DEPARTAMENTO DE BIOQUÍMICA HUMANA
MATERIA QUÍMICA BIOLÓGICA - CICLO LECTIVO 2019
TRABAJOS PRÁCTICOS 1 y 2
SOLUCIONES
OBJETIVOS
Conocer las formas más comunes de indicar la concentración química de una
solución.
Ser capaz de calcular la concentración de una solución a partir de datos iniciales
mínimos.
Calcular la concentración final de una solución luego de diluirla con agua u otra
solución.
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1
SOLUCIONES
Las soluciones son sistemas homogéneos formados por 2 o más componentes.
Sistema: es la porción del Universo objeto del estudio.
Sistema homogéneo: sistema cuyas propiedades intensivas tienen valores constantes en
cualquier punto del mismo. Puede estar formado por uno o más componentes, formando una
única fase. Por ejemplo, una solución formada por sal común en agua.
En un sistema heterogéneo, las propiedades intensivas son variables en los diferentes
puntos del sistema. Puede estar formado por uno o más componentes, pero en este caso se
distinguen al menos dos fases. Por ejemplo, si a la solución anterior le agregamos mayor cantidad
de sal, tal que no se llegue a disolver totalmente y algo de sal quede depositada en el fondo,
estamos frente a un sistema de dos fases: solución salada y sal con diferentes propiedades
intensivas.
Propiedad: Cualidad del sistema que impresiona nuestros sentidos (color, olor) o que se
evalúa por instrumentos de medición (masa, dureza) o que describe las formas de interacción
entre los componentes (combustibilidad).
Propiedad intensiva: Propiedad del sistema que no depende de la cantidad de material
considerado para el estudio sino de la naturaleza del material. Son propiedades intensivas la
densidad, la viscosidad, el punto de fusión, punto de ebullición, etc.
Componente: Sustancia química que forma parte del sistema.
Los componentes de una solución pueden encontrarse en cualquiera de los 3 estados de
agregación de la materia: gas, líquido o sólido. Así, puede haber soluciones gaseosas (por
ejemplo, aire), de gases disueltos en líquidos (por ejemplo, O2 disuelto en agua), líquidos en
líquidos (por ejemplo, etanol en agua) y sólidos disueltos en líquidos (por ejemplo, cloruro de sodio
en agua).
Las soluciones más comunes, son las que se obtienen al disolver un sólido en un líquido.
Para diferenciar a los componentes de una solución (sc.) es útil utilizar los términos soluto (sto.)
y solvente (sv.).
En general, suele llamarse solvente al componente que se halla en mayor proporción en
masa. En particular, cuando uno de los componentes de una solución es el agua, se considera
que ésta es el solvente. Esto se debe a las propiedades químicas de la molécula de agua (muy
polar, atrae a otras moléculas polares y a los iones) que hacen que se considere el solvente más
importante de la Tierra. La mayoría de las reacciones químicas que ocurren en los organismos
vivos tienen lugar en soluciones acuosas.
Como se observa, estas denominaciones de soluto y solvente son arbitrarias y sólo
responden a conveniencias prácticas, ya que no hay diferencia conceptual entre ambos términos.
En una solución homogénea, las partículas de soluto y solvente están mezcladas en toda su
masa.
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Según lo dicho anteriormente, se analizarán varios ejemplos:
1- en una taza de té azucarada, el agua es el solvente y el té y el azúcar son los solutos.
2- en una solución formada por 1 gramo de iodo y 100 gramos de cloroformo, el iodo es el soluto y
el cloroformo es el solvente.
3- en una solución que contiene 10 gramos de ácido sulfúrico (H
2
S0
4
) (líquido a temperatura
ambiente) en 90 gramos de agua, el agua es el solvente y el ácido sulfúrico es el soluto.
4- en una solución que contiene 90 gramos de ácido sulfúrico en 10 gramos de agua, el agua es el
solvente y el ácido sulfúrico es el soluto.
5- en una solución que contiene 10 gramos de cloruro de sodio (NaCI) (sólido), 20 gramos de
sulfato de sodio (Na
2
S0
4
) (sólido) y 80 gramos de agua (líquido), el agua es el solvente y tanto
el NaCI como el Na
2
S0
4
son los solutos.
La densidad () se define como la relación masa/volumen (
m/V Por ejemplo, la
densidad del agua pura es 1 gramo/mililitro (1 g/ml) (a 4 ºC), y significa que la masa de 1 ml de
agua corresponde a 1 gramo. Todas las soluciones, al ser sistemas homogéneos, tienen densidad
constante en todo el seno del sistema. Si lo aplicamos a una solución de sal en agua, cuya
densidad es 1,09 g/ml, significa que 1 ml de esa solución tiene una masa de 1,09 g.
El dato de densidad en un problema de soluciones, nos permite relacionar la masa de la
solución con el volumen de la solución. La densidad varía con la temperatura. En los líquidos
estas variaciones no son muy notorias. En el caso del agua, y para esta ejercitación,
consideramos una densidad constante independientemente de la temperatura.
Concentración de las soluciones
La cantidad de soluto (sto.) contenida en una solución (sc.) no puede ser indicada
arbitrariamente, sino que debe estandarizarse para que sea reproducible por distintos operadores.
Esto significa, que no puede decirse que la solución está formada por un "poco" de soluto en una
"botella" de solvente, porque el contenido de un "poco" y de una "botella" varía según numerosos
factores. Una solución queda caracterizada si se indica su concentración, es decir, la cantidad de
soluto disuelta en una cantidad de solución, o a veces de solvente.
La concentración de una solución puede expresarse en unidades físicas o bien en
unidades químicas.
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Modos de expresar la concentración de una solución:
a) Unidades físicas:
porcentaje peso en peso (% P/P): gramos de soluto contenidos en 100 g de solución
porcentaje peso en volumen (% P/V): gramos de soluto contenidos en 100 ml de
solución.
porcentaje volumen en volumen (% V/V): volumen de soluto contenido en 100 ml de
solución.
Unidades menos frecuentes, pero también importantes son:
porcentaje peso en peso del solvente (% P/Psv): gramos de soluto contenidos en 100 g
de solvente.
porcentaje peso en volumen del solvente (% P/Vsv): gramos de soluto contenidos en
100 ml de solvente.
b) Unidades químicas:
Molaridad (M): número de moles de soluto contenidos en 1 litro de solución.
Normalidad (N): número de equivalentes gramo de soluto contenidos en 1 litro de
solución.
Osmolaridad (Osm): número de osmoles de soluto contenidos en 1 litro de solución.
Es importante destacar que en ciertos casos se expresan las concentraciones en unidades
menores, como, por ejemplo:
mg% P/P: mg de soluto contenidos en 100 g de solución
mg% P/V: mg de soluto contenidos en 100 ml de solución
mM (10
-3
M), µM (10
-6
M), nM (10
-9
M)
meq/I
Una vez conocidas las diferentes formas de expresar las concentraciones de las
soluciones recordemos algunos conceptos.
Molaridad
Un MOL es la cantidad de sustancia que contiene 6,02 x 10
23
partículas.
A un mol de moléculas de una determinada sustancia le corresponde una masa en gramos
que coincide con su masa molecular relativa (normalmente peso molecular (PM).
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Ejemplo:
Mr (glucosa)= 180
1 mol de moléculas de glucosa (6,02 x 10
23
moléculas) tiene una masa de 180 g.
PM (glucosa)= 180 g/mol.
Para determinar el número de moles que hay en cierta masa de una sustancia, se utiliza el peso
molecular como factor de conversión.
masa
nº de moles = ---------------
PM
Así, la cantidad de moles que corresponden a 200 g de NaCl, (PM NaCI = PA Na + PA CI = 23 +
35,5 =58,5) se calcula como:
masa 200 g
nº de moles = ------------- = -------------------- = 3,42 moles
PM 58,5 g/mol
Normalidad
La Normalidad es muy útil para trabajar con soluciones de ácidos y bases. La Normalidad
se define como el número de equivalentes por litro.
Equivalente: es la cantidad de sustancia que produce la liberación de 1 mol de H
+
si la
sustancia es un ácido, o 1 mol de OH
-
si la sustancia en cuestión es una base o 1 mol de cargas
positivas (+) o negativas (-) si se trata de una sal.
siendo n = número de H
+
liberados
número de OH
-
liberados
número de cargas + o –
PM (g)
Masa de 1 Equivalente = --------------
n
Número de equivalentes = Número de moles x n
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Por ejemplo: ¿Cuánto pesa un equivalente de H
2
S0
4
(PM H
2
SO
4
= 98 g/mol)?
Al ser un ácido diprótico, se disocia liberando 2 protones:
H
2
S0
4
SO
4
2-
+ 2 H
+
PM (g) 98 g/mol
Masa de 1 Equivalente de H
2
S0
4
= --------------- = -------------- = 49 g/eq
n 2 eq/mol
Como la normalidad nos dice el número de equivalentes por litro, el producto de la
Normalidad por el volumen nos da el número de equivalentes de soluto contenidos en ese
volumen, es decir:
Número de equivalentes = N x V (en litros)
La Normalidad (N) está relacionada con la Molaridad (M) de la siguiente manera:
nº de equivalentes nº de moles
N= ---------------------------------- y M = ----------------------------
litro litro
pero sabemos que nº de equivalentes= n x nº de moles, siendo n el nº de protones u oxhidrilos
liberados, entonces:
nº de equivalentes n x nº de moles
--------------------------- = --------------------------- entonces,
litro litro
N = n x M
Osmolaridad
Es una forma útil de expresar la concentración de líquidos biológicos, como el plasma.
Definimos en forma práctica al osmol como la cantidad de sustancia que en solución origina 1 mol
de partículas osmóticamente activas.
Una definición más estricta es: la masa de sustancia que disuelta en 1000 g de agua
produce una disminución del punto de fusión de 1,86 ºC y eleva el punto de ebullición en 0,54 ºC.
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En la práctica, el número de osmoles se calcula como el número de moles de moléculas
por el número de partículas que cada molécula puede dar en solución.
nº de osmoles nº de moles
Osm = -------------------------------- y M = -------------------------
litro litro
pero sabemos que nº de osmoles= i x nº de moles, siendo i el nº de partículas osmóticamente
activadas liberadas, entonces:
nº de osmoles i x nº de moles
----------------------- = --------------------------- entonces
litro litro
Osm = i x M
Por ejemplo, en el caso del NaCI, cuando se disuelve en agua, se obtienen un ión Na
+
y un
ión Cl
-
por molécula disuelta, por lo tanto, son 2 partículas osmóticamente activas (i=2), entonces
una solución 1 M de cloruro de sodio es 2 Osm.
NaCI
Na
+
+ CI
-
i = 2
2 osmoles 1 mol 2 osmoles
Osm = ---------------- x ---------- = -----------------
mol litro litro
Es importante tener en cuenta, que en el caso de las sustancias que no se disocian, como
la glucosa, la osmolaridad de soluciones de esos solutos será igual a la molaridad, Osm = M,
porque cada molécula se considera como una única partícula osmóticamente activa. Siendo en
estos casos i = 1.
PROBLEMA TIPO: EJERCICIO Nº 18
Soluciones, concentración.
¿Cuántos gramos, moles, osmoles y equivalentes gramo de Mg(OH)
2
(hidróxido de magnesio, PM
58,5g/mol) están contenidos en 2 litros de solución 0,1 M?
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Resolución:
Datos: 2 litros de solución 0,1 M, PM 58,5 g/mol
Número de moles
1 M------------58,5 g/litro
0,1 M----------5,85 g/litro
1 litro-----------5,85 g
2 litros----------11,7 g
58,5 g ------------1mol
11,7 g-------------0,2 moles
Número de osmoles
Número de moles x i, siendo i = número partículas osmóticas liberadas = 3 en este caso.
0,2 x 3= 0,6 osmoles
Equivalentes gramo
Número de moles x n, siendo n= número de protones u oxidrilos liberados = 2 en este caso.
0,2 x 2 = 0,4 equivalentes gramo
DILUCIÓN DE SOLUCIONES
En el laboratorio, las soluciones de trabajo se preparan generalmente de una de las
siguientes maneras:
1- pesando el/los soluto/s y llevando a volumen con el solvente necesario
2- a partir de una solución más concentrada (denominada solución madre), la cual
se diluye hasta obtener la concentración deseada.
La dilución de una solución implica agregar a una alícuota de la solución madre una
determinada cantidad de solvente (generalmente agua), de forma tal que la misma cantidad de
soluto inicial ahora está presente en una mayor cantidad de agua dando como consecuencia una
solución de concentración menor.
Por otro lado, también se puede diluir una solución madre con una solución que contenga
los mismos componentes pero que tenga una concentración menor. La solución resultante de la
mezcla tendrá una concentración intermedia entre la solución madre y la de menor concentración.
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Dilución con solvente
Por regla general el procedimiento consiste en agregar una cantidad determinada de agua
a una alícuota de la solución madre hasta obtener una solución diluida.
El concepto importante en este caso es que solo se realiza una dilución con solvente, el
soluto solo proviene de la alícuota de la solución inicial, por lo tanto, se cumple:
masa soluto inicial = masa soluto final
o bien
nº moles soluto iniciales = nº moles soluto final
Solución 1 inicial Solución Final
Moléculas de soluto
Se utiliza para ello la siguiente fórmula:
Vi x Ci = Vf x Cf
donde Vi y Vf son los volúmenes iniciales y finales y Ci y Cf son las concentraciones iniciales y
finales respectivamente.
ATENCION: Se deben respetar las mismas unidades de uno y otro lado de la igualdad.
Ejemplo
Para preparar 600 ml de una solución 1 M a partir de una solución 3 M se deberá tomar una
alícuota de la solución madre y agregarle agua hasta tener 600 ml de una solución 1 M. El
problema consiste en averiguar:
1) ¿qué cantidad de la solución madre hay que tomar?
2) ¿cuánta agua hay que agregar?
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1.- Según la ecuación Vi x 3 M =0,6 l x 1 M
Despejando
0,6 l x 1 M
Vi =------------------------- = 0,2 l o bien 200 ml
3 M
Por lo tanto, para preparar 0,6 litros de la solución diluida se debe partir de 0,2 litros de la solución
madre y, consecuentemente, para llevar a 0,6 litros de solución habrá que agregar 0,4 litros de
agua. En este ejemplo, la concentración de la solución final es un tercio de la solución madre, por
lo que se dice que se realizó una dilución al 1/3: un volumen de la solución madre en 3 volúmenes
de la solución final. También se dice que se trata de una dilución 1 + 2, es decir un volumen de la
solución madre más dos volúmenes de agua.
Dilución por mezcla de dos o más soluciones
En el caso de la mezcla de dos soluciones se debe tener en cuente que las masas de los solutos
son aditivas: la masa de soluto final es igual a la suma de la masa de soluto de la alícuota de la
solución 1 + la masa de soluto de la alícuota de la solución 2.
masa sto sc1 + masa sto sc2 = masa sto final
o bien
nº moles sto sc1 + nº moles sto sc2 = nº moles sto final
Solución 1 Solución 2 Solución Final
Moléculas de soluto
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Se utiliza para ello la siguiente fórmula:
V
1
x C
1
+ V
2
x C
2
= V
f
x C
f
donde V1 y V2 son los volúmenes de las alícuotas de las soluciones iniciales, C1 y C2 son las
concentraciones de las soluciones iniciales y Vi y Cf son el volumen y concentración finales
respectivamente.
ATENCION: Se deben respetar las mismas unidades de uno y otro lado de la igualdad.
Además, hay que considerar siempre que los volúmenes son aditivos (NO así las
concentraciones), esto significa:
V
1
+ V
2
= V
f
En el caso de usar tres o más soluciones iniciales, que contengan el mismo soluto, para
preparar una solución final se utiliza la misma fórmula teniendo en cuenta todas las soluciones
iniciales. Como también en el caso de adicionar solvente a la mezcla de las soluciones, tenemos
que considerarlo en el volumen final.
PROBLEMAS TIPO
: EJERCICIOS 28 Y 29
28- Dilución con solvente
Se tienen 20 ml de solución 2 M de Na
2
SO
4
(PM=142 g/mol). ¿Hasta qué volumen se debe
diluir para obtener una solución 1 % P/V?
Resolución:
Averiguar la concentración molar de la solución resultante (1% P/V)
100 ml---------------1 g
1000 ml-------------10 g
142 g---------------1 mol
10 g ----------------0,07042 moles
entonces la solución es 0,07042M
V
i
x C
i
= V
f
x Cf
El volumen final es nuestra incógnita, por lo tanto, despejando V
f
V
f
= 20 ml x 2M/ 0,07042 M= 568 ml
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29- Mezcla de soluciones
Se mezclan 20 ml de solución 0,4 M de NaOH con 80 ml de solución 0,2 M del mismo soluto.
Considerando volúmenes aditivos, ¿cuál es la molaridad de la solución resultante?
Datos: solución A: 20 ml solución 0,4 M NaOH
solución B: 80 ml solución 0,2 M NaOH
Averiguar el número de moles en cada una de las soluciones
A 1000 ml-----------------0,4 moles
20 ml-----------------0,008 moles
B 1000 ml----------------0,2 moles
80 ml----------------0,016 moles
En la solución resultante, el número de moles de soluto es la sumatoria de moles de cada solución
(A+B)
0,008 moles en la solución A + 0,016 moles en la solución B = 0,024 moles
Volumen de la solución resultante: 20 ml + 80 ml= 100 ml
Averiguar la concentración molar de la solución final:
100 ml--------------------0,024 moles
1000ml-------------------0,24 moles, o sea que es una solución 0,24 M
EJERCITACIÓN
1) Se emplearon 77 g de solvente para disolver 3 g de soluto. ¿Cuál es la concentración
de soluto expresada en % P/P? (Rta: 3,75 % P/P)
2) Calcular el % P/P de una solución que contiene 130 g de soluto y 1970 g de solvente.
(Rta: 6,19 % P/P)
3) Se mezclan 130 g de una sal con 370 g de agua. Calcular: a. % P/P, b. % P/Psv, c. %
P/Vsv (Rta: a. 26 %, b. 35,13 %, 35,13 %)
4) Si la concentración de una solución es 2 % P/V, ¿Qué masa de soluto estará
contenida en 30 ml de esa solución? (Rta: 0,6 g de soluto).
5) ¿Qué masa de solvente es necesaria para preparar una solución de 25 % P/P si
dispones de 25 g de soluto? ¿Y con 100 g de soluto? (Rta: a. 75 g, b. 300 g)
6) Una solución acuosa de Na
2
SO
4
es 5 % P/P. Calcular en qué masa de solvente están
disueltos 15 g de soluto. (Rta: 285 g de solvente)
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7) Se preparó una solución disolviendo 15 g de soluto en 265 g de solvente ¿Qué masa
de solución debe tomarse para obtener 5 g de soluto? (Rta: 93,3 g de solución)
8) Una solución es 25 % P/V. ¿Qué volumen de solución contiene 4,8 g de soluto? (Rta:
19,2 ml)
9) Indicar qué masa de solución de ácido sulfúrico 15 % P/P será posible obtener
partiendo de: a. 1 g de soluto, b. 15 g de soluto, c. 340g de soluto.
(Rta: a. 6,66 g, b. 100 g, c. 2266,7 g)
10) Se tiene una solución acuosa de 10 g de azúcar en 250 g de solución Expresar su
concentración en a. g de azúcar/100 g de agua, b. % P/P
(Rta: a. 4,17 g soluto/100 g solvente; b. 4 % P/P)
11) ¿Cuántos ml de etanol (soluto) deben agregarse a 200 ml de metanol para obtener
una solución 10 % V/V. (Rta: 22,2 ml)
12) Si se tiene 2 litros de una solución 0,5 M:
a. se tiene 10 moles de soluto
b. se tienen 0,1 moles de soluto
c. se tiene igual cantidad de moles que en 0,5 litros de solución 0,2 M
d. se tiene 1 mol de soluto
(Rta: d)
13) Si se disuelven 0,6 moles de soluto en 6 litros de solución ¿Cuál es la molaridad de la
solución? (Rta: 0,1 M)
14) ¿Qué masa de soluto se necesita para preparar 1 litro de solución 0,2 M de NaCl (PM
NaCl 58,5 g/mol). (Rta: 11,7 g)
15) ¿Cuál es la molaridad de una solución acuosa que contiene 10,6 g de Na
2
SO
4
en 100
ml de solución? (PM Na
2
SO
4
: 142g/mol). (Rta 0,75 M)
16) ¿En qué volumen de solución 0,6 M están contenidos 0,5 moles de soluto?
a. 83 cm3 de solución
b. 833 dm3 de solución
c. 0,833 l de solución
d. 0,0833 cm3 de solución
(Rta: c)
17) Calcular la M, N y Osm de una solución de NaOH que contiene 4 g de soluto por litro
de solución (PM NaOH: 40 g/mol). (Rta: 0,1 M; 0,1 N; 0,2 Osm)
18) ¿Cuántos gramos, moles, osmoles y equivalentes gramo de Mg(OH)
2
están
contenidos en 2 litros de solución 0,1 M? (PM Mg(OH)
2
58,5 g/mol)
(Rta: 11,7 g; 0,2 moles; 0,6 osmoles; 0,4 eq gramo)
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13
19) La concentración de una solución acuosa 2 M de KNO
3
es equivalente a:
a. 20 % P/V y 4 N
b. 15 % P/V y 4 Osm
c. 4 N y 2 Osm
d. 2 N y 4 Osm
(Rta: d)
20) ¿Cuál de estas soluciones de HCl es la más concentrada (PM HCl 36,5 g/mol)
a. 0,0001 M
b. 0,3 g soluto/1 litro de solución
c. 0,029 g soluto/100 ml solución
d. 0,16 g soluto/250 ml solución
(Rta: d)
21) Para una solución de NaOH 0,4 N (PM NaOH 40 g/mol) Calcular
a. eq gramo de soluto en 2 l de solución
b. gramos de soluto en 0,6 l de solución
c. volumen de solución que contiene 0,3 eq gramo de soluto
d. volumen de solución que contiene 4,6 g de soluto
(Rta: 0,8 eq gramo; 9,6 g soluto; 750 ml; 287,5 ml)
22) ¿Cuántos g de soluto se necesitan para preparar 20 ml de solución 5 % P/V? ¿Qué M
y Osm tiene la solución obtenida si el soluto es NaCl (PM NaCl 58,5 g/mol)
(Rta: 1g; 855 mM; 1,710 Osm)
23) Una solución de H
2
SO
4
contiene 98 g de soluto en 2000 ml de solución. Expresar la
concentración en M, N y Osm (PM H
2
SO
4
98 g/mol)
(Rta: 0,5 M; 1N, 1,5 Osm)
24) Una solución de Ca(OH)
2
es 0,02 N (PM Ca(OH)
2
= 74 g/mol). Su molaridad y
osmolaridad son:
a. 0,01 M y 0,06 Osm
b. 0,01 M y 0,03 Osm
c. 0,04 M y 0,12 Osm
d. 0,02 M y 0,06 Osm
(Rta: b)
25) La muestra de orina de un paciente tiene una densidad de 1,02 g/ml.
¿Cuántos g de orina eliminó dicha persona en un día durante el que excretó 1250 ml de
orina?
(Rta: 1275 g)
26) Se disponen de 750 ml de una solución 3 Osm de H
2
SO
4
. (PM 98 g/mol) ¿Qué
volumen de esa solución se necesitan para preparar:
a. 100 ml de solución 0,05 M
b. 80 ml de solución 0,8 N
c. 130 ml de solución al 2,5 % P/P, cuya densidad es 1,8 g/ml?
(Rta: a. 5 ml; b. 32 ml; c. 59,7 ml)
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14
27) Se dispone de 80 ml de solución 3 M de KOH. Si se agregan 40 ml de agua, ¿cuál es
la nueva concentración de la solución en
a. M
b. N
c. %P/V (PM KOH 56,1 g/mol)?
(Rta: a. 2 M; b. 2 N; c. 11,2 % P/V)
28) Se tienen 20 ml de solución 2 M de Na
2
SO
4
. ¿Hasta qué volumen se debe diluir para
obtener una solución 1 % P/V? (PM Na
2
SO
4
142g/mol). (Rta:568 ml)
29) Se mezclan 20 ml de solución 0,4 M de NaOH con 80 ml de solución 0,2 M del mismo
soluto. Considerando volúmenes aditivos, ¿cuál es la molaridad de la solución
resultante? (Rta: 0,24 M)
30) Se mezclan 50 ml de una solución acuosa de NaCl 20 g/l y 100 ml de otra solución del
mismo soluto, pero de una concentración 30 g/l. Una vez mezcladas ambas
soluciones:
a. obtengo 1 g de soluto al tomar 50 ml de solución
b. obtengo 2 g de soluto al tomar 75 ml de la solución
c. la concentración de la solución final es de 25 g/l
(Rta: b)
31) Para preparar 520 ml de una solución acuosa 0,1 N de ácido sulfúrico (PM H
2
SO
4
98
g/mol) necesito la siguiente cantidad de soluto:
a. 10,2 g
b. 5,1 g
c. 2,5 g
(Rta: c)
32) ¿Para preparar 1 litro de una solución de ácido clorhídrico 5M, qué volumen de ácido
clorhídrico concentrado 12 M debo diluir con agua:
a. 417 ml de HCl 12 M
b. 2400 ml de HCl 5 M
c. no puede hacerse sin concentrarse
(Rta: a)
33)
Se tienen 20 ml de una solución acuosa con alcohol al 40% V/V. Si añadimos 60 ml de
agua pura, la concentración de la nueva solución es:
a. 13,3 % V/V
b. 10 % V/V
c. 17,5 % V/V
(Rta: b)
34) 72 g de ácido acético (PM CH
3
COOH 60,1 g/mol) se disuelven en 600 cm
3
de agua. A
100 cm
3
de esa solución se le agrega primero 200 cm
3
de otra solución del mismo
soluto, pero 4 M y después 200 cm
3
de agua.
¿Cuál será la molaridad de esta última solución?
a. 2 M
b. 1 M
c. 2,5 M
(Rta: a)
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