Tyndall*
No transparentes
Estabilidad ante
la gravedad
Estables Menos estables ante la gravedad
Inestables a la gravedad. Las
partículas sedimentan
Se separan por
filtración
No No Si
Tabla 1 Comparación entre características de las disoluciones, dispersiones coloidales y suspensiones.
Fase
dispersa
Fase
dispersante
Nombre
común
Ejemplos
Sólido en Sólido Solución
sólido
Algunas aleaciones (acero, duraluminio), gemas de fantasía,
plásticos pigmentados
Líquido en Sólido Emulsión
sólida
Queso, mantequilla, jaleas
Gas en Sólido Espuma sólida Goma, esponjas, piedra pómez, espuma de poliestireno
Sólido en Líquido Gel Leche de magnesia, pinturas, lodo
Líquido en Líquido Emulsión Leche, crema para la cara, mayonesa
Gas en Líquido Espuma Espuma de afeitar, espuma de cerveza, crema batida
Sólido en Gas Aerosol sólido Humo, virus que se transportan por el aire
Líquido en Gas Aerosol líquido Niebla, nubes, spray de aerosol
Tabla 2: Tipos de Coloides y Ejemplos.
(Los geles son coloides en que las partículas sólidas forman una estructura semirrígida que impide que fluyan.
Un flan es un gel después de enfriarlo).
Tarea: Revise los siguientes links:
(1) http://www.youtube.com/watch?v=1KZnEcWRMV8
(2) http://www.youtube.com/watch?v=rfcl5JX89Ek
¿Alguna de las sustancias empleadas es una disolución? Fundamenta tu respuesta.
El tamaño de las partículas aumenta

5. Química 2º medio – 2012 Guía Disoluciones Químicas5
DISOLUCIONES QUÍMICAS
Como ya se mencionó anteriormente, las disoluciones químicas son mezclas homogéneas, es decir
presentan una sola fase. Tampoco dispersan la luz.
Tarea: Revise los siguientes links:
(1) http://quimica.laguia2000.com/conceptos-basicos/fuerzas-de-van-der-waals
(2) http://www.ehu.es/biomoleculas/moleculas/fuerzas.htm
En ellos encontrará detalles de las interacciones intermoleculares
PROCESO DE DISOLUCIÓN
SOLUBILIDAD
En las soluciones líquidas, el proceso
de disolución de un soluto líquido o
sólido, consiste en vencer las fuerzas
de atracción de los constituyentes de
él (átomos, moléculas o iones) por
parte de los componentes del
solvente y a la vez, reemplazar uno
de los suyos, por uno del soluto.
Por lo tanto, es más soluble un soluto
en un solvente de características
similares que en otro que no lo es.
Por ejemplo, la sal común (NaCl) está
formada por cristales iónicos y es por
eso que es soluble en el agua, que es
un solvente polar.
En cambio, iodo molecular (I2) que está formado por cristales moleculares (enlace covalente apolar),
entre los cuales solamente existen fuerzas de Van der Waals, es más soluble en tetracloruro de
carbono (CCl4), que es un solvente apolar.
“De aquí se desprende la regla: Lo semejante disuelve a lo semejante”
ESPONTANEIDAD DEL PROCESO DE DISOLUCIÓN
El proceso de disolución es tanto más fácil
cuanto mayor sea:
1) el desprendimiento de calor (ΔH)
2) el aumento de la entropía.
Considerando el primer factor, la solubilidad se favorece cuando las atracciones soluto–
disolvente son mejores que las soluto–soluto y disolvente–disolvente.

6. Química 2º medio – 2012 Guía Disoluciones Químicas6
El segundo factor, El aumento del desorden (*entropía) es a menudo favorable a la solubilidad, lo que
hace que muchos procesos de disolución sean favorables aún cuando son endotérmicos (se enfríen),
o que los gases (donde las fuerzas intermoleculares son poco importantes) se mezclen entre sí en
cualquier proporción.
FACTORES QUE AFECTAN LA SOLUBILIDAD EN LAS SOLUCIONES
1. NATURALEZA DEL SOLUTO:
Cuando un soluto es agregado en un solvente se da un proceso de difusión de las moléculas del
soluto hacia el seno de las moléculas del soluto y del solvente, lo cual ocurre sólo y cuando entre las
moléculas del soluto y del solvente se establezcan fuerzas interactivas capaces de vencer las fuerzas
intermoleculares existentes en el cuerpo a dispersar.
“Es por ello que los solventes polares tienden a disolver a las sustancias de polaridad
semejante”, aunque este proceso puede ser interferido por la existencia de moléculas más
voluminosas que las del solvente y por ende, la existencias de fuerzas intermoleculares superiores a
las que podrían establecerse entre el soluto y el solvente.
Por ejemplo cuando disolvemos iodo I2 (soluto no polar) en agua, H2O (disolvente polar), aunque las
interacciones soluto–soluto son relativamente débiles (fuerzas de London), las interacciones
disolvente–disolvente son demasiado fuertes para ser compensadas por las interacciones soluto–
disolvente, por lo que la solubilidad es baja. Sin embargo, el I2 (soluto no polar) es soluble en CCl4
(disolvente no polar) ya que existen fuerzas débiles entre soluto–disolvente (fuerzas de London) que
son similares a las soluto–soluto y disolvente–disolvente. De igual forma, los alcoholes (polares) son
solubles en H2O (polar).
Estas observaciones han dado lugar a la regla:
Los sólidos iónicos son insolubles en disolventes apolares. En general son solubles en agua.
Los sólidos covalentes no se disuelven en agua pues los enlaces covalentes son demasiado fuertes
para ser reemplazados por una atracción con los dipolos del agua.
2. TEMPERATURA:
Generalmente un aumento de temperatura facilita el proceso de disolución de un soluto. Lo que se
explica por: 1) El calor suministrado al sistema aumenta la velocidad de difusión de las partículas del
soluto en el seno del solvente. 2) El calor suministrado es absorbido por las moléculas del soluto,
debilitándose las fuerzas intermoleculares y facilitándose el proceso de solvatación.
EN el grafico se observa que: Sales como nitrato de potasio
KNO3, ioduro de potasio KI, bromuro de potasio KBr,
aumentan su solubilidad, cuando aumenta la temperatura
de la solución.
En el cloruro sódico NaCl la variación de temperatura no
altera, apreciablemente la solubilidad.
En el sulfato sódico Na2SO4 al aumentar la temperatura
aumenta la solubilidad hasta alcanzar un máximo (apróx.
30ºC), a partir de allí un incremento de temperatura,
disminuye la solubilidad. Este comportamiento se debe a
que a cierta temperatura los cristales de la sal se hidratan
provocando un descenso en la solubilidad.
En otros casos (no está en este gráfico) ocurre que al
aumentar la temperatura disminuye la solubilidad, como el
caso de Sulfato de Cerio (III), Ce2(SO4)3. Su solubilidad en
agua a 0ºC es de 39,5% mientras que a 100ºC es de 2,5 %.

7. Química 2º medio – 2012 Guía Disoluciones Químicas7
MISCIBILIDAD
En el diagrama adjunto se observa la miscibilidad del sistema fenol en
agua. Se observa que a 40ºC, el fenol es poco miscible en agua.
La miscibilidad aumenta con la temperatura. A más de 66ºC, fenol y agua
son miscibles en cualquier proporción.
(Miscible: Ambos se mezclan; Inmiscible: Los líquidos se presentan en
fases distintas, no se unen)
3. PRESIÓN:
Tiene efecto principalmente sobre los gases siendo proporcional a la solubilidad, es decir, a mayor
presión, mayor solubilidad. Escuche el escape de gas desde una bebida gaseosa al destaparla.
“Los líquidos son prácticamente incompresibles así que no se ven afectadas por la variación
de presión”.
CLASIFICACIÓN GENERAL DE LAS SOLUCIONES
1. POR SU ESTADO DE AGREGACIÓN:
Soluto Solvente Ejemplos
Gas en Líquido Bebidas gaseosas, ácido clorhídrico, amoniaco en agua
Líquido en Líquido Alcohol en agua, gasolina
Líquidas
Sólido en Líquido Sal en agua
Gas en Sólido Aleación de hidrógeno en paladio
Liquido en Sólido Benceno en caucho (cemento de caucho) o amalgamas
Sólidas
Sólido en Sólido Aleaciones metálicas: Latón (zinc en estaño)
Tabla 3: Tipos de soluciones
2. POR SU CONCENTRACIÓN:
a. DISOLUCION NO-SATURADA:
Es aquella donde el solvente es capaz de seguir disolviendo
más soluto a una temperatura dada hasta alcanzar su grado de
saturación.
Ej: a 0 ºC 100 g de agua disuelven 37,5 NaCl, es decir, a la
temperatura dada, una disolución que contengan 20g NaCl en
100g de agua, es una solución no saturada.
b. DISOLUCION SATURADA:
En estas disoluciones hay un equilibrio entre soluto y solvente, ya que el solvente no es capaz de
disolver más soluto. Ej una disolución acuosa saturada de NaCl es aquella que contiene 37,5
disueltos en 100 g de agua a 0 ºC.
c. DISOLUCION SOBRE SATURADA:
Representan un tipo de disolución inestable, ya que presenta disuelto más soluto que el permitido
para la temperatura dada. Para preparar este tipo de disoluciones se agrega soluto en exceso, a
elevada temperatura y luego se enfría el sistema lentamente. Estas soluciones son inestables, ya que
al añadir un cristal muy pequeño del soluto, el exceso precipita; de igual manera sucede con un
cambio brusco de temperatura

8. Química 2º medio – 2012 Guía Disoluciones Químicas8
CONCENTRACIÓN DE DISOLUCIONES QUIMICAS
A) A TRAVES DE MAGNITUDES FÍSICAS (MASA Y VOLUMEN)
1) PORCENTAJE MASA-MASA (%m/m) (o peso-peso %p/p)
% m/m = m soluto x 100 Donde m corresponde a la masa
m solución
Por ejemplo: Calcule el %m/m de una solución formada por 30g de soluto y 170g de solvente
% m/m= 30 x 100 = 15% m/m
(30+170)
OBSERVE que la relación anterior equivale a una regla de tres simple:
30 g de soluto → contenidos en 200 g de solución
x g de soluto → contenidos en 100 g de solución 15%m/m
2) PORCENTAJE MASA/VOLUMEN (%m/v)
% m/v = m soluto x 100 Donde: m: corresponde a la masa del soluto
Vsolución V: corresponde al volumen de solución
Por ejemplo: Calcule el %m/v del soluto en una solución formada por 60g disueltos en 300mL de
solución
% m/m= 60 x 100 = 20% m/v
300
NUEVAMENTE la relación anterior equivale a una regla de tres simple:
60 g de soluto → contenidos en 300 mL de solución
x g de soluto → contenidos en 100 mL de solución 20%m/v
Ejercicio:
a) Calcule el %m/v de soluto de una solución formada por 80 [g] de soluto disueltos en 500 [mL] de
solución.
% m/vsoluto = 80 x 100 = 16% m/v
500
b) Si la densidad de la solución anterior es 1,1 [g/mL], calcule el %m/v del solvente.
masa de la solución m solución = 500 (mL) × 1,1 (g/mL) = 550 [ g ]
masa del solvente m solvente = 550 (g) - 80 (g) = 470 [ g ]
% m/vsolvente = 470 x 100 = 94% m/v
500
3) PORCENTAJE VOLUMEN / VOLUMEN (%v/v)
% v/v = V soluto x 100 Donde: V: corresponde al volumen
Vsolución
Por ejemplo: 300 [mL] de una cierta solución acuosa contienen 60 [mL] de CH3CH2OH. Calcule el
%v/v del soluto. Si los volúmenes son aditivos, calcula el %v/v de solvente.

9. Química 2º medio – 2012 Guía Disoluciones Químicas9
a) % v/vsoluto = 60 x 100 = 20% m/v
300
Volumen del solvente V solvente = 300 (mL) - 60 (mL) = 240 [mL]
b) % v/vsolvente = 240 x 100 = 80% m/v
300
En los tres casos anteriores, si se consideran volúmenes son aditivos, se cumple que: la suma del
porcentaje del soluto más el porcentaje del solvente es igual a 100.
% m/m soluto +% m/m solvente = 100
% m/v soluto +% m/v solvente = 100
% v/v soluto +% v/v solvente = 100
B) A TRAVÉS DE MAGNITUDES QUÍMICAS
1) MOLARIDAD (M)
M = n M: molaridad de la solución en M (se lee molar o concentración molar)
V n: moles de soluto en [mol]
V: volumen de la solución expresado en litros L
Ejemplo: Una solución contiene 8,5g de NaNO3 por cada 500mL. Calcule su molaridad. PM
NaNO3=85 [g/mol]
n = 8,5 (mol) = 0,1 (mol) moles presentes en la solución
85 (g/mol)
M = 0,1 (mol) = 0,2 mol
/L
0, 5 (L)
En algunos textos, se habla de concentración molar CB se utiliza el subíndice B para referirse a que
es la concentración molar en función del soluto.
También se usa el termino “molar” como unidad de medida y puede usar la letra M.
Para el ejemplo citado seria 0,2M
2) MOLALIDAD (m)
m = n x 1000 Donde: m : molalidad de la solución medida en m (molal)
m solvente n: número de moles de soluto medido en [mol]
m solvente : masa de solvente medida en [g]
por ejemplo: Se disuelven 17 [g] de NaNO3 en 400 [mL] de H2O.
Calcule la molalidad de la solución formada sabiendo que la densidad del solvente es
Dsolvente = 1 [g/mL] ; PM NaNO3= 85 [g/mol]
msolvente= 400 (mL) × 1 (g/mL) = 400 [ g ]

10. Química 2º medio – 2012 Guía Disoluciones Químicas10
n = 17 (g) = 0,2 [mol]
85 (g/mol)
m = 0,2 (mol) x 1000 (g) = 0,5 m
400 (g)
3) FRACCION MOLAR (χ)
Se expresa en función del soluto y del solvente. Relaciona los moles de cada uno, en función de los
moles totales de la solución:
χsoluto = n soluto
nsoluto + nsolvente
χsolvente= n solvente
nsoluto + nsolvente
Ejemplo: Calcule la fracción molar de una solución que esta formada por 4,5 moles de B y 1,5 moles
de A. ¿Quiénes son el soluto y el solvente?

11. Química 2º medio – 2012 Guía Disoluciones Químicas11
EJERCICIOS
1) Calcule el volumen que se requiere de una solución de HF 2M, para preparar 200 [mL] de una
solución del mismo ácido, de concentración 0,5 M. 50 (mL)
2) Calcule el volumen de solución 5M de HCOOH, que puede prepararse a partir de 30 [mL] de una
solución del mismo ácido de concentración 15M. 90 [mL]
3) Calcule el volumen de una solución de HCl 20 %m/m de densidad 1,098 [g/mL], que se necesita
para preparar 500 [mL] de solución 1 M, del mismo ácido. 83,1 [mL]
4) Calcule el volumen de una solución 0,5 M de NaOH que se puede preparar a partir de 5 [mL] de
una solución 36% (m/m) del mismo soluto y de densidad 1,39 [g/mL]. 125,1 [mL]
5) Calcule el volumen de una solución de H2SO4 35% (m/m) de densidad 1,26 [g/mL] que se necesita
para preparar 1000 [mL] de una solución 0,5M del mismo ácido. 111,1 [mL]
6) Calcule el volumen de una solución 1M de H2SO4, que se puede preparar a partir de 50 [mL] de
una solución 12% (m/m) del mismo ácido y de densidad 1,08 [g/mL]. 66,1 [mL]
7) Se disolvió una muestra de 1 g de Na2CO3 x 10H2O en 20 mL de agua destilada. Se agregó agua
adicional hasta completar un volumen de 250 mL de solución. ¿Cuál es la concentración molar de
esta sal? (Dato: Considere las moléculas de agua alrededor de la sal, para efectos del cálculo de la
masa molecular) 0,0140 M
8) ¿Cuántos gramos de CH3COONa sólido se necesitan para preparar 300 mL de una solución cuya
molaridad sea de 0,06? 1,5 g
9) Si 25 mL de solución CuSO4x2,5M, se diluyen con agua, hasta un volumen final de 450 mL ¿Cuál
es la molaridad del soluto en la solución resultante? 0,139 M
10) Una solución de ácido nítrico (HNO3) tiene una densidad de 1,249 g/mL y 40%m/m de HNO3
¿Cuántos mL de esa solución hacen falta para obtener 10 g de HNO3? 20 mL
11) Se disuelven 10 g de NaCl en 90 g de agua a) ¿Cuál es el porcentaje en peso de la solución? b)
¿Cuál es la molalidad de la solución? a) 10%m/mb) 1,9 molal
12) a) ¿Cuál es el %m/v de una solución, preparada con 20 g de AgNO3 disueltos en 200 mL de
solución acuosa? b) ¿Cuál es la concentración molar de esta solución? a) 10%m/v b) 0,59 M
13) Se desea prepara 250 mL de una solución 0,2M de NaCl a) ¿Qué cantidad de la sal necesita?
b) Exprese la concentración en %m/v. a) 2,93 g b 1,17%m/v
14) Se disuelven 5,61 g de KOH en 500 mL de agua destilada a) ¿Cuál es la molalidad de esta
solución, sabiendo que la densidad del agua es 1 g/mL? b) ¿Cuál es la molaridad de esta solución
suponiendo que el volumen de la solución es igual al volumen de agua agregado? a) 0,2 m b) 0,2 M
15) Indique cuánto sólido debe pesar, para preparar una solución de Na2CO3 (carbonato de sodio)
para preparar 250 mL de solución 0,1 M 2,65 g
16) ¿Qué volumen de solución acuosa de ácido perclórico HClO4 de densidad 1,41 g/mL y 50%m/m
se necesita para preparar 600 mL de solución de este ácido de concentración 0,1M? 8,55 mL

12. Química 2º medio – 2012 Guía Disoluciones Químicas12
MÁS EJERCIOS DE CONCENTRACIÓN DE SOLUCIONES
01. Calcular la cantidad de sosa cáustica (NaOH) y de agua que se necesitan para preparar 5 L de
una Solución al 20 % m/m, cuya d = 1,219 g / ML (R = 1219 g soluto 4876 g agua )
02. Se disuelve una cierta cantidad de cloruro magnésico hidratado MgCl2 x 6H20 en un peso igual de
agua. Calcular la concentración de la solución en % m/m de sal anhidra. (R = 23,4 % )
03. Se mezcla 1 L de ácido nítrico de d = 1,380 g / mL y 62,70 % con 1 L de ácido nítrico de d = 1,130
g / mL y 22,38 % m/m. Hallar: a ) La concentración en % m/m del ácido resultante. b) El volumen de
ácido que se forma. c) su M. Datos La densidad del ácido formado es 1,276 g/mL.
(R = 44,5 % - 1,967 L - 9,02 M )
04. Una disolución de potasa cáustica de d = 1,415 g/mL es de 41,7 % m/m de KOH. Calcular el
volumen de disolución que contiene 10 moles de KOH. (R = 948,8 mL)
05. Se disuelven 7 g de cloruro sódico en 43g de agua. Calcular el % m/m de la solución (R=14% )
06. En 35 g de agua se disuelven 5 g de ácido clorhídrico. La densidad de la solución a 20 º C es
1,060 g/mL. Hallar: a) % m/m . b) g / L . c) M (R = 12,5 % - 132,5 g/L - 3,63 M)
07. Un ácido nítrico concentrado de d = 1,405 g / mL contiene 68,1 % en masa de HN03. Calcular: a)
M . b ) m (R = 15,2 M – 33,75 m )
08. Un ácido sulfúrico concentrado de d = 1,813 g/mL contiene 91,33 % en masa de H2S04. Calcular
su concentración en g/L . (R = 1655,8 g )
09. Hallar la densidad de una disolución de amoníaco que contiene 20,3 % de NH3 y es 11M.
(R= 0,921 g/mL)
10. Se añaden 6 g de cloruro potásico a 80 g de una disolución de cloruro potásico al 12 % en masa.
Hallar el % m/m de la solución que resulta (R = 18,14 %)
11. Se disuelven 180 g de sosa cáustica (NaOH) en 400 g de agua. La densidad de la disolución
resultante a 20 º C es de 1,340 g/mL. Calcular: a) % m/m b) g/L c) M d) m
(R = 31,03 % - 415,8 g/ L - 10,4 M - 11,25 m )
12.- ¿Cuánto ( NH4 )2SO4 se necesita para preparar 400 mL de una solución ¼ M ? (R=13,21 g)
13. ¿Cuál es la m de una solución que contiene 20 g de azúcar C12H22011 disueltos en 125 g de agua?
(R = 0,468 m )
14. La m de una solución de alcohol etílico C2H5OH en agua es 1,54 mol / kg. ¿Cuántos g de alcohol
se disuelven en 2,5 kg de agua ? (R = 177 g)
15. Calcular la molaridad y molalidad de una solución de ácido sulfúrico H2SO4 de d=1,198 g/mL que
contiene 27% en masa de H2SO4 (R = 3,3 M - 3,78 m)
16. Determine las fracciones molares de las 2 sustancias en una solución que contiene 36 g de agua
y 46 g de glicerina C3H5(OH)3 (R X agua = 0,8)
17. En un procedimiento se necesitan 100 mL de H2S04 al 20 % m/m con d = 1,14 g/mL. ¿Qué
cantidad del ácido concentrado de d = 1,84 g/mL y que contenga 98 % en masa de H2S04 debe
diluirse con agua para preparar 100 mL del ácido de la concentración requerida? (R= 12,67 mL)
18. ¿Qué volumen de ácido nítrico diluido de d = 1,11 g /mL y al 19 % en masa de HN03 contiene 10
g de HNO3?
BIBLIOGRAFÍA
1. Chang Raymond, Química General, 7ma edición
2. Petrucci Ralph, Química General.
http://www.uam.es/personal_pdi/ciencias/evelasco/Coloides.pdf