Disoluciones 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 disolución?
2. b) Calcula su porcentaje en masa de glucosa.

El suero fisiológico que se usa en los hospitales es una disolución 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 disolución concentrada de sal al $20\ \%$ en masa con $150\ \text{g}$ de agua para preparar enjuagues.

1. a) ¿Cuántos gramos de sal aporta la disolución concentrada?
2. b) ¿Cuál es la masa total de la mezcla?
3. c) Calcula 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 disolución.

1. a) Escribe la fórmula de la molaridad.
2. b) Calcula la molaridad de la disolución.

Una disolución 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 disolución?
2. b) ¿Cuántos gramos de $\text{NaOH}$ son?

Indica si cada afirmación es verdadera o falsa y justifica 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) Expresa el volumen en litros y calcula 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. Ordena los siguientes pasos del procedimiento de laboratorio, que están desordenados, y explica 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, explica 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 $\text{KCl}$ necesitas?
2. b) ¿Qué masa debes pesar?
3. c) Describe el procedimiento completo en el laboratorio, nombrando el material (balanza, vaso químico, balón 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? Exprésalo 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) Calcula la masa de $1\ \text{L}$ de disolución.
2. b) ¿Cuántos gramos de glucosa contiene ese litro?
3. c) Calcula 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 garrafón con $5\ \text{kg}$ de agua?
2. b) En el laboratorio se suele tomar $50\ \text{ppm}$ como $50\ \text{mg/L}$: razona 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) Expresa 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. Observa el esquema de la dilución.

1. a) ¿Cuántos moles de $\text{HCl}$ contenían los $10\ \text{mL}$ iniciales?
2. b) Calcula la molaridad de la disolución diluida.
3. c) Comprueba que se cumple la relación $M_1\times V_1=M_2\times V_2$ y explica 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) Aplica la relación $M_1\times V_1=M_2\times V_2$ para calcular el volumen de ácido concentrado que hay que medir.
2. b) Describe cómo se prepara la dilución con seguridad: qué material se usa y por qué se añade el ácido sobre el 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) Calcula la masa de $1\ \text{L}$ de ácido comercial.
2. b) ¿Cuántos gramos de $\text{HCl}$ puro contiene ese litro?
3. c) Calcula la molaridad del ácido comercial, con un decimal.
4. d) Calcula, con un decimal, qué volumen de ese ácido hay que medir para preparar $500\ \text{mL}$ de disolución $1\ \text{M}$, y describe 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 $\text{NaCl}$ $1.5\ \text{M}$. Supón que los volúmenes son aditivos. El esquema muestra la mezcla.

1. a) Calcula los moles de sal que aporta cada disolución.
2. b) Calcula la molaridad de la mezcla resultante.
3. c) Explica 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 cocerlo, 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) Explica 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 un refresco y cómo afecta a las propiedades de la disolución? Determina la concentración de $CO_2$ disuelto y su comportamiento como gas ideal en tu propia cocina.

1. Condiciones locales: Consulta en la web de la Empresa de Transmisión Eléctrica (ETESA), en su sección de hidrometeorología, la presión atmosférica ($P \pm 1\text{ hPa}$) y la temperatura ambiente ($T \pm 0.5\text{ }^\circ\text{C}$) en tu distrito.

2. Experimentación casera: Pesa una botella pequeña de agua con gas con una balanza de cocina (sensibilidad $\pm 0.1\text{ g}$). Desgasifícala progresivamente agitándola y abriéndola con cuidado en $4$ intervalos sucesivos, anotando la masa del sistema tras cada pérdida de gas. Al final, desgasifícala por completo (agitando hasta que la masa no varíe) para obtener la masa final $m_f$ y anota el volumen de líquido $V_{\text{dis}}$ que indica la etiqueta.

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

4. Informe final: Representa la gráfica del volumen de gas frente a la masa perdida (incluyendo barras de error) y explica cómo influyen la presión y la temperatura en la solubilidad del gas.

Se valorará:

• Determinación rigurosa de las medidas 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, gráfica e interpretación fisicoquímica de los resultados.