Molaridad 16

 

Se toman 125 mL  de una disolución de sulfato sódico, Na2SO4. Al 60% en peso y 1,65 g/mL de densidad. Se diluyen con agua hasta un volumen de 250 mL de disolución. Determinar:

a)  La molaridad en iones sodio de la disolución resultante (suponemos que la sal está completamente disociada)

b)  ¿Qué volumen de la disolución concentrada (60%) se precisan para preparar 300 mL de una disolución 0,5 M de sulfato sódico?

 

 

Solución:

Datos: V0(Na2SO4) = 125 mL → 60% → d = 1,65 g/mL; V(Na2SO4) = 250 mL

a)  Molaridad en iones de sodio:

M = nº de moles de Na+/Volumen (L) de disolución

Reacción de disociación:

Na2SO4 (ac) 2 Na+ (ac) + SO42– (ac)

Según la reacción de disociación, por cada mol de sulfato de sodio se obtienen dos moles de iones de sodio.

Masa sulfato de sodio que hay en la disolución inicial:

125 mL·(1,65 g/mL)·(60 g Na2SO4/100 g) = 123,75 g Na2SO4

Moles de sulfato de sodio:

Pm(Na2SO4) = 2·23 + 32 + 4·16 = 142

123,75 g·(mol/142 g) = 0,87 moles Na2SO4

Moles de iones de sodio:

0,87 moles Na2SO4·(2 mol Na+/mol Na2SO4) = 1,74 moles Na+

Molaridad:

M = 1,74 moles/0,250 L = 6,96 mol/L

b)  Datos: V = 300 mL 0,5 M

Moles de sulfato de sodio necesarios:

0,300 L·(0,5 moles/L) = 0,15 moles

Masa de sulfato de sodio necesaria:

0,15 moles·(142 g/mol) = 21,3 g

Masa de la disolución al 60% necesaria:

21,3 g Na2SO4·(100 g dis. inicial/60 g Na2SO4) = 35,5 g disolución inicial

Volumen de la disolución inicial necesario:

35,5 g·(mL/1,65 g) = 21,52 mL

 

 

 

Molaridad 15

 

Se mezclan 1,0 litros de disolución que contiene ión dicromato 0,10 M y 1,0 litros de disolución que contiene ión yoduro 0,10 M. Ambas disoluciones contienen también un exceso de iones H+. De esta menara se produce la siguiente reacción:

Cr2O72– (ac) + 6 I (ac) + 14 H+ (ac) 2 Cr+3 (ac) + 3 I2 (ac) + 7 H2O

a)  Calcular la masa de I2 que se formará.

b)  Calcular la concentración de Cr+3 en la disolución resultante de la mezcla, expresada en moles/litro, considerando que los volúmenes son aditivos.

Datos: Masa atómica: O = 16, Cr = 52, I = 127

 

 

Solución:

Datos: V(Cr2O72–) = 1,0 L 0,10 M; V(I) = 1,0 L → 0,10 M

Cr2O72– (ac) + 6 I (ac) + 14 H+ (ac) 2 Cr+3 (ac) + 3 I2 (ac) + 7 H2O

a)  Moles de ión dicromato:

1,0 L·(0,10 mol/L) = 0,1 mol

Moles de ión yoduro:

1,0 L·(0,10 mol/L) = 0,1 mol

El ión yoduro es el reactivo limitante ya que está en menor proporción estequiométrica.

Masa de yodo que se obtiene:

0,1 mol I·(3 moles I2/6 moles I)·(254 g I2/mol I2) = 12,7 g I2

b)  Moles de Cr+3:

0,1 mol I·(2 moles Cr+3/6 moles I) = 0,03 moles Cr+3

Volumen total de la disolución:

VT = 1,0 L + 1,0 L = 2,0 L

Concentración de Cr+3:

M = 0,03 mol/2,0 L = 0,015 mol/L

 

 

 

Molaridad 14

 

Tenemos una botella que contiene una disolución de un ácido concentrado. En la etiqueta de la botella se puede leer: d = 1,175 g/cm3, riqueza 35,3%, composición del soluto 76,18% de oxígeno, 22,22% de nitrógeno y 1,95% de hidrógeno. Calcula:

a)  Fórmula empírica del compuesto

b)  Molaridad de la disolución

c)  El volumen de dicha disolución que se necesita para preparar 1 litro de otra disolución de ácido 0,5 M

 

 

Solución:

Datos: d = 1,175 g/cm3; R = 35,3%

a)  Según la composición del soluto en 100 g del mismo tendremos: 76,18 gramos de oxígeno, 22,22 gramos de nitrógeno y 1,95 gramos de hidrógeno, por tanto:

76,18 g de O·(át.g/16 g) = 4,76 át.g de O

22,22 g de N·(át.g/14 g) = 1,59 át.g de N

1,95 g de H·(át.g/1 g) = 1,95 át.g de H

Aplicando la ley de las proporciones definidas tenemos:

át.g de O/át.g de N = 4,76/1,59 = (4,76/1,59)/(1,59/1,59) = 3/1

át.g de H/át.g de N = 1,95/1,59 = (1,95/1,59)/(1,59/1,59) = 1/1

Fórmula mínima: HNO3

Fórmula empírica: (HNO3)n

b)  Supongamos que tenemos 1 L, es decir 1000 cm3 de disolución, por tanto:

d = m/V  m = d V = (1,175 g/cm3)·1000 cm3 = 1175 g

Masa de soluto:

1175 g disolución·(35,5 g HNO3/100 g disolución) = 417 g HNO3

Moles de soluto:

Pm(HNO3) = 1 + 14 + 3·16 = 63

417 g·(mol/63 g) = 6,6 moles

Molaridad:

M = 6,6 moles/1 L = 6,6 mol/L

c)  V’ = 1 L 0,5 M

Como deseamos preparar un litro de disolución y la concentración debe ser 0,5 M, necesitamos tener 0,5 moles de soluto.

0,5 moles·(1000 cm3/6,6 mol) = 75,8 cm3

Se deben tomar 75,8 cm3 de la primera disolución.

 

 

 

Molaridad 13

 

Un ácido sulfúrico concentrado tiene una densidad de 1,8 g/cm3 y es del 91% en peso de ácido puro. Calcule el volumen de esta disolución concentrada que se debe tomar para preparar 500 cm3 de disolución de ácido 0,5 M.

(S = 32; H = 1; O = 16)

 

 

Solución:

Datos: 

Disolución inicial de H2SO4: d1 = 1,8 g/cm3 → 91%

Disolución final de H2SO4: V2 = 500 cm3 → 0,5 M

Veamos los moles de ácido que hay en 500 cm3, es decir, 0,500 L de la disolución que queremos preparar:

0,5 L cm3·(0,5 moles/L) = 0,25 moles

Ahora hallaremos los gramos de la disolución inicial que hay que tomar para que tengamos 0,25 moles de H2SO4.

Pm(H2SO4) = 2·1 + 32 + 4·16 = 98

0,25 mol· H2SO4·(98 g H2SO4/mol H2SO4)·(100 g disol/91 g H2SO4) = 26,9 g disolución

Veamos el volumen que corresponde a los 26,9 g de disolución inicial:

26,9 g·(cm3/1,8 g) = 14,9 cm3

Debemos tomar 14,9 cm3 de la disolución inicial.

 

 

 

Molaridad 12

 

La disolución de agua oxigenada (H2O2) que se vende como blanqueador desinfectante tiene una concentración de 3% en peso y una densidad de 1,01 g/mL. ¿Cuál es su concentración expresada en moles/litro?

 

 

Solución:

Datos: Concentración = 3%; d = 1,01 g/mL

Molaridad (M):

M = n/V

(n = moles de soluto, V = litros de disolución)

Si tomamos 100 gramos de disolución tendremos 3 gramos de agua oxigenada.

Moles de soluto:

Pm(H2O2) = 2·1 + 2·16 = 34

3 g H2O2·(mol H2O2/34 g H2O2) = 0,088 moles H2O2

Litros de disolución:

100 g·(mL/1,10 g)·(L/1000 mL) = 0,091 L

Concentración de H2O2:

M = 0,088 moles/0,091 L = 0,967 mol/L