Soluciones y sus propiedades

Para rehidratar a un deportista se prepara una bebida disolviendo $20\ \text{g}$ de glucosa en $180\ \text{g}$ de agua.

1. a) ¿Cuál es la masa total de la solución?
2. b) Calculá su porcentaje en masa de glucosa.

El suero fisiológico que se usa en los hospitales es una solución de cloruro de sodio al $0,9\ \%$ en masa.

1. a) ¿Cuántos gramos de sal contiene una bolsa de $500\ \text{g}$ de suero?
2. b) ¿Cuántos gramos de agua?

Una farmacia diluye $50\ \text{g}$ de una solución concentrada de sal al $20\ \%$ en masa con $150\ \text{g}$ de agua para preparar enjuagues.

1. a) ¿Cuántos gramos de sal aporta la solución concentrada?
2. b) ¿Cuál es la masa total de la mezcla?
3. c) Calculá el nuevo porcentaje en masa.

En el laboratorio se disuelven $0,5\ \text{mol}$ de cloruro de sodio en agua hasta completar $2\ \text{L}$ de solución.

1. a) Escribí la fórmula de la molaridad.
2. b) Calculá la molaridad de la solución.

Una solución de hidróxido de sodio, $\text{NaOH}$, es $0,4\ \text{M}$. Dato: masa molar del $\text{NaOH}$, $40\ \text{g/mol}$.

1. a) ¿Cuántos moles de $\text{NaOH}$ hay en $250\ \text{mL}$ de esa solución?
2. b) ¿Cuántos gramos de $\text{NaOH}$ son?

Indicá si cada afirmación es verdadera o falsa y justificá tu respuesta:

1. a) Si se traspasa la mitad de una disolución a otro vaso, la molaridad en cada vaso es la mitad que al principio.
2. b) Si el volumen de una disolución se reduce a la mitad evaporando agua, su molaridad se duplica.
3. c) Dos disoluciones de solutos distintos pueden tener la misma molaridad y, a la vez, distinta masa de soluto por litro.

Se disuelven $20\ \text{g}$ de hidróxido de sodio, $\text{NaOH}$, en agua hasta completar $500\ \text{mL}$ de solución. Dato: masa molar del $\text{NaOH}$, $40\ \text{g/mol}$.

1. a) ¿Cuántos moles son los $20\ \text{g}$ de $\text{NaOH}$?
2. b) Expresá el volumen en litros y calculá la molaridad de la solución.

Para preparar $100\ \text{mL}$ de una disolución $0,5\ \text{M}$ de carbonato de sodio hay que pesar $5,3\ \text{g}$ de soluto. Ordená los siguientes pasos del procedimiento de laboratorio, que están desordenados, y explicá qué se hace en cada uno:

1. a) Enrasar con agua destilada hasta la marca del cuello del matraz.
2. b) Pesar el soluto con la balanza.
3. c) Disolver el soluto en un vaso con una pequeña cantidad de agua.
4. d) Trasvasar al matraz aforado de $100\ \text{mL}$ y completar con agua casi hasta la marca.

Además, explicá qué significa «enrasar» y por qué el matraz aforado es el material adecuado. La figura muestra el matraz aforado y, ampliado, el detalle del enrase en la marca del cuello.

Te encargan preparar $200\ \text{mL}$ de una disolución $1\ \text{M}$ de cloruro de potasio, $\text{KCl}$. Dato: masa molar del $\text{KCl}$, $74,5\ \text{g/mol}$.

1. a) ¿Cuántos moles de $\text{KCl}$ necesitás?
2. b) ¿Qué masa tenés que pesar?
3. c) Describí el procedimiento completo en el laboratorio, nombrando el material (balanza, vaso de precipitados, matraz aforado…) y el momento en que se enrasa.

Un paciente necesita recibir $0,05\ \text{mol}$ de glucosa por vía intravenosa y se dispone de una solución glucosada $0,5\ \text{M}$. Dato: masa molar de la glucosa, $180\ \text{g/mol}$.

1. a) ¿Qué volumen de solución, en litros, contiene esa cantidad de glucosa? Expresalo también en mililitros.
2. b) ¿Cuántos gramos de glucosa recibe el paciente?

Una disolución de glucosa tiene una densidad de $1,08\ \text{g/mL}$ y una concentración del $5\ \%$ en masa. Dato: masa molar de la glucosa, $180\ \text{g/mol}$.

1. a) Calculá la masa de $1\ \text{L}$ de disolución.
2. b) ¿Cuántos gramos de glucosa contiene ese litro?
3. c) Calculá la molaridad de la disolución.

El límite legal de nitratos en el agua potable es de $50\ \text{ppm}$, es decir, $50\ \text{mg}$ de nitrato por cada kilogramo de agua.

1. a) ¿Cuántos miligramos de nitrato puede contener como máximo un bidón con $5\ \text{kg}$ de agua?
2. b) En el laboratorio se suele tomar $50\ \text{ppm}$ como $50\ \text{mg/L}$: razoná qué se está suponiendo sobre la densidad del agua para que ambas formas de expresarlo coincidan.

El análisis de una fuente encuentra $30\ \text{mg}$ de fluoruro disuelto por cada $2\ \text{kg}$ de agua. El límite recomendado para el agua de consumo es de $1,5\ \text{ppm}$.

1. a) Expresá la concentración de fluoruro de la fuente en ppm.
2. b) ¿Supera el límite? ¿Cuántas veces lo supera?

Se toman $10\ \text{mL}$ de una disolución de ácido clorhídrico, $\text{HCl}$, $2\ \text{M}$ y se añade agua hasta completar $100\ \text{mL}$ de disolución. Observá el esquema de la dilución.

1. a) ¿Cuántos moles de $\text{HCl}$ contenían los $10\ \text{mL}$ iniciales?
2. b) Calculá la molaridad de la disolución diluida.
3. c) Comprobá que se cumple la relación $M_1\cdot V_1=M_2\cdot V_2$ y explicá qué magnitud se conserva en una dilución.

Un laboratorio dispone de ácido nítrico, $\text{HNO}_3$, $4\ \text{M}$ y necesita preparar $500\ \text{mL}$ de solución $0,8\ \text{M}$.

1. a) Aplicá la relación $M_1\cdot V_1=M_2\cdot V_2$ para calcular el volumen de ácido concentrado que hay que medir.
2. b) Describí cómo se prepara la dilución con seguridad: qué material se usa y por qué se agrega el ácido al agua y no al revés.

El ácido clorhídrico comercial que se usa en el laboratorio tiene una concentración del $37\ \%$ en masa y una densidad de $1,19\ \text{g/mL}$. Dato: masa molar del $\text{HCl}$, $36,5\ \text{g/mol}$.

1. a) Calculá la masa de $1\ \text{L}$ de ácido comercial.
2. b) ¿Cuántos gramos de $\text{HCl}$ puro contiene ese litro?
3. c) Calculá la molaridad del ácido comercial, con un decimal.
4. d) Calculá, con un decimal, qué volumen de ese ácido hay que medir para preparar $500\ \text{mL}$ de solución $1\ \text{M}$, y describí el procedimiento de dilución con seguridad.

En un laboratorio de análisis se mezclan $100\ \text{mL}$ de disolución de $\text{NaCl}$ $0,5\ \text{M}$ con $300\ \text{mL}$ de disolución de $\text{NaCl}$ $1,5\ \text{M}$. Suponé que los volúmenes son aditivos. El esquema muestra la mezcla.

1. a) Calculá los moles de sal que aporta cada disolución.
2. b) Calculá la molaridad de la mezcla resultante.
3. c) Explicá por qué el resultado no es $1\ \text{M}$, la media de las dos concentraciones iniciales.

Una olla contiene $2\ \text{kg}$ de caldo con un $1\ \%$ en masa de sal.

1. a) ¿Cuántos gramos de sal lleva el caldo?
2. b) Al cocinarlo, se evapora agua hasta que el caldo pesa $500\ \text{g}$: ¿cuál es ahora el porcentaje en masa de sal?
3. c) Un cocinero quiere dejar el caldo en un $2\ \%$ de sal: ¿hasta qué masa total debe reducirlo?
4. d) Explicá por qué sube la concentración aunque no se haya añadido ni un gramo de sal: ¿qué magnitud se conserva?

Reto del tema. ¿Cuánto gas contiene una gaseosa y cómo afecta a las propiedades de la disolución? Determiná la concentración de $CO_2$ disuelto y su comportamiento como gas ideal en tu propia cocina.

1. Condiciones locales: Consultá en la web del Servicio Meteorológico Nacional (SMN) la presión atmosférica ($P \pm 1\text{ hPa}$) y la temperatura ambiente ($T \pm 0,5\text{ }^\circ\text{C}$) en tu localidad.

2. Experimentación casera: Pesá una botella pequeña de agua con gas con una balanza de cocina (sensibilidad $\pm 0,1\text{ g}$). Desgasificala progresivamente agitándola y abriéndola con cuidado en $4$ intervalos sucesivos, anotando la masa del sistema después de cada pérdida de gas. Al final, desgasificala por completo (agitando hasta que la masa no varíe) para obtener la masa final $m_f$ y anotá el volumen de líquido $V_{\text{dis}}$ que indica la etiqueta.

3. Tratamiento y cálculo: Elaborá una tabla con la masa de $CO_2$ perdida y propagá su incertidumbre. Empleando la ecuación de los gases ideales ($PV = nRT$), deducí el volumen de gas liberado y calculá la concentración molar del gas que permanecía disuelto en cada etapa.

4. Informe final: Representá el gráfico del volumen de gas en función de la masa perdida (incluyendo barras de error) y explicá cómo influyen la presión y la temperatura en la solubilidad del gas.

Se valorará:

• Determinación rigurosa de las mediciones caseras con sus incertidumbres asociadas.

• Aplicación correcta de la ley de los gases ideales y de las unidades de concentración.

• Calidad analítica de la tabla, el gráfico y la interpretación fisicoquímica de los resultados.