Rozwiązanie: 

Równanie reakcji: 

$\mathrm{NH}{}_3+\mathrm{HNO}{}_3\to \mathrm{NH}{}_4\mathrm{NO}{}_3$

Z prawa zachowania masy wiemy, że masa produktów jest taka sama jak masa substratów. 

$m=142+990=1132g$

Obliczamy masy pierwiastków. 

$m_N=\frac{9,9\%\cdot 1132g}{100\%}=112g$

$m_O=\frac{82\%\cdot 1132g}{100\%}=928g$

$m_H=\frac{8,1\%\cdot 1132g}{100\%}=92g$

Obliczamy liczbę moli każdego z pierwiastków. 

$n=\frac{m}{M}$

$n_N=\frac{112g}{14\frac{g}{\mathrm{mol}}}=8\mathrm{mol}$

$n_O=\frac{928g}{16\frac{g}{\mathrm{mol}}}=58\mathrm{mol}$

$n_H=\frac{92g}{1\frac{g}{\mathrm{mol}}}=92\mathrm{mol}$

W roztworze końcowym znajdowały się azotan (V) amonu, kwas azotowy (V) oraz woda. Stosunek molowy kwasu azotowego (V) do azotanu (V) amonu wynosił 2:1. 

Gdyby w roztworze znajdowały się 2 mole HNO₃ i 1 mol NH₄NO₃ liczba moli azotu wynosiłaby 4 mole. Jest to dwa razy za mało. Zatem w roztworze muszą być obecne 4 mole HNO₃ i 2 mol NH₄NO₃. W związkach tych będzie sumarycznie 8 moli azotu, 18 moli tlenu i 12 moli wodoru. Na pozostałą w roztworze wodę przypada 40 moli tlenu i 80 moli wodoru. Zatem w roztworze znajduje się 40 moli H₂O. 

Wiemy, że kwas azotowy (V) został użyty w nadmiarze- o ilości moli powstałej soli decydowała liczba moli amoniaku. Z równania reakcji wiemy,  że liczba moli użytego amoniaku jest taka sama jak liczba moli powstałej soli- 2 mole. W reakcji użyto również 2 mole kwasu azotowego (V), co oznacza, że jego początkowa liczba moli wynosiła 6. 

Obliczamy masy obu związków. 

$m=n\cdot M$

$m_{N{H}_3}=2\mathrm{mol}\cdot 17\frac{g}{\mathrm{mol}}=34g$

$m_{HN{O}_3}=6\mathrm{mol}\cdot 63\frac{g}{\mathrm{mol}}=378g$

Obliczamy stężenia procentowe roztworów A i B. 

$C_{\%}=\frac{m_s}{m_r}\cdot 100\%$

$C_A=\frac{34}{142}\cdot 100\%=24\%$

$C_B=\frac{378}{990}\cdot 100\%=38\%$

Odpowiedź: Roztwór A miał stężenie 24%, natomiast roztwór B miał stężenie 38%.