1. Departamento de Física y Química Universidad Laboral
EJERCICIOS RESUELTOS
DISOLUCIONES
1.- Se disuelven 20 = g de NaOH en 560 g de agua. Calcula a) la concentración de la disolución en %
en masa y b) su molalidad.
Ar(Na) 23. Ar(O)=16. Ar(H)=1.
a) .45,3%;100.
580
20
%;100.
)(
)(
%  NaOHNaOH
disolucióngm
NaOHgm
NaOH
b) Primeramente calculamos los moles que son los 20 g de soluto:
.5,0;
2040
1
molesX
g
X
g
NaOHmol
 ;89,0
56,0
5,0
;
)(
)(
m
kg
moles
m
disolventedekgm
solutomoles
m 
2.- ¿Qué cantidad de glucosa, C6H12O6 (Mm = 180 g/mol), se necesita para preparar 100 cm3
de
disolución 0,2 molar?
.02,0;1,0.2,0.;
)(
)(
61266126  OHCmoleslMVMOHCmoles
disolucióndelV
solutomoles
M
.36;
02,0
180
cos1
gX
X
moles
g
aglumol

3.- Se dispone de un ácido nítrico comercial concentrado al 96,73 % en peso y densidad 1,5 g/ml.
¿Cuántos ml del ácido concentrado serán necesarios para preparar 0,2 l. de disolución 1,5 M de dicho
ácido? Mm (HNO3) = 63g/mol.
Primeramente calcularemos los moles de ácido puro que necesitamos:
.3,02,0.5,1.)(;
)(
)(
3  lMVMHNOmoles
disolucióndelV
solutomoles
M
Ahora calculamos la masa en g correspondiente:
.9,18
1
63
3,0 3HNOdeg
mol
g
xmoles 
Como el ácido comercial del que disponemos no es puro, sino del 96,73 % necesitaremos pesar:
.54,19;
9,1873,96
100
comercialácidogX
puroácidog
X
puroácidogcontienen
comercialácidodelg

Como necesitamos averiguar el volumen en ml que hemos de coger, utilizamos la densidad del ácido
comercial:
.13
/5,1
54,19
)(;
)(
)(
)/( ml
mlg
g
mlV
mlV
gm
mlgd 

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4.- Calcula la masa de nitrato de hierro (II), Fe(NO3)2, que hay en 100 ml de disolución acuosa al 6 %.
Densidad de la disolución 1,16 g/ml.
De la densidad sabemos que los 100 ml de disolución tienen de masa 116 g. Como es al 6 %, la masa
de soluto existente será:
.)(96,6;
116
)(6
100
23
23
NOFegX
X
disolucióngEn
NOFeghay
disolucióngEn

5.- Indica de qué modo prepararías ½ l de disolución 0,1 M de HCl si disponemos de un HCl
concentrado del 36 % y densidad 1,19 g/ml.
Calculamos la masa de HCl que necesitamos. Para ello, utilizando el concepto de molaridad,
averiguamos primeramente los moles de HCl que va a tener la disolución que queremos preparar:
.05,05,0.1,0.)( moleslMVMHCln 
Como ./5,36)( molgHClMm  Los 0,05 moles serán: .83,1
1
5,36
.05,0 HClg
mol
g
moles 
Esa masa de HCl la tenemos que coger del HCl concentrado del que se dispone (36 % y densidad 1,19
g/ml.). Al no ser puro, sino del 36 % tendremos que coger más cantidad de gramos:
.08,5;
83,136
100
puroHClgX
puroHClg
X
puroHClgcontienen
oconcentradHCldelg

Como se trata de un líquido del que conocemos su densidad, determinamos el volumen de esos 5,08 g:
%.3627,4
/19,1
08,5
; delHClml
mlg
g
V
m
V 

Preparación: En un matraz aforado de ½ l que contenga algo de agua destilada, se introducen 4,27 ml
del HCl concentrado del 36 %, utilizando una pipeta. No absorber el ácido con la boca porque es
tóxico.
Se agita con cuidado el matraz hasta que se disuelva el soluto.
Se añade agua destilada al matraz hasta alcanzar exactamente la señal de 500 ml.
6.- Se disuelven en agua 30,5 g de cloruro amónico (NH4Cl) hasta obtener 0,5 l de disolución.
Sabiendo que la densidad de la misma es 1027 kg/m3
, calcula:
a) La concentración de la misma en porcentaje en masa.
b) La molaridad.
c) La molalidad.
d) Las fracciones molares del soluto y del disolvente.
Mm(NH4Cl)=53,5g/mol.
Primeramente 1027kg/m3
= 1,027 g/cm3
. Luego la masa de 1 l de disolución será de 1027 g y la de
medio litro 513,8 g. De ellos 30,5 g son de soluto (cloruro amónico) y el resto 483,3 g son de agua.

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a) %.94,5100
8,513
5,30
100
)(
)(
% 4  x
g
g
x
disolucióngmasa
solutogmasa
ClNHmasa
b) .14,1
5,0
57,0
5,0
/5,53/5,30
)(
M
l
moles
l
molgg
disoluciónlvolumen
solutomoles
M 
c) .18,1
483,0
57,0
)(
m
kg
moles
disolventekgmasa
solutomoles
m 
d) Calculamos los moles de agua: .85,26
18
1
3,483)( 2 moles
g
mol
xgOHn 
;02,0
85,2657,0
57,0
º
º



totalesmolesn
solutomolesn
X S
.98,0
85,2657,0
85,26
º
º



totalesmolesn
disolventemolesn
X D
7.- Un ácido sulfúrico concentrado de densidad 1,8 g/ml tiene una pureza del 90,5 %.Calcula;
a) Su concentración en g/l.
b) Su molaridad.
c) El volumen necesario para preparar ¼ de litro de disolución 0,2 M.
Mm(H2SO4)=98g/mol.
a)
disoluciónlvolumen
puroácidogmasa
lg
)(
)(
/ 
SUPONEMOS que tomamos 1 l de ácido (1000 ml) luego su masa será de 1800 g, de los cuales el
90,5 % son de ácido puro:
;1629
100
5,90
1800 puroácidogxg  ./1629
1
1629
/ lg
l
g
lg 
b) ;
)(
º
disoluciónlV
solutomolesn
M 
Como conocemos los gramos de ácido puro que hay en 1l de disolución, únicamente tenemos que
expresarlos en moles:
;62,16
98
1
1629 moles
g
mol
xg  .62,16
1
62,16
M
l
moles
M 
c) ¼ de litro de disolución 0,2 M. son: ;05,0
4
1
.2,0º;.º moleslMmolesnVMmolesn 
En gramos serán: .9,4
1
98
05,0 puroácidodeg
mol
g
xmoles 
La masa de ácido sulfúrico del 90,5 % será: .4,5
5,90
100
9,4 gxgm 
El volumen que se ha de coger del ácido será: .3
/8,1
4,5
; 3
3
cm
cmg
g
V
m
V 


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8.- En 40 g de agua se disuelven 5 g de ácido sulfhídrico, Mm (H2S)=34 g/mol. La densidad de la
disolución formada es 1,08 g/cm3
. Calcula: a) el porcentaje en masa; b) la molalidad; c) la molaridad y
d) la normalidad de la disolución.
a) %;11,11100
405
5
%;100
)(
)(
% 

 masax
disoluciónmasa
solutomasa
masa
b) ;67,3
04,0
/34/5
;
º
º
m
kg
molgg
m
disolventekgn
solutomolesn
m 
c) Para calcular la molaridad necesitamos conocer el volumen de la disolución:
;66,41
/8,1
45
; 3
3
cm
cmg
gm
V
V
m



;53,3
04136,0
/34/5
)(
º
M
l
molgg
disoluciónlV
solutomolesn
M 
d) Para calcular la normalidad necesitamos conocer el número de equivalentes:
Como es un ácido diprótico (lleva dos hidrógenos la molécula) el Eq- gramo es la mitad del mol:
;17
2
34
2
)(
g
ggmol
gramoEq 
;11,7
04136,0
/17/5
;
)(
)(º
N
l
Eqgg
N
disoluciónlV
solutoesequivalentn
N  que es el doble que la molaridad.
9.-Se desea preparar 1 l de disolución de HCl 0,5 M. Para ello se dispone de las disoluciones A y B.
Calcular la M de la disolución A y el volumen necesario que hay que tomar de cada disolución para
obtener la disolución deseada:
a) Para calcular la M de la disolución A, partimos de 1 l y averiguamos su masa:
.1095
;1000./095,1;.; 33
gm
cmcmgmVm
V
m

 
Como es del 5%, de los 1095 g que tiene de
masa 1 l, su 5% serán de HCl:
.75,54
100
5
1095 puroHClgxgHClmasa 
La molaridad será
;5,1
1
/5,36/75,54
)(
º
M
l
molgg
disoluciónlV
solutomolesn
M 
HCl
5%
1,095g/ml
A
HCl
0,1 M
B

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b) Para preparar 1 l de disolución 0,5 M mezclando volúmenes de los dos ácidos tenemos que tener
presente que:
1º) Que el número de moles que habrá de cogerse entre la disolución A y la B ha de ser los que ha de
tener la disolución que se va a preparar: .5,05,0.11.º molesMMVmolesn 
2º) Que la suma de los volúmenes de las dos disoluciones ha de se 1 l.
Al volumen que tomemos de la disolución A le llamamos VA y al de la disolución B VB, de manera
que VB =1-VA
Planteamos la ecuación con los moles de manera que la suma de los que tomamos de la disolución A
más los que tomamos de la disolución B sea igual a 0,5:
.714714,0.286286,0;5,0)1(1,0.5,1 33
cmlVcmlVVV BAAA 
10.- Calcula la presión de vapor de la disolución obtenida al mezclar 500 cm3
de agua y 100 g de
azúcar (C12H22O11, sacarosa). La Pv del agua a la temperatura de la mezcla es de 55,3 mm Hg.
Mm(H2O)=18g/mol. Mm(C12H22O11)=342g/mol.
Según la ley de Raoult, la presión de vapor de la disolución será inferior a 55,3 mm Hg.
;. 00 PXPPP S Necesitamos averiguar el valor de la fracción molar del soluto:
.01033,0
/18/500/342/100
/342/100
º
º



molggmolgg
molgg
totalesmolesn
solutomolesn
X S
.73,54;3,55.01033,03,55;. 00 mmHgPmmHgPmmHgPXPPP S 
11.-Calcula la masa molecular de un azúcar sabiendo que si se disuelven 87,3 g de este azúcar en
medio litro de agua, la disolución se congela a -1,8ºC.
3
/1000 mKgagua  molkgCaguaKC /.º86,1)( 
Debemos utilizar la expresión que nos indica el descenso crioscópico que se produce en un líquido
cuando con él se prepara una disolución; mKt C .
Utilizando la densidad del agua: .5,0;
0005,0
/1000 3
3
kgm
m
m
mKgagua 
;484,0;
5,0
./.º86,1)º8,1(º0;. azúcarmolesn
kg
n
molkgCCCmKt S
S
C 
Ahora establecemos una proporción con el concepto de mol:
;180;
1
3,87
484,0
gX
X
mol
gson
moles
 luego la masa molecular del azúcar será 180 g/mol.

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12.-Calcula la masa molecular de una enzima si 0,1 g de la misma disuelto en 20 ml de benceno
(C6H6) produce una presión osmótica de 2,65 mm Hg, a 25ºC. (Supón que el volumen de la disolución
sigue siendo 20 ml).
Utilizando la ecuación de la presión osmótica: ;... TRnV  calculamos el número de moles:
.10.857,2;298
.
.
082,0.02,0.
1/760
65,2 6
molnK
molK
latm
nl
atmmmHg
mmHg 

Ahora establecemos una proporción con el concepto de mol:
;000.35;
1
1,0
10.857,2 6
gX
X
mol
gson
moles


luego la masa molecular de la enzima será 35000 g/mol.
13.- Calcula la disminución de la presión de vapor, la disminución del punto de congelación y el
ascenso ebulloscópico de la disolución de la enzima del ejercicio anterior.
./.º53,2
;/.º12,5
;/88,0º25
;5,94º25
3
molkgCbencenoK
molkgCbencenoK
cmgCabencenodeldensidad
mmHgCabencenodelP
e
C
V




Primeramente calculamos la masa de benceno y los moles que son:
;6,1720./88,0;. 33
gcmcmgmVm   Teniendo en cuenta que la Mm del benceno son 78 g/mol:
.226,0
78
1
.6,17 moles
g
mol
g 
.º00083,0
0176,0
10.857,2
./.º12,5.
.0012,0
226,010.857,2
10.857,2
.5,94
6
6
6
0
C
kg
moles
molkgCmKt
mmHgmmHgXPP
CC
S







.º00041,0
0176,0
10.857,2
./.º53,2.
6
C
kg
moles
molkgCmKt ee 
