não consigo resolver essas questões, alguem pode me ajudar ?

Nati, por enquanto só fiz a 1.

É assim:
Primeiro vamos descobrir a molaridade. A MOLARIDADE é a relação entre a quantidade em mol do SOLUTO por litro da SOLUÇÃO.
o SOLUTO é o sulfato de amônio, certo? A formula dele é (NH4)2SO4, entâo, consultando uma tabela períodica descobrimos que sua massa molar é 132 gramas.
O exercício te fala que dissolve-se 25 gramas desse soluto, logo:

132g ---> 1 mol
25g ----> x mol
x = 0,189mol

Depois, o exercicio te fala que a densidade da SOLUÇÃO é 1,5g/ml. Sabemos que d= massa/ volume, então devemos descobrir qual é o volume dessa solução.
Assim temos:
a solução pesa 300gramas, pois é dito que temos 25 g de soluto e 275 de água.
1,5g ---> 1 ml
300g ---> x ml
x = 200mL de solução

Então se temos 0,189mol em 200ml, em 1000 ml (1l) teremos 0,945 mol. A molaridade é: 0,945mol/l

A normalidade é a relação É a relação entre o número de equivalentes-gramas do soluto e o volume da solução em litros.
é mais complicado, essas perguntas são de ensino superior?

Olá Nati, boa noite!

Para a solução dos três primeiros problemas é necessário considerar o conceito de normalidade (N) que consiste numa medida de concentração muito usada na prática química, embora a concentração em mol/L, ou molaridade, seja muito mais interessante. Por definição, 

                                        N = m₁/E₁.V, sendo N a normalidade da solução, m₁ a massa do soluto, E₁ o equivalente-grama do soluto e V o volume da solução.

E para o quarto problema proposto avalia-se apenas a diluição da solução inicial, ou seja, uma vez que adiciona-se apenas solvente, o número de mols do soluto (n₁) é constante, de modo que

                                                                                               n₁ = M_inicial . V_inicial = M_final . V_final

Desse modo, seguem os cálculos e as soluções dos problemas propostos.

1)  A solução é composta de 25 g de sulfato de amônio, (NH₄)₂SO₄, dissolvidos completamente em 275 g de água líquida. Assim,

                              m_soluto = m₁ = 25 g de (NH₄)₂SO₄

                              m_solvente = m₂ = 275 g de H₂O                             m_solução = m₁ + m₂ = 25 g + 275 g = 300 g

Se a solução tem densidade de 1,5 g.mL^-1 (cada 1,5 g de solução ocupa 1 mL de solução), então sua massa de 300 g ocupa o volume total de 200 mL de solução, pois:

                                            d = m/V

                                            V = m/d = 300 g / 1,5 g.mL^-1 = 200 mL = 0,2 L

Ainda, o soluto (NH₄)₂SO₄ apresenta 132 g.mol^-1, e são 2 cátions NH₄⁺ para cada ânion SO₄^2-, de modo que seu equivalente-grama é de E₁ = 132 g.mol^-1/2 eq.mol^-1 = 66 g.eq^-1. Assim,

                                            N = m₁/E₁.V

                                            N = 25 g /(66 g.eq^-1 . 0,2 L) = 1,89 eq.L^-1

                                            N = 1,9 N

Por sua vez, a molaridade, ou concentração em mol/L, é definida como o número de mols de soluto (n₁) num determinado volume de solução (V). Contudo, considerando que na solução estão presentes 25 g do soluto (NH₄)₂SO₄, o qual corresponde 0,189 mol de (NH₄)₂SO₄,

                                            M = n₁/V

                                            M = 0,189 mol / 0,2 L = 0,945 mol.L^-1                                

                    (não estão sendo considerados os algarismos significativos na solução do problema)

2) Se a solução possui 40% de soluto, então para cada 100 g de solução (m = m₁ + m₂) há 40 g de soluto, ou seja, 40% = 40 g/100 g = m₁/m. Logo, m = m₁/0,4.

Uma vez que a solução tem concentração de 7,15 N (7,15 eq.L^-1), torna-se necessário avaliar o conceito de normalidade. Considerando MM₁ como a massa molar do soluto, Ba(OH)₂, e que são 2 ânions OH^- na sua estrutura cristalina, ou seja, são 2 eq.mol^-1, tem-se que 

                                                                         N = m₁/E₁.V e

                                                                         E₁ = MM₁/2      

Assim,

                  N = m₁/(MM₁/2).V

                  N = 2.m₁/MM₁.V                             Logo, V = 2.m₁/MM₁.N       

Desse modo, para calcular a densidade da solução, a qual é uma relação entre a sua massa e o seu volume,

                                 d = m/V

                                 d = (m₁/0,4) / (2.m₁/MM₁.N)

                                 d = (m₁/0,4) . (MM₁.N/2.m₁)                               (pode-se cancelar a massa de soluto, m₁)

                                 d = MM₁.N/2.0,4 = 171 g.mol^-1 . 7,15 eq.L^-1 / 2 eq.mol^-1 .0,4

                                 d = 1.528,3 g.L^-1 = 1.528,3 g.L^-1 . 1 L /1000 mL = 1,5 g.mL^-1

3) A solução tem concentração N = 0,4 eq.L^-1 e seu volume é V = 150 mL = 0,15 L. Considerando MM₁ como a massa molar do soluto, NH₄NO₂, e que há 1 cátion NH₄⁺ para cada 1 ânion NO₂^- na sua estrutura cristalina, ou seja, 1 eq.mol^-1, 

                                                                         N = m₁/E₁.V e

                                                                         E₁ = MM₁/1 = 64 g.mol^-1 / 1 eq.mol^-1 = 64 g.eq^-1      

Assim,

                  m₁= N.(MM₁/1).V

                  m₁= 0,4 eq.L^-1. 64 g.eq^-1 . 0,15 Lm                   m₁= 3,84 g                 

 Essa é a massa do soluto, NH₄NO₂, puro, que produz a concentração de 0,4 N, ou seja, essa massa corresponde a 80% de pureza.

                                                                           3,84 g NH₄NO₂ ----------------- 80% NH₄NO₂

                                                                                 m_{sal impuro} ----------------- 100%                            

                                                                      m_{sal impuro} = 3,84 g NH₄NO₂ .100% / 80% NH₄NO₂

                                                                                             m_{sal impuro} = 4,8 g

4) Com a adição de 500 mL de água à solução inicial, dilui-se essa solução de modo que o volume final é de 1,5 L. Contudo, somente solvente foi adicionado, mantend-se a massa de soluto e, portanto, o seu correspondente número de mols. Uma vez que a concentração em mol/L (M) corresponde à quantidade de matéria (número de mols, n₁) de soluto dissolvida num determinado volume de solução (V), M = n₁ / V. Assim,

                                                                                     n₁     =       M_inicial . V_inicial = M_final . V_final

                                                                                               0,3 mol.L^-1 . 1,0 L   = M_final . 1,5 L

                                                                                               0,3 mol.L^-1 . 1,0 L   = M_final . 1,5 L    

                                                                                                            M_final = 0,2 mol.L^-1

Observações:

1) Para os cálculos em soluções, por definição, atribui-se o índice "1" refere-se sempre ao soluto e o índice "2" sempre para o solvente, enqaunto a solução (solvente + soluto) não tem índice. Assim,

• m₁ corresponde à massa do soluto, M₁ corresponde à massa molar do soluto, e n₁ corresponde à massa do soluto.

• m₂ corresponde à massa do solvente, M₂ corresponde à massa molar do solvente, e n₂ corresponde à massa do solvente.

• m corresponde à massa da solução, sendo que m = m₁ + m₂.

• A solução é uma mistura, logo não possui massa molar.

• n corresponde ao número total de mols da solução, ou seja, n = n₁ + n₂, caso a solução tenha apenas um único soluto dissolvido no solvente, ou seja, se existir mais de um soluto dissolvido, n = n_{1(primeiro soluto)} + n_{1(segundo soluto)} + n_{1(terceiro soluto)} + ... + n_{1(enésimo soluto)} + n₂.

2) Para calular a normalidade deve-se considerar o conceito de equivalente-grama (E) que, por definição, consiste na massa de uma substância que reage com 8 gramas de oxigênio (http://www.infoescola.com/quimica/equivalente-grama/). Como regra prática, o equivalente-grama para:

• ácidos é E_ácido = massa molar do ácido/total de íons H⁺ gerados na ionização (em eq/mol);

• bases (ou hidróxidos) é E_base = massa molar da base/total de íons OH^- dissociados, ou ionizados no caso de hidróxido de amônio, (em eq/mol);

• sais é E_sal = massa molar do sal/valência iônica total (em eq/mol);

• óxidos é E_óxido = massa molar do óxido/valência do elemento ligado ao átomo de oxigênio (em eq/mol);

• oxidante ou redutor é E_{oxidante/redutor} = massa molar do óxido/total de elétrons transferidos (em eq/mol).

Assim, na estrutura cristalina das substâncias questionadas no exercício, para

• sulfato de amônio, (NH₄)₂SO₄, são 2 cátions NH₄⁺ para cada ânion SO₄^2-, ou seja, valência iônica total = 2. Logo, E_sal = 132 g.mol^-1/2 eq.mol^-1 = 66 g.eq^-1.

• hidróxido de bário, Ba(OH)₂, temos 1 cátion Ba²⁺ para cada 2 ânions OH^-, ou seja, total de íons OH^- dissociados = 2. Logo, E_base = 171 g.mol^-1/2 eq.mol^-1 = 85,5 g.eq^-1.

• nitrato de amônio, NH₄NO₂, temos 1 cátion NH₄⁺ para cada 1 ânion NO₂^-, ou seja, valência iônica total = 1. Logo, E_sal = 64 g.mol^-1/1 eq.mol^-1 = 64 g.eq^-1.

3) A unidade de normalidade (N) é eq/L, ou eq.L^-1, também simbolizada por N (normal). Assim, por exemplo, uma solução N = 2 eq.L^-1 é, em laboratório, denominada de "solução 2 N" (normal). Em física o símbolo "N" é a unidade da força em "Newtons", e em química esse símbolo é utilizado, na prática, como símbolo para a "concentração normalidade", e também para a sua "unidade".

4) Todas as substâncias com cátions amônio, NH₄⁺, são completamente solúveis em água.

5) Uma vez que há diluição a solução final necessariamente apresentará concentração inferior do que a da solução inicial. Caso houve redução do volume da solução final, com a evaporação do solvente, haveria concentração dessa solução final, ou seja, sua concentração seria maior do que aquela da solução final. Assim, 

                                     diluição ---------->   adição de solvente  --------------> redução da concentração da solução final 

                                 concentração -------> remoção de solvente -------------> aumento da concentração da solução final 

Espero que essas consideração lhe sejam úteis!

Abraços,

André