pdv: quimica mencion guía n°11 [4° medio] (2012)

QUÍMICA MENCIÓNQM-11

DISOLUCIONESQUÍMICAS

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2012DISOLUCIONES

MEZCLAS

Las mezclas están formadas por varias sustancias, en que sus componentes conservan todas suspropiedades como sustancias separadas; es decir, no se han alterado al formar parte de ella.

DISPERSIONES

Mezclando una sustancia con otra, si la primera está fraccionada en pequeñas partículas, diremosque preparamos una dispersión.De acuerdo con el tamaño de las partículas dispersas en el mediodispersante, podemos clasificar las dispersiones en tres categorías: Suspensiones, Coloides ySoluciones.

Suspensión Coloide SoluciónDispersa la luz SI SI NOAtraviesa papel filtro NO SI SISe separa al reposar SI NO NO

SUSPENSIONES

Las partículas son visibles a simple vista o al microscopio, ya que son mezclas heterogéneas.

Coloides

Los coloides son sistemas heterogéneos ya que sus partículas son visibles a través de unmicroscopio.Los coloides pueden ser Emulsión (un líquido disuelto en otro, vinagreta), Gel (sólido continuodisuelto en un líquido continuo, jaleas) o Aerosol (sólido o líquido disuelto en un gas, niebla).

Los coloides están formados por partículas clasificadas como macromoléculas y se denominanmicelas o magmas.

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MEZCLAS


DISPERSIONES



SUSPENSIONES


Coloides



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MEZCLAS


DISPERSIONES



SUSPENSIONES


Coloides



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SOLUCIONES

Son mezclas homogéneas entre un soluto (disperso) y un solvente (disolventeodispersante), estas mezclas homogéneas sólo se forman si las interacciones entre las moléculasdel soluto son parecidas a aquellas que se encuentran entre las moléculas del solvente, o sea “losemejante disuelve a lo semejante”. El soluto es el componente minoritario mientras que eldisolvente se encuentra en mayor proporción en masa.Las soluciones se pueden clasificar según elestado de agregación de sus componentes:

Así tenemos por ejemplo:

ESTADO LÍQUIDOgas en líquido CO2 disuelto en H2O

líquido en líquido alcohol disuelto en H2O o en étersólido en líquido azúcar disuelto en H2O

ESTADO SÓLIDOgas en sólido hidrógeno disuelto en Platino o Paladio

líquido en sólido mercurio disuelto en cobresólido en sólido oro disuelto en plomo

ESTADO GASEOSOgas en gas todas las mezclas de gases (aire por ejemplo)

CLASIFICACIÓN DE LAS SOLUCIONES

Las soluciones se pueden catalogar según tres criterios distintos, proporción soluto/solvente, tipode soluto y solubilidad

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SOLUCIONES










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SOLUCIONES










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PROPORCIÓN SOLUTO/SOLVENTE

Diluida: El soluto se encuentra en baja proporción (masa) respecto al solvente.

Concentrada: El soluto se encuentra en proporción parecida (masa) a la del solvente.

TIPO DE SOLUTO

Los solutos que pueden formar una solución se pueden clasificar como iónicos, si se disocianformando cargas (electrolitos) o moleculares, si no se disocian y siguen neutros.

Solución molecular: Formada por solutos que no se disocian (no electrolitos)

Solución iónica: Formada por un tipo de soluto que se disocia generando cargas (electrolito)

LOS ELECTROLITOS

Los compuestos que al disolverse en agua generan iones, permitiendo la conducción de lacorriente eléctrica a través de una disolución se denominan ELECTROLITOS.

Se conocen 2 tipos generales de electrolitos:

Fuerte: disociación 100%, muy solubles y gran conductividad eléctrica.

Débiles: disociación <100%, poco solubles y pobre conductividad eléctrica.

No Electrolitos: no disocian y por tanto no dejan iones en solución. Estos compuestos reaccionancon el agua generando puentes de hidrógeno, interacciones mucho más débiles que lasatracciones electrostáticas entre iones. Ejemplos: sacarosa, glucosa, etanol (C2H5OH).

POLARIDAD DE SUSTANCIAS

En química se dice que las sustancias polares deben ser solubles en sustancias polares. No esposible disolver un soluto polar en un solvente apolar y viceversa.

Un ejemplo:HCl (g) + H2O () H3O

+(a) + Cl-(a)

Al reaccionar con el agua, el cloruro de hidrógeno (HCl gaseoso), debe inicialmente disolverse;ahora, sabemos que HCl es polar y el agua también lo es. Se forma una solución acuosa de ácidoclorhídrico (HCl acuoso).

Ojo: La gran mayoría de sustancias iónicas se disuelven en sustancias polares, aún cuando seanaparentemente apolares (simétricas).

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SOLUBILIDAD

Máxima cantidad de sustancia que puede ser disuelta a una temperatura dada en una ciertacantidad de disolvente con el propósito de formar una solución estable. La solubilidad se puedeexpresar en g/L o concentración molar ([ ]).

Saturada: Cuando se ha disuelto el máximo de soluto en un volumen de disolvente sedice que la disolución está saturada. Al agregar mayor cantidad de soluto auna disolución saturada el soluto no se disuelve más.

Insaturada: Si la masa de soluto disuelto es menor que la correspondiente a la desaturación (máxima cantidad de soluto disuelto en condiciones detemperatura y presión).

Sobresaturada: En ocasiones la masa de soluto DISUELTO puede ser temporalmente mayorque la correspondiente a la de saturación.

FACTORES QUE MODIFICAN LA SOLUBILIDAD

La solubilidad de un compuesto en un determinado solvente puede modificarse al variar la presióny/o la temperatura, analizaremos los casos más comunes, cuando el solvente es líquido.

PRESIÓN

La presión sólo altera la solubilidad cuando el soluto es gaseoso. La solubilidad de un gas en unlíquido es directamente proporcional a la presión aplicada por el gas sobre el líquido.

Al aumentar la presión de un gas en un disolvente líquido, las moléculas de gas se aproximan y elnúmero de colisiones por segundo que las moléculas de gas experimentan con la superficie dellíquido aumenta. Cuando esto ocurre, la velocidad con que las moléculas de soluto (gas) entranen la solución también se torna mayor, sin que aumente la velocidad con que las moléculas de gasse escapan. Esto provoca un aumento en la solubilidad del soluto gaseoso en el solvente líquido

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SOLUBILIDAD







PRESIÓN



5

SOLUBILIDAD







PRESIÓN



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TEMPERATURA

GAS

La solubilidad de un gas en un líquido disminuye con un aumento de temperatura. Es por eso que,si calentamos una bebida gaseosa, el gas será expulsado de la mezcla.

SÓLIDO

Por el contrario, si el soluto es un sólido iónico, el aumento de la temperatura provoca unaumento en la solubilidad de éste.

En general, la solubilidad de un sólido aumenta con la temperatura y sólo algunas sustanciasdisminuyen su solubilidad.

Analicemos esto a través de algunas curvas de solubilidad, relacionando la disolución de variossolutos en 100 g. de agua, en función de la temperatura.

Note que, en general, la solubilidad aumenta con la temperatura.

A pesar de que el NH3 es un gas, se incluye en el gráfico para hacer hincapié que respectoal aumento de temperatura la solubilidad de éste en 100 gramos de agua disminuye.

Observe una de las curvas de la solubilidad del gráfico anterior, por ejemplo la de KNO3;a 30º C se disuelven, un máximo de 40 g de KNO3 en 100 g de H2O. A 40º C, el límitepasa a ser 60 g en los mismos 100 g de H2O.

El sulfato de cerio Ce2(SO4)3 es una de las excepciones. El aumento de temperatura deuna solución acuosa de esta sal provoca una disminución de la solubilidad.

Una de las utilidades de las curvas de solubilidad es determinar cuál es la sustancia mássoluble a una determinada temperatura.

Sol

ubili

dad

en g

ram

os d

e su

stan

cia

en 1

00 g

H2O

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Ejemplos:

¿Cuál es la sustancia más soluble en 100 g de H2O: KNO3 o NaNO3?

Respuesta:

Bajo los 50ºC, el nitrato de sodio es más soluble que el nitrato de potasio.

A 75ºC, las solubilidades de ambas sales son iguales.

Sobre los 75ºC, el nitrato de potasio pasa a ser más soluble.

De acuerdo con el gráfico anterior a 80ºC podemos disolver totalmente 50 gramos de KCl en 100gramos de agua.

También podemos inferir que a OºC, logramos disolver de manera estable 357 g. de sal (NaCl) en1 litro de agua esta solución está saturada.

CONCENTRACIÓN DE LAS SOLUCIONES

Las propiedades físicas de las soluciones están determinadas por las proporciones relativas de loscomponentes de los cuales ellas están formadas.

Las concentraciones de las soluciones se suelen expresar en unidades físicas y químicas.

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Ejemplos:


Respuesta:









7

Ejemplos:


Respuesta:









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CONCENTRACIÓN EN UNIDADES FISICAS

Porcentaje masa-masa (% p/p)

Indica los gramos de soluto que están contenidos en 100 gramos de solución.

Para calcular se usa: 100solucióndegramos

solutodegramos%P/P

Porcentaje masa-volumen (% p/v)

Indica los gramos de soluto que están contenidos en 100 mL de solución.

100solucióndemililitros

solutodegramos%P/V

Para transformar una en otra se utiliza la siguiente expresión, % p/v = d x % p/p

CONCENTRACIÓN EN UNIDADES QUÍMICAS

Primero debemos recordar que:

m = masa de soluto

Como n =PMm

, tenemos: M =VPM

m

PM = Peso molecular del soluto

Molaridad (M): es el número de moles de soluto que hay en 1 litro de solución.

M = Molaridad

M =Vn

n = moles de soluto

V = volumen de la solución en litros

Generalmente, se trabaja con soluciones acuosas (solvente; agua), entonces, como suponemosque el solvente es agua, para expresar la molaridad solamente necesitamos un número, que nosindique cuantos moles de soluto entran en un litro de solución, y una fórmula que nos diga cuál esel soluto. Así HCl 0,25 molar (escrito también HCl 0,25 M) indica una concentracióncorrespondiente a 0,25 mol de HCl por litro de solución acuosa.

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El número total de moles de soluto es igual a:

(molaridad) · (volumen en litros); unitariamente este es correcto, ya que:

moles = (Moles/litros) · (litros) = moles

Es decir, n = M ∙ V en que: n = moles de soluto

M = MolaridadV = Volumen de la solución en litros

Molalidad(m): es el número de moles de soluto que contiene un kilogramo de solvente.

Por ejemplo, NaCl 0,1 m significa una solución compuesta por 0,1 moles de NaCl disuelto en1000 gramos de H2O, suponiendo que si no se menciona algún solvente en particular estaremoshablando de soluciones acuosas.

Fracción Molar (X):

Es el número de moles de un componente de una solución dividido por el número total de moles dela solución. Esta forma de expresar la concentración es especialmente utilizada en soluciones degases y no acuosas.

Para una solución de un sólo soluto, tenemos:

Fracción molar del soluto: X1 = 1 1

t 1 2

n n=

n n +n

También se define fracción molar del solvente:

X2= 2 2

t 1 2

n n=

n n +n

Observe que fracción molar es un número adimensional comprendido entre O y 1.

Observe también que la suma de las fracciones molares del soluto y del solvente es igual a 1:

X1 + X2 = t1 2

t t t

nn n+ = = 1n n n

IMPORTANTE RECORDAR QUE:

Densidad (d): Densidad o masa específica de una solución es definida como elcuociente entre la masa de la solución y el volumen de la propia solución.

d =vm

La densidad puede ser expresada en g/L, g/cm3 (o en g/mL)

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Relaciones útiles entre unidades de concentración

a) Relación entre % P/V y Molaridad:

M =PMP/V% ∙10 (PM = peso molecular del soluto)

b) Relación entre % P/P y Molaridad:

M =PMP/P% ∙d∙10

c) Relación entre % P/V y molalidad:

m =

% P/V 1000

(100 d - % P/V) P/M

d) Relación entre % P/P y molalidad:

m =

% P/P 1000

(100 % P/P) P/M

DILUCIÓN DE LAS SOLUCIONES

Diluir una solución significa adicionar más solvente a una solución ya preparada.

M1, V1 M2, V2

Solución 1+Solvente =Solución 2 (final)

El volumen de la solución 1 es V1, su molaridad es M1 y los moles de soluto que contiene esn1 =M1∙V1.Análogamente para la solución 2, su volumen es V2, su concentración M2 y los moles desoluto que contiene n2 = M2∙V2.

Ambas soluciones contienen la misma cantidad de soluto, ya que para obtener la solución 2, sólose agregó solvente, y la cantidad de soluto no se modifica.Visto esto, se puede expresar que:

n1 = n2 y como n1 = M1∙V1 y n2 = M2∙V2:

M1∙V1 = M2∙V2

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M =PMP/P% ∙d∙10


m =

% P/V 1000

(100 d - % P/V) P/M


m =

% P/P 1000

(100 % P/P) P/M



M1, V1 M2, V2




n1 = n2 y como n1 = M1∙V1 y n2 = M2∙V2:

M1∙V1 = M2∙V2

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M =PMP/P% ∙d∙10


m =

% P/V 1000

(100 d - % P/V) P/M


m =

% P/P 1000

(100 % P/P) P/M



M1, V1 M2, V2




n1 = n2 y como n1 = M1∙V1 y n2 = M2∙V2:

M1∙V1 = M2∙V2

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MEZCLAS DE DISOLUCIONES

Consideremos dos soluciones conteniendo los molesn1 y n2 de un mismo soluto.En la mezcla, adicionamos los moles de soluto yadicionamos los volúmenes. Los volúmenes sesuponen aditivos solo cuando las soluciones sondiluidas. En estricto rigor, se deben calcular las masasde cada solución con las densidades y sus respectivosvolúmenes. Las masas resultantes se suman. Con ladensidad (conocida) de la solución final, se calcula elvolumen final de la solución.

Por lo tanto, la concentración final será:

Mf = o,( ) ( )( )

PROPIEDADES COLIGATIVAS DE LA MATERIA

Sabemos que el agua congela a 0ºC y hierve a 100ºC a la presión normal de 1 atmósfera, sinembargo, al disolver un poco de sal común en agua, esta congelará bajo 0ºC y hervirá sobre los100ºC a la misma presión.

Lo que ocurre con el agua, es válido también para otros solventes. El efecto de la sal de igualforma lo realizan otros solutos, siempre y cuando sean no-volátiles.Estos fenómenos sondenominados efectos de las Propiedades Coligativas de las Soluciones.

Es interesante notar que las intensidades de estos fenómenos dependen sólo del número departículas (moléculas o iones) que existen en la solución, sin importar la naturaleza de ésta. Deeste modo, si x moléculas de azúcar disueltas en 1 litro de agua, provocan un aumento de latemperatura de ebullición del agua, de 100ºC a 101ºC, podemos verificar que otras x moléculas oiones de cualquier sustancia provocarán exactamente el mismo efecto. En general se dice que laspropiedades coligativas de una disolución dependen de la “colección” de partículas, esto es, delnúmero de éstas en el solvente correspondiente.

Las 4 propiedades son:1. Disminución de la presión de vapor de un líquido.2. Aumento de la temperatura de ebullición.3. Descenso en la temperatura de fusión.4. Osmosis.

n1 + n2

V1 + V2

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DISMINUCIÓN DE LA PRESIÓN DE VAPOR DE UN LÍQUIDO

Cuando tenemos un líquido en un recipiente abierto, el líquido se evapora continuamente, esto es,cambia de estado físico. La evidencia es que al cabo de cierto tiempo el recipiente se encontraráseco.En un líquido, todas las partículas (moléculas) tienen gran velocidad, sin embargo, algunasposeen un poco más de energía, lo que les permite vencer las fuerzas de atracciónintermoleculares y "escapar" del resto. Este fenómeno se denomina evaporación. Con el pasardel tiempo, evidentemente el recipiente terminará por quedar vacío.

Consideremos ahora un líquido dentro de un recipiente cerrado donde, inicialmente, existió vacío(presión = 0). En un comienzo el líquido se evapora rápidamente y después se evapora con menorvelocidad. Pasado un tiempo el líquido "cesa" (al menos aparentemente) de evaporarse.

Las partículas escapan del líquido y pasan a la fase de vapor, y al estar cerrado el recipiente, laspartículas no tienen por donde escapar.En la fase gaseosa, las partículas se mueven a altavelocidad, chocando entre sí y con las paredes del recipiente que las contiene. Algunas moléculasretornan a la fase líquida, a partir de un cierto instante. Con ello el número de partículas que"escapan" se iguala al número de partículas que "retorna" por unidad de tiempo. A partir de eseinstante la evaporación (aparentemente) se detiene. Sin embargo lo correcto es que la velocidadde evaporación del líquido se igualó con la velocidad de condensación de sus vapores.

En este instante, diremos que se estableció un Equilibrio Dinámico entre el líquido y susvapores, diremos también que los vapores son saturados y que se consiguió la presión máximade vapor del líquido.

Conviene definir la Presión máxima de vapor de un líquido como la presión ejercida por sus vapores(vapores saturados), cuando están en equilibrio dinámico con el líquido.La temperatura y lanaturaleza del líquido son factores que influyen en la presión de vapor.

Si la experiencia anterior se realizara, no con un líquido puro, sino que con una soluciónnotaríamos que la presión máxima de vapor ahora es menor, debido a la adición de unsoluto no volátil. Pareciera como si las moléculas de soluto "estorbasen" la evaporación de lasmoléculas de solvente, disminuyendo la evaporación de la solución y, consecuentemente,disminuyendo la presión máxima de vapor de la solución.

En una solución diluida de un soluto no-volátil y no-iónico, la disminución de la presión máxima dela solución es igual al producto de la presión máxima de vapor del solvente puro y la fracciónmolar del soluto (ley de Raoult).

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AUMENTO EN LA TEMPERATURA DE EBULLICIÓN

Ya dijimos que, mientras el agua hierve a 100ºC, una solución, por ejemplo, de sacarosa en aguahervirá sobre los 100ºC, a la presión de 1 atmósfera.

La elevación de la temperatura de ebullición de un líquido, es ocasionada por la disolución de unsoluto no-volátil.

Cuando una sustancia pasa del estado líquido al estado gaseoso, el fenómeno se conoce comovaporización del líquido, y puede ocurrir de dos maneras:

por evaporación, que es una vaporización lenta y que ocurre solamente en lasuperficie del líquido.

por ebullición, que es una vaporización turbulenta, con participación de todo ellíquido.

Podemos decir que un líquido entra en ebullición cuando la presión máxima de sus vapores (Po) seiguala con la presión externa (presión atmosférica).

Al disolver un soluto no-volátil en un líquido, la presión máxima de vapor disminuye (la soluciónemite menos vapores) por lo tanto, se necesitará mayor temperatura para hervir la solución.

La elevación de la temperatura de ebullición de una solución ( tb) es la diferencia entre latemperatura de inicio de la ebullición de la solución (t) y la temperatura de ebullición del solventepuro (to), ambos a la misma presión.

tb = t - to

DESCENSO EN LA TEMPERATURA DE FUSIÓN

La temperatura de fusión es aquella en donde la fase sólida de una sustancia se transforma enfase líquida, o viceversa. Así, mientras el agua pura congela a 0ºC a presión normal, una soluciónde sacarosa en agua congelará bajo 0ºC, en las mismas condiciones.

Para lograr la congelación es necesario disminuir de manera gradual la temperatura de lasustancia. Mientras esto ocurre, la energía cinética de las partículas disminuye. Cuando se inicia lacongelación, las moléculas se ordenan en una estructura definida y compacta, así comienza aconformarse la fase sólida.

Cuando se establece el equilibrio entre la fase sólida y líquida, la temperatura del sistema sedenomina “temperatura de congelación”.

Si existe algún soluto en el seno del líquido, éste provoca una disminución de la rapidez con quelas moléculas de líquido pasan a la fase sólida. Como respuesta al fenómeno y para restablecernuevamente el equilibrio dinámico hay que enfriar aún más la solución.

La disminución de la temperatura de fusión (congelación) respecto a la del solvente puro (líquido)es directamente proporcional al número de partículas de soluto.

El descenso de la temperatura de fusión (tf) es la diferencia entre la temperatura de congelacióndel solvente puro (to) y la temperatura de inicio de congelación de la solución (t).

tf = to - t

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IMPORTANTE

Tanto el aumento del punto de ebullición como el descenso de la temperatura de congelaciónpueden entenderse mejor si se analiza el comportamiento de la solución en un gráfico.

El gráfico anterior se aprecia la disminución de la presión de vapor de una solución y como estaafecta tanto al punto de congelación al de ebullición.

OSMOSIS

La osmosis es un fenómeno físico que consiste en el paso selectivo de moléculas de un líquido(solvente) desde aquel lugar con menor concentración de soluto a otro más concentrado,atravesando una membrana semipermeable porosa.

Es común el fenómeno en las membranas plasmáticas de las células, las membranas de diálisis yen algún filtro poroso como el papel celofán.

La presión osmótica se produce por la tendencia de las moléculas de agua a pasar desde una zonade menor concentración a otra de mayor concentración (contra un gradiente), con el propósito deigualar ambos lados de la membrana. Pues bien, la presión osmótica es el valor que alcanza lapresión hidrostática de la disolución originalmente más concentrada en el momento en que seinterrumpe el paso de moléculas de agua hacia su seno.

Se sabe que el comportamiento de las partículas de un soluto en una solución diluida es muyparecido al de los gases, ya que ocupan siempre todo el volumen de la disolución y presentan unainteracción entre partículas casi nula por estar rodeadas por el solvente. Con lo anterior seexpresa la presión osmótica de una solución diluida con una ecuación parecida a la de los gasesideales.

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La presión osmótica de una solución es directamente proporcional a la molaridad de la solución.

= M R TDonde:

= presión osmótica de la solución (atmósferas)M = molaridad de la solución.T = temperatura absoluta de la solución (K)R = constante universal de los gases ideales = 0,082 atm L/mol·K

½ hipotónico ½ hipertónico

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TEST EVALUACIÓN MÓDULO 11

Para la resolución de algunos ejercicios, se adjunta una parte de la Tabla Periódica de losElementos.

1H1,0

Número atómico

Masa atómica

2He4,0

3Li6,9

4Be9,0

5B

10,8

6C

12,0

7N

14,0

8O

16,0

9F

19,0

10Ne20,2

11Na23,0

12Mg24,3

13Al

27,0

14Si

28,1

15P

31,0

16S

32,0

17Cl

35,5

18Ar39,9

19K

39,1

20Ca40,0

1. ¿Cuál de los siguientes cambios en el estado de agregación de una sustancia ocurren conabsorción de energía?

A) solidificación y condensación.B) sublimación y evaporación.C) condensación y fusión.D) ebullición y congelación.E) fusión y licuación.

2. Cuando 1 mol de Fe(OH)3 (hidróxido de hierro) se disocia completamente en agua, se generan

A) 3 moles de ion OH-3

B) 1 mol de ion Fe+1

C) 4 moles de ion OH-1

D) 1 mol de ion Fe+3

E) 3 moles de cationes

3. A continuación se presentan 3 solutos diferentes ¿Cuál(es) de ellos es (son) soluble(s) enagua? (considere cantidades iguales de masa)

I) NaClII) KOHIII) CCl4

A) Sólo I.B) Sólo II.C) Sólo I y II.D) Sólo I y III.E) Sólo II y III.

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4. Ciertos sustancias (solutos) disminuyen su solubilidad en agua conforme la solución aumentasu temperatura, ¿Cuál(es) de estas sustancias experimentaría(n) el fenómeno?

I) O3, OzonoII) CH4, MetanoIII) N2, Nitrógeno

A) Sólo I.B) Sólo III.C) Sólo I y II.D) Sólo II y III.E) I, II y III.

5. Si se desea preparar 100 mL de una solución acuosa de glucosa (C6H12O6) de concentración1M, ¿qué masa de soluto debe considerarse? (Ver tabla periódica del comienzo)

A) 9 gramosB) 18 gramosC) 36 gramosD) 100 gramosE) 180 gramos

6. De acuerdo con la siguiente gráfica de solubilidad en agua v/s temperatura para diferentessolutos, se puede afirmar correctamente que

I) a 0ºC el soluto más soluble en agua es KNO3

II) a 20ºC el soluto más soluble en agua es NaNO3

III) a 10ºC el soluto menos soluble es Ce2 (SO4)3

A) Sólo I.B) Sólo II.C) Sólo I y III.D) Sólo II y III.E) I, II y III.

7. Para una disolución acuosa se tienen los siguientes datos experimentales

1. 1 mL de ella presenta una masa de 1,2 gramos2. la concentración (%P/V) de la solución es 24%3. el soluto es un sólido iónico altamente polar.

Con los datos anteriores, se puede inferir correctamente que

A) conforme aumenta la temperatura, la solubilidad disminuye.B) la densidad de la solución acuosa es de 1,6 g/mL.C) la concentración molar de la solución es 1,2M.D) el soluto tiene una masa molar de 55,85 g/mol.E) la concentración %P/P para la solución es 20%.

g.

de s

olu

to p

or

10

0 g

. H

2O

temperatura

18

8. ¿Cuántos gramos de soluto hay en 2 litros de solución acuosa 1M de NaOH?

A) 10B) 20C) 40D) 80E) 160

9. Si una disolución acuosa compuesta por un soluto sólido y agua se encuentra insaturada,podría saturarse

I) aumentando la cantidad de agua.II) aumentando la temperatura.III) aumentando la cantidad de soluto.

De las anteriores es (son) correcta(s)

A) sólo I.B) sólo II.C) sólo III.D) sólo II y III.E) I, II y III.

10. ¿Qué masa de solvente habría que agregar a 10 gramos de un soluto desconocido, paraformar una solución de concentración 10% P/P?

A) 100 gramosB) 90 gramosC) 50 gramosD) 10 gramosE) 1 gramo

11. ¿Cuál (es) de las siguientes modificaciones podrían variar la densidad de una solución acuosa?(la solución se compone de un soluto sólido y agua)

I) variación en el volumen de solvente.II) aumento en la concentración de la solución.III) cambio en la cantidad de soluto.

A) Sólo III.B) Sólo I y II.C) Sólo I y III.D) Sólo II y III.E) I, II y III.

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12.Cuando se mezclan 2 soluciones de un mismo soluto pero con distinta concentración(C) yvolumen (V), se puede inferir lo siguiente

I) C · V = masa de soluto en ambas soluciones.II) C · V = moles de soluto en ambas soluciones.III) C1 + C2 = concentración final de la mezcla.

Es(son) incorrecta(s) la(s) proposición(es)

A) sólo I.B) sólo III.C) sólo I y II.D) sólo II y III.E) I, II y III.

13.Un litro de solución acuosa 2M de KOH se diluye al doble de su volumen inicial, por lo tanto, elnúmero de moles presente al finalizar la dilución tiene que ser

A) 2,0B) 1,0C) 4,0D) 3,0E) 0,5

14. ¿Cuántos moles de ion cloruro (Cl-) habrá en 1 litro de solución acuosa de concentración 1M deNaCl, una vez que se haga efectiva la mezcla?

A) 0,1B) 2,0C) 1,5D) 1,0E) 2,1

15.Si se mezclan 3 soluciones de distinta concentración pero del mismo soluto de acuerdo con

Solución [ ] moles/L Volumen (L)A1 1,5 1,0A2 2,0 0,5A3 0,5 2,0

La concentración final de la mezcla debe ser

A) 1,0 MB) 1,5 MC) 2,0 MD) 3,5 ME) 4,0 M

DMDO-QM11

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