SOLUCIONARIO Guía Estándar Anual

Disoluciones II: unidades químicas de concentración

SGUICES011CB33-A09V1

EJERCICIOS PSU

Ítem Alternativa Defensa

1 D Como recordaremos, las concentraciones pueden expresarse en unidades físicas o químicas de acuerdo a la unidad que presente el soluto. Si el soluto está expresado en gramos, se tratará de unidades físicas, mientras que si está expresado en moles, se tratará de unidades químicas. De este modo, las unidades físicas son % m/m, % m/v y % v/v, puesto que el soluto está expresado en gramos para el caso de % m/m y % m/v, y puede expresarse en dicha unidad para el caso de % v/v utilizando la densidad de este. Mientras que las unidades químicas son molaridad (M), molalidad (m), fracción molar (X). En consecuencia, solo las alternativas II y III son correctas.

2 E Según la definición, la fracción molar es el número de moles de un determinado soluto (o disolvente) dividido entre el número total de moles de todos los solutos presentes y del disolvente, por lo tanto, es adimensional.

3 C Como sabemos, la molaridad (M) es el número de moles de soluto contenidos en 1 litro de disolución. Por ejemplo, si se disuelven 0,5 moles de soluto en 100 mL de disolución, se tiene una concentración de 5 M (5 molar).

En general, es el método más común de expresar la concentración en química, sobre todo cuando se trabaja con ecuaciones químicas y relaciones estequiométricas.

4 C Para resolver esta pregunta, utilizamos la definición de molaridad, entonces:

0,25 n NaOH X g NaOH0,25M = =

1000 mL 2000 mL

0,25 mol × 2000 mLX =

1000 mL

X = 0,5 mol

Recordando m= n × M.M.

gm= 0,5 mol × 40

mol

m= 20 g

5 B Para resolver esta pregunta, necesitamos conocer los moles de soluto y la cantidad de disolvente presentes en los 32% m/m, entonces:

mm 4

4

32% 32 g de CH en 100 g de disolución

mRecordando n= ,se tiene

M.M.

32 gn= =2 moles

g16

mol

y,

soluto + disolvente = disolución

32 g + X = 100 g

disolvente = 68 g

molalidad (m)

X mol de soluto (CH ) 1000 g

4

de disolvente

2 mol de soluto (CH ) 68 g de disolvente

2000X= molal

68

6 B Para resolver este ejercicio, necesitamos obtener los moles del soluto y del disolvente, puesto que la fracción molar se define como: X soluto = mol de soluto / (mol soluto + mol disolvente) Primero debemos establecer la cantidad de moles de soluto y disolvente presentes en la mezcla.

gmol

gmol

736Glicerina : 8 mol

92

432Agua : 24 mol

18

g

g

Ahora se establece la fracción molar:

8 n solutoXn

8 n + 24 n

Xn 0,250

7 C La unidad conocida como “partes por millón” se emplea usualmente para expresar la presencia de elementos en pequeñas cantidades (traza) en una mezcla. Se abrevia como ppm. También se puede definir como "la cantidad de partes de materia contenida en un total de un millón de partes", por lo tanto la única opción correcta es la III, ya que equivale a 1 mg

en 1.000.000 de miligramos (mg).

8 A Como la molalidad expresa la cantidad de moles de soluto contenidos en 1000 g de disolvente, necesitamos obtener estos datos de la concentración en peso. Entonces,

mm 4 77% 77 g de CCl en 100 g de disolución

m 77 gTeniendo, n= n= = 0,5 moles

gM.M. 154 mol

soluto + disolvente = disolución

77 g + X = 100 g

X= 23 g de disolvente

molalidad (m):

X mol de soluto 1000 g de di

solvente

0,5 mol de soluto 23 g de disolvente

0,5 moles × 1000 gX=

23 g

500X= molal

23

9 B Considerando la definición de molaridad,

4

4

M X mol de soluto en 1000 mL disolución

79 gSe tiene, n= = 0,5 moles

g158

mol

X mol de soluto (KMnO ) 1000 mL disolución

0,5 mol de soluto (KMnO ) 100 mL disolución

X= 5M

10 C Teniendo clara la definición de molaridad, X moles de soluto en 1000 mL de disolución Se tiene,

4

4

4

4,0 M

4,0 moles de soluto (NH OH) 1000 mL de disolución

X moles de soluto (NH OH) 500 mL de disolución

X= 2,0 moles de NH OH

m= n × M.M.

gm= 2,0 mol × 35

mol

m= 70 g

11 C Según la definición de molaridad, una disolución 1,5 M de ácido acético (CH3COOH) significa que existen 1,5 moles del ácido disueltos en 1 litro de disolución.

12 B Del % masa/volumen, se obtiene la siguiente información: 98% m/v : 98 g soluto en 100 mL disolución, entonces,

2 4 2 4

gmol

98 g H SO X n H SO=

100 mL disolución 1000 mL disolución

98 g×1000 mL

98X =

100 mL

X = 10 M

13 B Para resolver esta pregunta, utilizamos la definición de molalidad (m), X moles de soluto en 1kg de disolvente Entonces:

4

4

Calculando los moles,

107 gn= = 2 moles

g53,5

mol

molalidad (m)

X mol de soluto (NH Cl) 1000 g de disolvente

2 mol de soluto (NH Cl) 200 g de disolvente

X=10 molal

14 A Considerando la definición de fracción molar (x), calculamos el número de moles de cada sustancia:

Moles de CH3OH = g

mol

32 g1n

32

Moles de CH3CH2OH = g

mol

23 g0,5n

46

Moles de H2O = g

mol

45 g2,5n

18

3CH OH

1X 0,25

1 0,5 2,5

15 E De la molaridad (M) de la disolución, se tiene:

2 mol de soluto (NaOH) 1 L de disolución

X mol de soluto (NaOH) 2,5 L de disolución

X= 5 mol de NaOH

Teniendo,

m= n × M.M

gm= 5 moles × 40

mol

m= 200 g

16 D La molaridad corresponde a la unidad química en función de moles de soluto por litro de disolución y la molalidad se expresa en función de moles de soluto por kilogramos de disolvente. Por otra parte, el % masa/masa se expresa en función de la masa de soluto en 100 gramos de disolución.

17 E La unidad “partes por millón” expresa la cantidad de soluto en una cantidad de disolución cuya diferencia de magnitud debe ser de 106 en relación a esas cantidades, con este criterio podemos obtener el resultado mediante dos formas:

ppm 1000010 x disolución g 300

soluto g 3 6

ppm 10000 disolución kg 0,3

soluto mg 3000

18 C Aplicando la fórmula para calcular el número de moles,

Y utilizando posteriormente las relaciones de molaridad,

0,5 mol de NaCl 1000 mL de disolución

2 mol de NaCl X mL de disolución

X= 4000 mL

19 E Interpretando la relación de molaridad (M),

1,0 mol de soluto (NaOH) 1000 mL de disolución

X mol de soluto (NaOH) 2000 mL de disolución

X= 2 mol de NaOH

Calculando la masa, se tiene:

gm= 2 mol × 40

mol

m= 80 g

20 E Si observamos la fórmula de molaridad,

n solutoM =

L disolución

Podemos apreciar que se requiere del número de moles de soluto en la disolución (opción I). Por otro lado, como trabajamos con una unidad química, la cual está en función del número de moles de soluto y volumen (en litros) de disolución, su unidad será mol/L (opción III). Finalmente, como trabajamos con volumen, la gran mayoría de los volúmenes de disoluciones son afectados por la temperatura, debido a la dilatación térmica (opción II).

21 B Para calcular la molaridad de cada disolución, necesitamos conocer previamente el número de moles de soluto, para lo cual tenemos que calcular la masa molar de este. Así, tenemos lo siguiente: Alternativa A: MM fluoruro de calcio (CaF2) = 78 g/mol

mol 0,1g/mol 78

g 7,8n

M 1X

disolución de mL 1000 mol X

disolución de mL 100mol 0,1

Alternativa B: MM cloruro de calcio (CaCl2) = 111 g/mol

mol 0,1g/mol 111

g 11,1n

M 0,2X

disolución de mL 1000 mol X

disolución de mL 500mol 0,1

Alternativa C: MM cloruro de sodio (NaCl) = 58,5 g/mol

mol 0,2g/mol 58,5

g 11,7n

M 0,67X

disolución de mL 1000 mol X

disolución de mL 300mol 0,2

Alternativa D: MM fluoruro de sodio (NaF) = 42 g/mol

mol 0,3g/mol 42

g 12,6n

M 1,5X

disolución de mL 1000 mol X

disolución de mL 200mol 0,3

Alternativa E: MM fluoruro de magnesio (MgF2) = 62,3 g/mol

mol 1g/mol 62,3

g 62,3n

M 1,25X

disolución de mL 1000 mol X

disolución de mL 800mol 1

Por lo tanto, la disolución con menor molaridad es el cloruro de calcio (CaCl2) (alternativa B).

22 A En el análisis químico del agua, las ppm se refieren a mg del contaminante (u otro tipo de soluto) por litro de agua (mg/L). 1microgramo (μg) = 1 x 10-6 g = 1 x 10-3 mg, por lo que 50 μg = 0,05 mg. Por lo tanto, la concentración indicada corresponde a 0,05 ppm.

23 D La molaridad se calcula como el número total de moles en un determinado volumen de disolución. Por lo tanto, teniendo en cuenta que en las dos disoluciones del ejercicio, el volumen es el mismo, la molaridad dependerá del número de moles de soluto. El número de moles se calcula a partir de la siguiente relación:

(g/mol)molar masa

(g) masan . Así, si la masa es igual en ambos

casos, el número de moles será también igual siempre y cuando la masa molar de los dos solutos sea la misma, lo que obviamente ocurrirá cuando se trate del mismo soluto. En este caso, la densidad del soluto (relación masa/volumen) no influye en la molaridad, ya que tendría relación solamente con el volumen de la disolución pero en el ejercicio se indica que este es igual en ambos casos.

24 C A partir del esquema, aunque no tengamos valores exactos, se pueden comparar los volúmenes de las tres disoluciones y el número de moléculas, que está directamente relacionado con el de moles. Por lo tanto, puesto que el volumen de la disolución 1 es el doble que el de la disolución 3 y el número de moléculas también es doble en la primera, la molaridad de ambas será la misma (la alternativa C es correcta y la A incorrecta). También se puede afirmar que la molaridad de la disolución 2 es mayor que la de las disoluciones 1 y 3, pero la de estas dos últimas es igual, como ya se indicó (la alternativa D es incorrecta). Por último, no se pueden realizar comparaciones en términos de porcentaje masa/masa puesto que los solutos son diferentes y no conocemos sus masas molares, de manera que no sabemos si el porcentaje masa/volumen de las dos es igual (la alternativa B es incorrecta).

25 B Para preparar la disolución solicitada en el ejercicio, en primer lugar necesitamos conocer la masa molar del soluto (3) para posteriormente poder calcular la masa de soluto necesaria (multiplicando la masa molar por el número de moles necesarios de soluto, que en este caso serían 0,75) y pesarla en una balanza (6). A continuación se agrega este soluto al matraz aforado (1). Generalmente, esto se hace después de haber disuelto el soluto en una pequeña cantidad de agua en otro recipiente para no perder nada. Por último, se agrega agua hasta la marca de enrase de 500 mL (5), ya que este debe ser el volumen total de la disolución. Por lo tanto la cantidad de agua añadida será algo menor a 500 mL (el paso 2 no es correcto). El paso 4 no es necesario porque para este tipo de preparación no se necesita conocer la densidad del soluto.

Ítem Alternativa Habilidad

1 D Comprensión

2 E Comprensión

3 C Reconocimiento

4 C Aplicación

5 B Aplicación

6 B Aplicación

7 C ASE

8 A Aplicación

9 B Aplicación

10 C Aplicación

11 C Comprensión

12 B Aplicación

13 B Aplicación

14 A Aplicación

15 E Aplicación

16 D Comprensión

17 E Aplicación

18 C Aplicación

19 E Aplicación

20 E Comprensión

21 B Aplicación

22 A Aplicación

23 D ASE

24 C ASE

25 B ASE