Guía Ejercicios QA042-2017 (4)

Universidad Andrés Bello Facultad de Ciencias Exactas Departamento de Ciencias Químicas

GUÍA DE EJERCICIOS PARA QUÍMICA ANALÍTICA

INGENIERÍA EN BIOTECNOLOGÍA

Recopilado por: Luis Raúl de la Nuez Fonseca Revisado por: Dra. María Luisa Valenzuela Valdés BIBLIOGRAFÍA: Skoog D. A., West D. M., Holler F. J., Crouch S. R., Química Analítica. Séptima Edición, 2001, Editorial McGraw-Hill. Harris D. C., Análisis Químico Cuantitativo, 2ª Edición, 2001, Editorial Reverté. Burriel F., Conde F., Arribas S., Hernández J., Química Analítica Cualitativa, 2001, Editorial Paraninfo. López J. A., Problemas Resueltos de Química Analítica, 2005, Editorial Paraninfo. Apuntes de Clases de los Profesores del Ramo.

Guía de ejercicios de Química Analítica A nalítica QUI042

INDICE

1. Guía Nº 1: Evaluación y expresión de datos analíticos…………………… analíticos…………………… ..3 2. Guía Nº 2: Preparación de solucion so luciones. es. Unidades de concentración. Cálculos volumétricos…………………………………………………...11 3. Guía Nº 3: Volumetrías ácido-base (I). Equilibrios ácido- base…………...16 4. Guía Nº 4: Volumetrías ácido-base (II). Titulaciones de ácidos y bases. Curvas de titulación………………………………………….........2 5 5. Guía Nº 5: Volumetrías ácido-base (III). Titulaciones de ácidos y bases polifuncionales. lifuncionales. Curvas de titulación…………….……………… 31 6. Guía Nº 6: Volumetrías de complejaci ón………………………………….37 7. Guía Nº 7: Volumetrías de precipitación ………………………………….45 8. Guía Nº 8 : Métodos gravimétricos……………………………………… ...50 9. Guía Nº 9: Valoraciones de óxido- reducción (I)…………………………..56 10. Guía Nº 10: Valoraciones de óxido-reducción (II )……………………....64

Departamento de Ciencias Químicas, Facultas de Ciencias Exactas

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INDICE

1. Guía Nº 1: Evaluación y expresión de datos analíticos…………………… analíticos…………………… ..3 2. Guía Nº 2: Preparación de solucion so luciones. es. Unidades de concentración. Cálculos volumétricos…………………………………………………...11 3. Guía Nº 3: Volumetrías ácido-base (I). Equilibrios ácido- base…………...16 4. Guía Nº 4: Volumetrías ácido-base (II). Titulaciones de ácidos y bases. Curvas de titulación………………………………………….........2 5 5. Guía Nº 5: Volumetrías ácido-base (III). Titulaciones de ácidos y bases polifuncionales. lifuncionales. Curvas de titulación…………….……………… 31 6. Guía Nº 6: Volumetrías de complejaci ón………………………………….37 7. Guía Nº 7: Volumetrías de precipitación ………………………………….45 8. Guía Nº 8 : Métodos gravimétricos……………………………………… ...50 9. Guía Nº 9: Valoraciones de óxido- reducción (I)…………………………..56 10. Guía Nº 10: Valoraciones de óxido-reducción (II )……………………....64


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Guía Nº 1: Evaluación y expresión de datos analíticos 1. Sugerir algunas causas de error aleatorio en la medición del ancho de una tabla de 3 m con una regla metálica de 1 m. 2. ¿Qué tipo de errores sistemáticos se pueden detectar al variar el tamaño de la muestra? 3. Con un método de análisis se obtienen valores de pesos para oro que están disminuidos en 0.4 mg. Calcular el porcentaje de error relativo debido a esta incertidumbre si el peso de oro en la muestra es de 900 y 150 mg. = 0.04% y 0.3% R = 4. El método descrito en el problema anterior se emplea en el análisis de minerales que en el ensayo dan 1.2% de oro. ¿Qué peso mínimo de muestra deberá analizarse si el error relativo que resulta en una pérdida de 0.4 mg no es mayor que 0.2 y 0.8%? = 17 g y 4 g R = 5. Para que un indicador químico cambie de color en una titulación se necesita un exceso de 0.04 mL de titulante. Calcular el porcentaje de error relativo si el volumen total de titulante es 50.00 y 25.00 mL. = 0.08% y 0.16% R = 6. Durante un análisis para detectar Zn se encuentra que hay una pérdida de 0.4 mg del elemento. Calcular el porcentaje de error relativo debido a esta pérdida si el peso del Zn en la muestra es de 40 y 400 mg. = 1.0% y 0.10% R = 7. Encontrar la media y la mediana de cada uno de los siguientes conjuntos de datos. Determinar la desviación de la media para cada uno de los datos del conjunto y encontrar la desviación media del conjunto: a) 0.0110; 0.0104; 0.0105 R = Media: 0.0106; Mediana: 0.0105; Desviación de la media: 0.0004, 0.0002, 0.0001; Desviación media: 0.0002 b) 188; 190; 194; 187 = Media: 190; Mediana: 189; Desviación de la media: 2, 0, 4, 3; Desviación media: 2 R = c) 39.83; 39,61; 39.25; 39.68 R = Media: 39.59; Mediana: 39.64; Desviación de la media: 0.24, 0.02, 0.34, 0.09; Desviación media: 0.17 8. Considerar las siguientes series de mediciones repetidas:

A B C

3.5 0.812 70.65

3.1 0.792 70.63

3.1 0.794 70.64

3.3 0.900 70.21

2.5 -

Para cada serie calcular: Departamento de Ciencias Químicas, Facultas de Ciencias Exactas

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Guía de ejercicios de Química Analítica QUI042

a) Media R = A: 3.1; B: 0.825; C: 70.53 b) Mediana R = A: 3.1; B: 0.803; C: 70.64 c) Dispersión o rango R = A: 1.0; B: 0.108; C: 0.44 d) Desviación estándar R = A: 0.4; B: 0.051; C: 0.22 e) Coeficiente de variación R = A: 12%; B: 6.2%; C: 0.31% 9. Los valores aceptados para la serie de datos del problema anterior son: Serie A: 3.0 Serie B: 0.830 Serie C: 70.05 Para cada serie calcular: a) Error absoluto R = A: 0.10; B: 0.005; C: 0.48 b) Error relativo en partes por mil R = A: 33; B: 6; C: 6.9 10. El análisis para ion potasio de varias preparaciones de alimentos vegetales dio los siguientes datos:

Muestra

Porcentaje medio de K +

Número de observaciones

1

5.12

5

7.09

3

3

3.98

4

4

4.73

4

5

5.96

5

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Desviación de los resultados individuales respecto de la media 0.13, 0.09, 0.08, 0.06, 0.08 0.09, 0.08, 0.12 0.02, 0.17, 0.05, 0.12 0.12, 0.06, 0.05, 0.11 0.08, 0.06, 0.14, 0.10, 0.08

Evaluar la desviación estándar s para cada muestra. R ( s) 1 = 0.10 R ( s) 2 = 0.12 R ( s) 3 = 0.12 R ( s) 4 = 0.10 R ( s) 5 = 0.11


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11. A continuación se muestran tres conjuntos de mediciones repetidas:

A B C

2.4 0.0902 69.65

2.1 0.0884 69.63

2.1 0.0886 69.64

2.3 0.1000 69.21

1.5 -

Calcular la media y la desviación estándar de cada conjunto de datos. Para cada conjunto calcular los límites de confianza al 95%. ¿Qué significan estos límites de confianza? R ( x) = A: 2.08; B: 0.0918; C: 69.53 R ( s) = A: 0.35; B: 0.0055; C: 0.22 R (LC 95%) = A: 2.1  0.4; B: 0.092  0.009; C: 69.5  0.3 12. Calcular los límites de confianza al 95% para cada conjunto de datos del problema anterior. Si s   y tiene un valor de: Conjunto A. 0.20 Conjunto B: 0.0070 Conjunto C: 0.15 R = A: 2.08  0.18 o 2.1  0.2; B: 0.0918  0.0069 o 0.092  0.007; C: 69.53  0.15 o 69.5  0.2 13. El último resultado en cada conjunto de datos del problema 11 puede ser dudoso. Aplicar la prueba de Q (con un nivel de confianza de 95%) para determinar si existen o no bases estadísticas para rechazarlo. R = A: Aceptar; B: Rechazar; C: Rechazar 14. En un método de absorción atómica para determinar la cantidad de hierro presente en el aceite que se usa en motores de avión a reacción, se encontró que al agrupar 30 análisis por triplicado la desviación estándar s   = 2.4 g de Fe/mL. Calcular los límites de confianza al 80% y 95% para el resultado de 18.5 g de Fe/mL, si éste está basado en: a) un solo análisis. R = 80% LC = 18.5  3.1 y 95% LC = 18.5  4.7 b) el promedio de dos análisis. R = 80% LC = 18.5  2.2 y 95% LC = 18.5  3.3 c) el promedio de cuatro análisis. R = 80% LC = 18.5  1.5 y 95% LC = 18.5  2.4 15. Para el análisis descrito en el problema 14, ¿cuántas mediciones repetidas habría que hacer para disminuir a  1.5 g de Fe/mL los intervalos de confianza al 95% y 99%? R = (95%) N = 10 y (99%) N = 17 16. Suponiendo que se han obtenido los siguientes datos para el contenido en alcohol en una muestra de sangre: porcentaje de C2H5OH: 0.084, 0.089 y 0.079. Calcular los límites para la media al 95% suponiendo: a) que no se tiene un conocimiento de la precisión del método, y b) que de acuerdo con la experiencia previa, se sabe que s   = 0.005% de C2H5OH. R (a) = 0.084  0.012% Departamento de Ciencias Químicas, Facultas de Ciencias Exactas

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R (b) = 0.084  0.006% 17. En un análisis volumétrico para calcio en muestras por triplicado del suero sanguíneo de un paciente que se sospecha padece de hiperparatiroidismo se obtuvieron los siguientes datos: meq de Ca/L = 3.15; 3.25 y 3.26. ¿Cuál es el límite de confianza al 95% para la media de los datos suponiendo que: a) no se dispone de información acerca de la precisión del análisis? R = 3.22  0.15 meq/L b) s   = 0.056 meq de Ca/L? R = 3.22  0.06 meq/L 18. Se sabe que un método común para la determinación de glucosa en suero tiene una desviación estándar de 0.40 mg/dL. Si s   = 0.40, ¿cuántas determinaciones repetidas debieran hacerse para que la media que se usará en el análisis de una muestra esté dentro de: a)  0.3 mg/dL de la verdadera media el 99% de las veces? R = N = 12 b)  0.3 mg/dL de la verdadera media el 95% de las veces? R = N = 7 c)  0.2 mg/dL de la verdadera media el 90% de las veces? R = N = 11 19. Aplicar la prueba Q a los siguientes conjuntos de datos para determinar si el resultado dudoso debe ser retenido o descartado con un nivel de confianza de 95%. a) 41.27; 41.61; 41.84; 41.70 R = Se retiene el valor más alejado b) 7.295; 7.284; 7.388; 7.292 R = Se rechaza el valor más alejado 20. Aplicar la prueba Q a los siguientes conjuntos de datos para determinar si el resultado dudoso debe ser retenido o descartado con un nivel de confianza de 95%. a) 85.10; 84.62; 84.70 R = Se retiene el valor más alejado b) 85.10; 84.62; 84.65; 84.70 R = Se retiene el valor más alejado 21. En el análisis de una muestra de calcita se obtienen porcentajes de CaO de 55.95, 56.00, 56.04, 56.08 y 56.23. El último resultado parece dudoso; ¿debiera retenerse o descartarse para un 90% de confianza? R = Se retiene el valor dudoso


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EXPRESIONES ESTADÍSTICAS UTILIZADAS EN ESTE CAPÍTULO La media, media aritmética o promedio ( x ): N

 x

i

x 

i 1

N

Desviación de la media di, o desviación:

 xi



x

E = xi



xt

d i =

El error absoluto E :

El error relativo E r (porcentaje): E r 

xi  xt xt

x 100%

La desviación estándar de la muestra, s: N

 ( x  x )

N

2

i

s 

 d

2

i



i 1

N  1

i 1

N  1

Una manera alternativa para expresar la desviación estándar de la muestra:  N    xi  N 2  i 1  x 

s 



i

2

N

i 1

N  1

Coeficiente de variación (CV ): CV 

s x

x 100%

La dispersión o rango w: w = X alto  X bajo


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Intervalo de confianza cuando no se conoce el valor de : El intervalo de confianza (IC): IC =  t s / N El límite de confianza (LC): LC para

  x 

t s N

Intervalo de confianza cuando s es una buena aproximación de : El intervalo de confianza (IC): IC =  z  / N El límite de confianza (LC): LC para

  x



z  N

La prueba de Q: Qexp =

xq  xn w



xq  xn xalto  xbajo


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TABLA DE Z En la tabla se encuentran los valores de z para varios niveles de confianza. El nivel de confianza es la probabilidad expresada como porcentaje. --------------------------------------------------------- Nivel de Confianza (%) z ---------------------------------------------------------50 0.67 68 1.00 80 1.29 90 1.64 95 1.96 95.4 2.00 99 2.58 99.7 3.00 99.9 3.29 ----------------------------------------------------------

TABLA DE t En la siguiente tabla se proporciona valores de t para algunos grados de libertad. Valores de t para varios niveles de probabilidad ------------------------------------------------------------------------------ Niveles de Probabilidad Grados de ------------------------------------------------------------------------------Libertad 80% 90% 95% 99% 99.9% ---------------------------------------------------------------------------------------------------------1 3.08 6.31 12.7 63.7 637 2 1.89 2.92 4.30 9.92 31.6 3 1.64 2.35 3.18 5.84 12.9 4 1.53 2.13 2.78 4.60 8.60 5 1.48 2.02 2.57 4.03 6.86 6 1.44 1.94 2.45 3.71 5.96 7 1.42 1.90 2.36 3.50 5.40 8 1.40 1.86 2.31 3.36 5.04 9 1.38 1.83 2.26 3.25 4.78 10 1.37 1.81 2.23 3.17 4.59 11 1.36 1.80 2.20 3.11 4.44 12 1.36 1.78 2.18 3.06 4.32 13 1.35 1.77 2.16 3.01 4.22 14 1.34 1.76 2.14 2.98 4.14  1.29 1.64 1.96 2.58 3.29 ----------------------------------------------------------------------------------------------------------


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Se puede observar de la tabla que t  z cuando el número de grados de libertad se hace infinito.

Valores críticos para el cociente de rechazo Q Qcrit (rechazo si Qexp > Qcrit)

------------------------------------------------------------------------------ Número de Observaciones 90% de confianza 95% de confianza 99% de confianza ---------------------------------------------------------------------------------------------------------3 0.941 0.970 0.994 4 0.765 0.829 0.926 5 0.642 0.710 0.821 6 0.560 0.625 0.740 7 0.507 0.568 0.680 8 0.468 0.526 0.634 9 0.437 0.493 0.598 10 0.412 0.466 0.568 ----------------------------------------------------------------------------------------------------------


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Guía Nº 2: Preparación de soluciones. Unidades de concentración. Cálculos volumétricos 1. Describir la preparación de 5.000 L de Na2CO3 0.1000 M (105.99 g/mol) a partir del patrón primario sólido. R = 53.00 g 2. Se necesita una solución patrón 0.0100 M de Na+ para calibrar un método fotométrico de llama con el fin de determinar este elemento. Describir cómo se prepararían 500.0 mL de esta solución partiendo del patrón primario Na2CO3. R = 0.265 g 3. ¿Cómo se prepararían alícuotas de 50.0 mL de soluciones patrón que sean 0.00500, 0.00200 y 0.00100 M en Na+ a partir de la solución descrita en el ejercicio anterior? R = 25.0, 10.0 y 5.00 mL respectivamente. 4. ¿Cuál es la masa, en gramos, de soluto en: a) 450 mL de H2O2 (34.02 g/mol) 0.164 M?, b) 27.0 mL de ácido benzoico (122 g/mol) 8.75 x 104 M? y c) 3.50 L de una solución que contiene 21.7 ppm de SnCl2 (189.60 g/mol)? R = a) 2.51 g; b) 2.89 x 103 g y c) 0.0760 g 5. El agua de mar contiene en promedio 1.08 x 10 3 ppm de Na+ (23.0 g/mol) y 270 ppm de SO42 (96.06 g/mol). Calcular las concentraciones molares de Na+ y SO42 dado que la densidad promedio del agua de mar es de 1.02 g/mL. R = [Na+] = 0.0480 M y [SO42] = 2.87 x 103 M 6. Se preparó una solución disolviendo 6.340 g de KCl  MgCl2  6H2O (277.85 g/mol) en suficiente agua para dar 2.000 L. Calcular: a) la concentración molar analítica de KCl  MgCl2  6H2O en esta solución. R = 0.01141 M b) la concentración molar de Mg2+. R = 0.01141 M c) la concentración molar de Cl. R = 0.03423 M d) el porcentaje en peso/volumen de KCl  MgCl2  6H2O. R = 0.317% p/v e) el número de milimoles de Cl en 25.0 mL de esta solución. R = 0.856 mmol Cl f) las ppm de K + (39.10 g/mol) R = 446 ppm K + 7. Una solución al 6.42% (p/p) de Fe(NO3)3 (241.81 g/mol) tiene una densidad de 1.059 g/mL. Calcular: a) la concentración molar analítica de Fe(NO3)3 en esta solución, b) la concentración molar de NO3 de la solución y c) la masa en gramos de Fe(NO3)3 en cada litro de esta solución. R = a) 0.281 M, b) 0.843 M y c) 68.0 g/L Departamento de Ciencias Químicas, Facultas de Ciencias Exactas

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8. Describir la preparación de: a) 500 mL de una solución acuosa de etanol (C2H5OH, 46.1 g/mol) al 4.75% (p/v), b) 500 g de una solución de etanol al 4.75% (p/p) y c) 500 mL de una solución acuosa de etanol al 4.75% (v/v). R = a) Disolver 23.8 g de etanol en agua y diluir a 500 mL con agua, b) Disolver 23.8 g de etanol en 476.2 g de agua y c) Disolver 23.8 mL de etanol en agua y diluir a 500 mL con agua. 9. Describir la preparación de 750 mL de 6.00 M H3PO4 (98.0 g/mol) a partir del reactivo comercial que contiene 85.0% (p/p) y su densidad es 1.69 g/mL. R = Disolver 307 mL de H3PO4 en agua y diluir a 750 mL con agua. 10. Describir la preparación de: a) 500 mL de AgNO3 0.0650 M a partir del reactivo sólido. R = Disolver 5.52 g de AgNO3 en agua y diluir a 500 mL con agua. b) 1.00 L de HCl 0.285 M, a partir de una solución 6.00 M del reactivo. R = Diluir 47.5 mL de HCl 6.00 M a 1.00 L con agua. c) 400 mL de una solución que es 0.0825 M en K +, a partir de K 4Fe(CN)6 sólido. R = Disolver 3.04 g de K 4Fe(CN)6 en agua y diluir a 400 mL con agua. d) 600 mL de una solución acuosa de BaCl2 al 3.00% (p/v) a partir de una solución 0.400 M de BaCl2. R = Diluir 216 mL de BaCl2 0.400 M a 600 mL con agua. e) 2.00 L de HClO4 0.120 M, a partir del reactivo comercial [HClO 4 al 60% (p/p), d = 1.60 g/mL]. R = Disolver 25.1 mL del reactivo comercial en agua y diluir a 2.00 L con agua. f) 9.00 L de una solución que contiene 60.0 ppm de Na+ a partir de Na2SO4 sólido. R = Disolver 1.67 g de Na2SO4 en agua y diluir a 9.00 L con agua. Nota: Calcular la masa molar del reactivo en los casos que sea necesario. 11. Calcular la molaridad de un ácido nítrico, HNO3 (63.0 g/mol), del 40.0%, si su densidad es 1.250 g/mL. R = 7.94 M 12. Calcular la cantidad de agua que debe añadirse a 150 g de ácido nítrico del 63.0%, densidad 1.39 g/mL, para obtener una disolución 0.400 M. R = 3.66 L 13. Calcular la concentración molar en una solución al 70% en peso de ácido nítrico, HNO3 (63.0 g/mol); la densidad de la solución es 1.42 g/mL. R = 15.8 M 14. Describa la preparación de 100 mL de HCl 6.0 M a partir de HCl (36.46 g/mol) concentrado cuyo recipiente indica 1.18 g/mL y 37% (p/p). R = Disolver 50 mL de HCl concentrado en agua y diluir a 100 mL con agua. 15. Una disolución de peróxido de hidrógeno, H2O2 (34.02 g/mol), es de 30 volúmenes. Expresar su concentración en g/L. R = 91.1 g/L Departamento de Ciencias Químicas, Facultas de Ciencias Exactas

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16. El contenido de nitratos, NO3, de las aguas que se embotellan no puede exceder los 10 ppm. ¿Será apta para el consumo un agua que contenga: a) 0.015 g/L de nitratos y b) 0.0080 g/L de nitratos? R = a) No, 15 ppm y b) Si, 8.0 ppm 17. El agua potable puede contener solamente 1.5 ppm de NaF. ¿Cuántos litros de agua se pueden fluorar con 454 g de NaF? R = 3.03 x 105 L 18. Calcular la molaridad de la solución que resulta de mezclar 15 mL de una solución 0.240 M con 35 mL de agua. R = 0.072 M 19. Un comprimido de aspirina que pesa 0.600 g contiene 580 mg de ácido acetilsalicílico (AAS) y el resto son excipientes. Calcular el contenido en AAS y expresarlo en % (p/p). R = 96.7% 20. Las normas de protección del medio ambiente fijan un límite para el dióxido de azufre, SO2, en el aire de 0.365 mg/m3. ¿Se habrá excedido dicho límite si, en un análisis, se han encontrado 0.120 ppm? La densidad del aire es de 1.3 g/L. R = No, 0.156 mg/m3 21. La concentración de glucosa, C6H12O6 (180.0 g/mol) en sangre humana va desde 80.0 mg/dL antes de las comidas, hasta 120.0 mg/dL después de las comidas. Calcular la molaridad de la glucosa en sangre antes y después de las comidas. R = (antes) 4.40 x 103 M; (después) 6.70 x 103 M 22. Calcular la concentración de cromo, Cr (52.0 g/mol) en ppm, para una solución que es 1.0 x 104 M en dicromato de potasio, K 2Cr 2O7. R = 10.4 ppm 23. Calcular la molaridad y la normalidad de una solución de ácido sulfúrico, H2SO4 (98.0 g/mol) del 26% de riqueza y de densidad 1.19 g/mL. ¿Qué cantidad de agua habrá que añadir a 200 mL de dicho ácido para obtener una solución 2.00 N? R = 3.15 M; 6.30 N; 430 mL 24. Calcular la cantidad de FeSO4.(NH4)2SO4.6H2O (392.14 g/mol) necesaria para preparar 1 litro de disolución que contenga 100 mg de ion Fe(II) (55.85 g/mol) en 100 mL de disolución. R = 7.02 g 25. Descríbase la preparación de 5.000 L de Na2CO3 0.1000 N (105.99 g/mol) a partir del estándar primario sólido, suponiendo que la solución se va a utilizar para titulaciones con ácidos. R = Disolver 26.50 g del estándar primario sólido en agua y diluir a 5.000 L con agua.


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26. Describa como prepararía 250 mL de una solución 0.10 M y 0.10 N de HCl (36.46 g/mol), si el ácido concentrado está a 37% en peso y tiene una densidad de 1.18 g/mL. R = Disolver 2.09 mL de HCl concentrado en agua y diluir a 250 mL con agua. 27. ¿Cuál es la normalidad del ácido fosfórico, H3PO4 (98.0 g/mol) cuya etiqueta señala que tiene 35% en peso y su densidad es 1.38 g/mL? R = 14.8 N 28. ¿Cuál es la normalidad de una solución que se prepara agregando 50 mL de agua a 25 mL de KMnO4 0.50 N? R = 0.17 N 29. ¿Cuántos moles y cuántos equivalentes de soluto hay en 44.0 mL de una solución de ácido sulfúrico, H2SO4 (98.0 g/mol) 1.28 M? R = 0.0563 mol y 0.113 eq de H2SO4 30. En el análisis de un ácido oxálico se emplea una muestra de 1.000 g. ¿Qué normalidad debe tener la base que se utiliza en la valoración, para que la lectura de la bureta sea igual a la mitad del porcentaje de H2C2O4.2H2O (126.07 g/mol)? R = 0.3173 N 31. ¿Cuántos gramos de ácido oxálico, H2C2O4.2H2O (126.07 g/mol), se requieren para preparar 300.0 mL de una disolución 0.4000 N del ácido? R = 7.564 g 32. 1.0 mL de cierta disolución de hidróxido de sodio neutraliza 0.045 g de H2SO4 al 10%. ¿Qué cantidad de NaOH (40.0 g/mol) sólido del 90% debe añadirse a 1.5 L de dicha disolución para obtener una nueva disolución 0.10 N? (Suponer que el volumen no varia). R = 0.53 g 33. ¿Qué volumen de KOH 0.2063 N debe añadirse a 150.0 mL de KOH 0.1320 N para que la solución resultante tenga la misma normalidad que una solución que contenga 12.50 g de hidróxido de bario, Ba(OH)2 (171.36 g/mol) por litro? R = 34.52 mL 34. El bromo se puede obtener en el laboratorio de acuerdo con la ecuación de reacción siguiente: 2KBr + MnO2 + 3H2SO4  2KHSO4 + MnSO4 + Br 2 + 2H2O Calcular las cantidades de KBr puro (119.0 g/mol), MnO2 (86.9 g/mol) con un 94.0% de pureza y H2SO4 (98.0 g/mol) del 68.0%, que se necesitan para obtener 80.0 g de Br 2 (159.8 g/mol). R = 119 g KBr; 46.3 g MnO2 y 216 g H2SO4 35. ¿Qué masa de La(IO3)3 sólido (663.6 g/mol) se forma cuando se mezclan 50.0 mL de La3+ 0.250 M con 75.0 mL de IO3 0.302 M? R = 5.01 g


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EXPRESIONES DE CONCENTRACIÓN Y CONTENIDO 1. UNIDADES FÍSICAS Porcentaje de peso en peso %(p/p) =

peso de soluto ( g ) peso de solución ( g )

volumen de soluto (mL)

Porcentaje de volumen en volumen %(v/v) =

volumen de solución (mL) peso de soluto ( g )

Porcentaje de peso en volumen %(p/v) =

Parte por millón (ppm) =

x 100

volumen de solución (mL)

mg de soluto

x 100

 g de soluto



kg de solución o mezcla

x 100

g de solución o mezcla

Relación que expresa las partes de soluto que se hallan contenidas en un millón de partes de disolución o mezcla. Si se trata de una disolución acuosa diluida donde d = 1: Parte por millón (ppm) =

mg de soluto L de solución



 g de soluto

mL de solución

La densidad de una sustancia o mezcla es el peso de la misma por unidad de volumen: Densidad (d) =

peso de la sus tan cia ( g ) unidad de volumen (mL)

Otras unidades de densidad: (g/L) o (g/m3) 2. UNIDADES QUÍMICAS Molaridad (M) =

N º de moles de soluto

Normalidad (N) = Dilución:

L de solución



g / M ( g / mol )

N º de equivalent es de soluto L de solución

L





g / M ( g / mmol )

g / peq ( g / eq) L

mL



g / peq ( g / meq) mL

C concentrada x Vconcentrada = C diluida x Vdiluida

Mezcla de soluciones:

C 1 x V1 + C 2 x V2 = C final x Vfinal


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Guía Nº 3: Volumetrías ácido-base (I). Equilibrios ácido-base A. Tratamiento sistemático de equilibrios 1. Escribir el balance de cargas de una disolución que contiene H2O, H+, OH, ClO4, Fe(CN)63, CN, Fe3+, Mg2+, CH3OH, HCN, NH3 y NH4+. (Nota: Las especies neutras no contribuyen a la carga) 2. Escribir los balances de masa para el K + y para el fosfato en una disolución preparada mezclando 0.0250 moles de KH2PO4 y 0.0300 moles de KOH y diluyendo luego a 1.00 L. 3. Escribir el balance de masas de una disolución saturada de la sal Ag3PO4, que es poco soluble y que produce PO43 y 3Ag+ cuando se disuelve. (Nota: En este caso la concentración total es desconocida) 4. Calcular el pH de las disoluciones siguientes usando tratamiento sistemático: a) HBr 1.0 x 108 M R = 6.98 b) H2SO4 1.0 x 108 M (considerar que: H2SO4  2H+ + SO42) R = 6.96 5. a) Describa como prepararía 250 mL de una solución 0.10 M y 0.10 N de HCl (36.46 g/mol), si el ácido concentrado está a 37% en peso y tiene una densidad de 1.18 g/mL. b) De esta solución, se toma una alícuota de 0.20 mL y se lleva a un matraz aforado de 1 litro, para enrazar con agua. De esta nueva disolución de HCl se toma nuevamente 1.00 mL y se vuelve a enrazar con agua en un matraz aforado de 1 litro. Calcular el pH final. R = Disolver 2.09 mL de HCl concentrado en agua y diluir a 250 mL con agua; pH = 6.96 6. a) Describa la preparación de 100 mL de HCl 6.00 M a partir de HCl (36.46 g/mol) concentrado cuyo recipiente indica 1.18 g/mL y 37.0% (p/p). b) De esta solución, se toma una alícuota de 0.05 mL y se lleva a un matraz aforado de 1 litro, para enrazar con agua. De esta nueva disolución de HCl se toma nuevamente 0.05 mL y se vuelve a enrazar con agua en un matraz aforado de 1 litro. Calcular el pH final. R = a) Disolver 50.1 mL de HCl concentrado en agua y diluir a 100 mL con agua; b) pH = 6.97 7. Se tiene una disolución de NaOH (base fuerte) de concentración 0.0100 M. De esta solución, se toma una alícuota de 1.00 mL y se lleva a un matraz aforado de 1 litro, para enrazar con agua. De esta nueva disolución de NaOH se toma nuevamente 1.00 mL y se vuelve a enrazar con agua en un matraz aforado de 1 litro. a) Calcule el pH de la solución final. R = 7.02 b) Calcule el pH si a 2 litros de la disolución final de base, se le agregan 1.00 mL de HCl 1.0 x 104 M. R = 6.91


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8. Se tiene una disolución de HCl (ácido fuerte) de concentración 0.0100 M. De esta disolución, se toma una alícuota de 1.00 mL y se lleva a un matraz aforado de 1 litro, para enrazar con agua. De esta nueva disolución de HCl se toma nuevamente 1.00 mL y se vuelve a enrazar con agua en un matraz aforado de 1 litro. ¿Cuál será el pH de la última disolución? R = 6.98 9. Se tiene una disolución de H2SO4 de concentración 0.0100 M. De esta disolución, se toma una alícuota de 1.00 mL y se lleva a un matraz aforado de 1 litro, para enrazar con agua. De esta nueva disolución de H2SO4 se toma nuevamente 1.00 mL y se vuelve a enrazar con agua en un matraz aforado de 1 litro. ¿Cuál será el pH de la última solución? Considere que la disociación es: H2SO4  2H+ + SO42. R = 6.96 10. Se tiene una disolución de HCl de concentración 0.0500 M. De esta disolución, se toma una alícuota de 1.00 mL y se lleva a un matraz aforado de 1 litro, para enrazar con agua. De esta nueva disolución de HCl se toma nuevamente 1.00 mL y se vuelve a enrazar con agua en un matraz aforado de 1 litro. ¿Cuál será el pH de la última disolución? R = 6.89 11. Se tiene una disolución de LiOH de concentración 0.0500 M. De esta solución, se toma una alícuota de 1.00 mL y se lleva a un matraz aforado de 1 litro, para enrazar con agua. De esta nueva disolución de LiOH se toma nuevamente 1.00 mL y se vuelve a enrazar con agua en un matraz aforado de 1 litro. a) Calcule el pH de la solución final. R = 7.11 b) Calcule el pH si a 2 litros de la disolución final de base, se le agregan 1.00 mL de HCl 2.0 x 104 M. R = 6.89 12. Un frasco de HNO3 (63.0 g/mol) comercial tiene en su etiqueta la siguiente información: 0.5 % (p/p) y densidad 0.250 g/mL. De esta solución, se toma una alícuota de 1.00 mL y se lleva a un matraz aforado de 1 litro, para enrazar con agua. De esta nueva disolución de HNO3 se toma nuevamente 1.00 mL y se vuelve a enrazar con agua en un matraz aforado de 1 litro. Calcule el pH de la solución final. R = 6.96 13. El hidróxido de calcio, Ca(OH)2, (74.1g/mol) es una base fuerte utilizada para preparar las conocidas lechadas de cal, que sirven como agentes precipitantes en algunos procesos industriales. En el rótulo de un frasco que contiene esta disolución se señala que su concentración es de 0.552 % en masa y una densidad de 0.336 g/mL. De esta solución, se toma una alícuota de 1.00 mL y se lleva a un matraz aforado de 1 litro, para enrazar con agua. De esta nueva disolución se toma nuevamente 1.00 mL y se vuelve a enrazar con agua en un matraz aforado de 1 litro. Calcule el pH de la disolución final. R = 7.11


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14. El hidróxido de magnesio, Mg(OH)2, (41.3 g/mol) es una base fuerte utilizada como antiácido. En el rótulo de un medicamento se dice que contiene esta disolución y señala que su concentración es de 1.3 % en masa y una densidad de 0.07 g/mL. De esta solución, se toma una alícuota de 1.00 mL y se lleva a un matraz aforado de 1 litro, para enrazar con agua. De esta nueva disolución se toma nuevamente 1.00 mL y se vuelve a enrazar con agua en un matraz aforado de 1 litro. Calcule el pH de la disolución final. R = 7.09

B. pH: Ácidos y Bases Fuertes y Débiles 15. Calcular el pH del jugo gástrico que contiene 0.020 moles por litro de HCl. R = 1.70 16. Calcular el pH de una disolución de hidróxido de sodio, NaOH 0.40 N. R = 13.60 17. A 37ºC, el pH de una muestra de sangre es de 7.40. Calcúlese: a) la concentración de H+, y b) la concentración de OH de esta muestra de sangre. La Kw a 37ºC es 2.51 x 1014. R = a) 3.98 x 108 M y b) 6.31 x 107 M 18. Calcular la concentración de protones en una disolución cuyo pH es igual a 6.80. R = 1.58 x 107 M 19. Calcular la concentración de hidroxilos en una disolución de pH = 9.60. R = 3.98 x 105 M 20. Calcular el pH y el grado de disociación de una disolución de ácido benzoico 0.100 M, sabiendo que la constante de ionización de dicho ácido tiene un valor de 6.60 x 105. R = pH = 2.59; 0.0257 21. ¿Cuál es el pH de una disolución preparada disolviendo 1.23 g de 2-nitrofenol (139.110 g/mol) ( K a = 6.2 x 108) en 0.250 L? R = 4.33 22. El pH de una disolución de o-cresol 0.010 M es 6.05. Hallar el pKa de este ácido débil. R = 10.10 23. El ingrediente activo de la aspirina es el ácido acetilsalicílico, HC9H7O4 (180 g/mol) un ácido monoprótico con K a = 3.3 x 104 a 25ºC. ¿Cuál es el pH de una disolución preparada disolviendo 3.25 mg de este ácido en 250 mL de disolución? R = 4.22 24. La efedrina, C10H15ON, un estimulante del sistema nervioso central, se usa en aerosoles nasales como descongestionante. Este compuesto es una base débil con un valor de K b de 1.4 x 104.


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a) ¿Qué pH esperaría para una disolución 0.035 M de efedrina? R = 11.32 b) ¿Cuál es el valor de la pK a del ácido conjugado de la efedrina? R = 10.15 25. La codeína, C18H21 NO3, principio activo utilizado para el tratamiento de la tos, es una base débil con pK b = 5.79. Calcular el pH de una disolución 0.020 M. R = 10.26 26. El plasma sanguíneo puede contener una cantidad elevada de ión amonio (considere como NH4X) del orden de 0.040 M. Suponiendo que no hay más ácidos o bases presentes, calcúlese el pH de esta disolución. El pK b del amoniaco (NH3) = 4.74 R = 5.32 27. Si disponemos de una disolución 0.200 M de una base débil B con un pH de 12.55, ¿Cuál será la K b de dicha base? R = 7.66 x 103 28. Calcular la concentración molar analítica de una disolución de la base débil D cuyo pH es 11.47, sabiendo que su K b tiene un valor de 5.25 x 10-4. R = 1.95 x 102 M 29. Calcular el pH de disoluciones de ácido acético a las concentraciones 1.0 x 102 M, 1.0 x 104 M, 1.0 x 105 M y 1.0 x 106 M. Datos: Ka = 1.8 x 105, pKa = 4.74. R = 3.38, 4.46, 5.14 y 6.02 respectivamente. 30. Calcular el pH de una disolución de amoniaco en agua de concentración 0.18 M. Datos: Kb = 1.8 x 105. R = 11.26 31. Una disolución de piridina, C5H5 N, que es una base orgánica débil, presenta un pH de 8.40. Calcular su concentración molar. Datos: Kb = 1.5 x 109. R = 4.20 x 103 M 32. Un comprimido de aspirina que pesa 0.600 g contiene 580 mg de ácido acetilsalicílico (AAS) y el resto son excipientes. a) Calcular el contenido en AAS y expresarlo en % (p/p). b) La molaridad si se disuelven en 1 L de agua. c) Calcular el pH de la misma solución. Datos: M = 180.16 g/mol; p Ka = 3.48 R = 96.7%, 3.22 x 103 M, pH = 3.06

C. pH: Sales derivadas de ácidos y bases débiles (Hidrólisis) 33. Calcular el pH de disoluciones de acetato de sodio, NaAc, 0.010, 1.0 x 103 y 1.0 x 104 M, sabiendo que la constante de ionización del ácido acético es 1.8 x 105. R = 8.37; 7.88 y 7.37 respectivamente.


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34. Calcular la concentración de una disolución de acetato de sodio cuyo pH = 8.97. Datos: Ka (HAc) = 1.8 x 105. R = 0.156 M 35. Hallar la concentración de iones hidroxilo en una disolución acuosa de cloruro de amonio, NH4Cl, 0.010 M. Datos: Kb (NH3) = 1.8 x 105. R = 4.3 x 109 M. 36. Calcular la constante de acidez del ácido benzoico sabiendo que una disolución acuosa 0.010 M de benzoato sódico presenta un pH de 8.09. R = 6.6 x 105 37. La quinina, C20H24 N2O2, medicamento utilizado en el tratamiento de la malaria, es una base débil cuyo pKb vale 5.48. Debido a que es poco soluble en agua, suele suministrarse como cloruro de quinina, que es una sal bastante soluble. Determine el pH de una disolución 0.200 M de cloruro de quinina. R = 4.61 38. El ácido sórbico, HC6H7O2, es un ácido monoprótico débil con Ka = 1.7 x 105. Su sal (sorbato de potasio) se agrega al queso para inhibir la formación de mohos. ¿Cuál es el pH de una solución que contiene 4.93 g de sorbato de potasio (112.13 g/mol) en 0.500 L de solución? R = [OH] = 7.2 x 106 M, pH = 8.86 39. Calcular el pH de una disolución de acetato de amonio, NH4Ac 0.010 M. Datos: Ka (HAc) = 1.8 x 105; Kb (NH3) = 1.8 x 105. R = 7.00 40. Calcular el pH de una disolución de cianuro de amonio, NH4CN 0.010 M. Datos: Ka (HCN) = 4.0 x 1010; Kb (NH3) = 1.8 x 105. R = 9.33 41. Calcular el pH de una disolución 0.010 M de cianato de amonio, NH4CNO. Datos: Ka (HCNO) = 2.13 x 104; Kb (NH3) = 1.8 x 105. R = 6.46

D. pH: Disoluciones reguladoras (Amortiguadores) 42. Calcular el pH de una disolución formada por 100 mL de NH3 0.10 M y 5.35 g de NH4Cl (53.49 g/mol). Datos: Kb (NH3) = 1.8 x 105 R = 8.25 43. Se desea preparar una disolución reguladora de pH 3.60. Se dispone de los siguientes ácidos y sus sales sódicas: ácido acético ( Ka = 1.8 x 105), ácido fórmico ( Ka = 1.7 x 104) y ácido cloroacético ( Ka = 1.35 x 103). ¿Qué ácido y qué sal deben utilizarse para obtener una disolución reguladora óptima? Justificar la respuesta. Departamento de Ciencias Químicas, Facultas de Ciencias Exactas

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R = Ácido Fórmico/Formiato sódico 44. ¿Cuántos gramos de acetato sódico (82.05 g/mol)) se deben agregar a 100 mL de ácido acético 0.500 M para preparar una disolución reguladora de pH = 4.50? Datos: Ka = 1.8 x 105 R = 2.47 g 45. ¿Cuál es el pH de una disolución 0.020 M en benzoato sódico y 0.010 M en ácido benzoico? Datos: Ka (HC6H5COO) = 6.3 x 105 R = pH = 4.50 46. Se prepara una disolución reguladora disolviendo en agua 2.00 moles de acetato de sodio y 2.00 moles de ácido acético, enrasando a un litro. Calcular el pH: a) en la disolución resultante; b) de la que resultaría si añadimos a la anterior 0.40 moles de hidróxido de sodio; c) de la que resultaría si en vez de hidróxido de sodio añadiésemos 0.60 moles de ácido clorhídrico (se supone que no hay variación de volumen). Datos: Ka = 1.8 x 105 R = a) pH = 4.74; b) pH = 4.92; c) pH = 4.47 47. ¿Que variación de pH se produce cuando añadimos 1.00 mL de NaOH 1.00 M a 100 mL de una disolución que contiene 0.18 moles por litro de NH 3 y 0.10 moles por litro de NH4Cl? Datos: Kb (NH3) = 1.8 x 105 R =  pH = + 0.06 48. Calcular la relación de concentraciones “acético/acetato” que debe existir en una disolución reguladora de pH = 5.00. Deducir el cambio de pH que se producirá si a un litro de la disolución anterior, que es 0.10 M en acético, se añaden 50 mL de HCl 1.0 M. Datos: Ka (HCH3COO) = 1.8 x 105 R = Relación = 0.55;  pH = 0.32 49. ¿Cuál es el pH de una solución que a) se preparó al disolver 9.20 g de ácido láctico (90.08 g/mol) ( Ka = 1.38 x 104) y 11.15 g de lactato de sodio (112.06 g/mol) en agua y se diluyó hasta 1.00 L? y b) ¿es 0.0550 M en ácido acético ( Ka = 1.75 x 105) y 0.110 M en acetato de sodio? R = a) 3.85 y b) 4.06 50. ¿Qué peso de formiato de sodio se debe agregar a 400.0 mL de ácido fórmico 1.00 M para producir una solución reguladora que tenga un pH de 3.50? Datos: Ka = 1.80 x 104 R = 15.5 g 51. a) Calcular el pH de una solución que es 0.200 M en NH3 y 0.300 M en NH4Cl. b) Calcular el cambio de pH que ocurre cuando se adiciona una porción de 100 mL de i) NaOH 0.0500 M y ii) HCl 0.0500 M a 400 mL de la solución amortiguadora. Datos: Kb = 1.75 x 105 R = a) 9.07; b) i) 9.11 ( pH = 0.04), ii) 9.02 ( pH = 0.05)


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52. ¿Cuál es el pH de una solución que se preparó al disolver 3.30 g de (NH4)2SO4 (132.13 g/mol) en agua, se adicionaron 125.0 mL de NaOH 0.1011 M y se diluyó hasta 500.0 mL? Datos: Kb (NH3) = 1.8 x 105 R = 8.78 53. ¿Cuál es el pH de una solución que se preparó al disolver 3.00 g de ácido salicílico, C6H4(OH)COOH (138.12 g/mol) ( Ka = 1.06 x 103) en 50.0 mL de NaOH 0.1130 M y se diluyó hasta 500.0 mL? Sugerencia: en este caso no funciona la ecuación simplificada de Henderson-Hasselbalch. R = 2.63 54. Se disuelven en agua 0.040 moles de ácido ciánico, HCNO, y 0.060 moles de cianato de sodio, NaCNO, aforando finalmente a 1.00 L. Calcular su pH: a) inicialmente, b) si la disolución se diluye 10 veces y c) si se diluye 100 veces. Datos: Ka (HCNO) = 2.13 x 104 R = a) 3.85; b) 3.87; c) 4.03

E. pH: Mezcla de ácidos o bases o sales de distinta naturaleza 55. Calcular el pH de la disolución que resulta de mezclar 25.00 mL de NaOH 0.100 M con 25.00 mL de KOH 0.010 M. R = 12.74 56. Se dispone de 50.0 mL de una disolución mezcla de los ácidos monopróticos HA 0.100 M y HB 0.100 M, cuyos valores de pKa son respectivamente 3.00 y 7.00. Calcular: a) el pH de esta disolución; b) el pH de la disolución resultante cuando se añaden 25.0 mL de NaOH 0.100 M. R = a) pH = 2.02; b) pH = 3.00 57. Calcular la concentración de protones y de iones propionato en una disolución que contiene 50.0 mL de HCl 0.200 M y 25.0 mL de ácido propiónico, C2H5COOH, 0.100 M ( Ka = 1.26 x 105). R = [H+] = 0.133 M y [C2H5COO] = 3.15 x 106 M 58. Calcular el pH y la concentración de iones acetato, CH 3COO, y cianuro, CN, en una disolución 0.100 M en ácido acético y 0.200 M en HCN. Datos: Ka (CH3COOH) = 1.8 x 105; Ka (HCN) = 4.0 x 1010. R = pH = 2.87; [Ac] = 1.34 x 103 M y [CN] = 6.0 x 108 M. 59. Calcular el pH de la solución que resulta cuando 20.0 mL de ácido fórmico 0.200 M (K a = 1.80 x 104), a) se diluyen hasta 45.0 mL con agua destilada. R = 2.41 b) se mezclan con 25.0 mL de solución de NaOH 0.160 M. R = 8.35 c) se mezclan con 25.0 mL de solución de NaOH 0.200 M. R = 12.35 Departamento de Ciencias Químicas, Facultas de Ciencias Exactas

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d) se mezclan con 25.0 mL de solución de formiato de sodio 0.200 M. R = 3.84 60. Calcular el pH de la solución que resulta cuando 40.0 mL de NH3 0.100 M ( K b = 1.75 x 105), a) se diluyen hasta 200.0 mL con agua destilada. R = 10.77 b) se mezclan con 20.0 mL de solución de HCl 0.200M. R = 5.21 c) se mezclan con 20.0 mL de solución de HCl 0.250 M. R = 1.78 d) se mezclan con 20.0 mL de solución de NH4Cl 0.200 M. R = 9.24 e) se mezclan con 20.0 mL de solución de HCl 0.100 M. R = 9.24 61. Calcular el pH de una solución que es: a) 0.0100 M en HCl y 0.0200 M en ácido pícrico ( Ka = 0.43) R = 1.54 b) 0.0100 M en HCl y 0.0200 M en ácido benzoico (Ka = 6.28 x 105) R = 1.99 c) 0.0100 M en NaOH y 0.100 M en Na2CO3 [(H2CO3) K a2 = 4.69 x 1011] R = 12.07 d) 0.0100 M en NaOH y 0.100 M en NH3 ( Kb = 1.75 x 105) R = 12.01 62. Calcular el pH de una solución que contiene: a) 50 mL de NH3 0.010 M + 30 mL de NH4Cl 0.10 M [ Kb (NH3) = 1.75 x 105] R = 8.46 b) 50 mL de NH3 0.10 M + 15 mL de NaOH 0.10 M R = 12.36 c) 100 mL de NH4CN 0.020 M [ Ka (HCN) = 4.0 x 1010; Kb (NH3) = 1.75 x 105] R = 9.32 d) 50 mL de NaHS 0.20 M [(H2S) K a1 = 1.0 x 107; K a2 = 1.0 x 1013] R = 10.00 63. Calcule el pH de las siguientes mezclas: Datos: Ka (CH3COOH) = 1.8 x 105 a) 100 mL NaCl 0.10 M + 250 mL CH3COONa 0.010 M + 100 mL KCl 0.010 M R = 8.25 b) 30 mL HCl 0.10 M + 50 mL NaOH 0.010 M + 100 mL NaCl 0.010 M R = 1.85 c) 100 mL CH3COONa 0.010 M + 10 mL CH3COOH 0.10 M R = 4.74 d) 100 mL NaOH 0.10 M + 20 mL CH3COONa 0.10 M, + 100 mL NaCl 0.10 M R = 12.65


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e) 100 mL HCl 0.10 M + 100 mL CH3COOH 0.10 M + 100 mL KCl 0.010 M R = 1.48 64. Calcular la concentración de iones sulfuro en una disolución que es 0.025 M en H2S y 0.010 M en HCl. Datos: [(H2S) K a1 = 1.0 x 107; K a2 = 1.0 x 1013] R = 2.5 x 1018 M 65. Calcular el pH de las disoluciones que resultan de mezclar: a) 90.0 mL de NH3 0.100 M con 10.0 mL de HCl 0.100 M y b) 55.0 mL de NH3 0.100 M con 45.0 mL de HCl 0.100 M. Datos: Kb (NH3) = 1.8 x 105 R = a) 10.15; b) 8.60


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Guía Nº 4: Volumetrías ácido-base (II). Titulaciones ácido-base. Curvas de titulación A. Titulaciones de ácidos y bases fuertes y débiles 1. Una disolución de hidróxido de sodio se estandariza frente a ftalato ácido de potasio (KHFt = 204.14 g/mol)) como patrón primario. Para ello se pesan 0.460 g de este patrón primario, se disuelve en agua, y se añaden unas gotas de fenolftaleína como indicador. ¿Cuál será la concentración molar de dicha disolución de hidróxido sódico, si en la valoración se consumen 20.6 mL de la base? R = 0.1094 M 2. El porcentaje de NaHCO3 (84.0 g/mol)) en un comprimido utilizado como antiácido estomacal, se calculó valorando con HCl 0.100 M. Para valorar 0.302 g de dicho comprimido se necesitan 16.5 mL de ácido clorhídrico. ¿Cuál es el valor del porcentaje en masa? R = 45.9% 3. Se analiza un comprimido de vitamina C (ácido L-ascórbico) (C6H8O6) (176.0 g/mol) mediante volumetría ácido-base valorándolo con NaOH 0.100 M. Un comprimido que pesa 0.450 g necesita 24.4 mL de la base para su neutralización. ¿Cuál es el % de vitamina C en el comprimido? Datos: El ácido ascórbico se comporta como un ácido monoprótico. R = 95.4% 4. ¿Cuál de los siguientes indicadores debe usarse en la valoración de 50.0 mL de NH3 0.10 M con HCl 0.10 M? Datos: NH3 (K b = 1.78 x 105) Indicadores ácido-base: (Rango de viraje) Naranja de metilo (3.1-4.4) Rojo de metilo (4.2-6.3) Verde de bromocresol (3.8-5.4) Rojo de fenol (6.4-8.0) Fenolftaleina (8.0-9.6) Timolftaleina (9.3-10.5) R = Rojo de metilo o verde de bromocresol 5. Valoramos 25.0 mL de NH3 0.10 M con HCl 0.10 M: a) Calcular el pH cuando se han añadido 12.5 mL de la disolución de ácido. b) Calcular el pH en el punto de equivalencia. c) Razonar cual sería un buen indicador (de los citados en el problema anterior) para esta valoración. Datos: K b (NH3) = 1.75 x 105 R = a) 9.25; b) 5.27; c) Rojo de metilo 6. Una muestra de 50.00 mL de un vino blanco de mesa necesita 21.48 mL de NaOH 0.03776 M para alcanzar el punto final con fenolftaleína. Expresar la acidez del vino en gramos de ácido tartárico (H2C4H4O6) (150.09 g/mol)) por cada 100 mL de vino. (Supóngase que se valoran los dos protones del ácido).


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R = 0.1217 g/100 mL 7. La acidez de un vinagre comercial viene expresada como % (p/p) en ácido acético. A una muestra de vinagre que pesa 10.52 g se le añaden 19.0 mL de una disolución de NaOH (1.00 mL de la cual equivalen a 0.0605 g de ácido benzoico (HC6H5COO)). El exceso de NaOH se valora con 1.50 mL de HCl (1.00 mL del cual equivalen a 0.0250 g de Na2CO3). Calcular la acidez del vinagre. Datos: HCH3COO = 60.0 g/mol; HC6H5COO = 122.0 g/mol; Na2CO3 = 106.0 g/mol R = 4.97% 8. Una mezcla que sólo contiene Li2CO3 (73.89 g/mol) y BaCO3 (197.34 g/mol), y que pesa 1.00 g, necesita para su neutralización 15.0 mL de HCl 1.00 M. Determinar los porcentajes de cada carbonato en la muestra. R = BaCO3 71.3%; Li2CO3 28.7% 9. Una muestra de 25.00 mL de una disolución de limpieza para el hogar se diluye a 250 mL en un matraz volumétrico. Una alícuota de 50.00 mL de esta disolución requiere 40.38 mL de HCl 0.2506 M para llegar al punto final con verde de bromocresol. Calcular el porcentaje (p/v) de NH3 (17.0 g/mol)) en la muestra. (Suponer que la única base del limpiador es el NH3). R = 3.44% 10. El contenido de formaldehído de un plaguicida se determina pesando 0.3124 g de la muestra líquida que se lleva a un matraz que contiene 50.0 mL de NaOH 0.0996 M y peróxido de hidrógeno al 3%. Al calentar todo el formaldehído se transforma en formiato sódico de acuerdo a la reacción: OH + HCHO + H2O2  HCOO + 2H2O Después de enfriar la solución, el exceso de NaOH se valora con 23.3 mL de H2SO4 0.0525 M. Calcular el porcentaje en peso de formaldehído (HCHO, 30.026 g/mol) en la muestra. R = 24.3% 11. El NH3 liberado de la digestión de una muestra de proteínas (2.00 g) se absorbe en 50.00 mL de H2SO4 0.3000 N (Método de Kjeldahl). La titulación del exceso de ácido requiere 10.35 mL de NaOH 0.3000 N. ¿Cuál es el porcentaje de nitrógeno (14.0 g/mol) en la muestra? R = 8.33% 12. Una muestra de un fertilizante que pesa 1.009 g se calienta con hidróxido de potasio. El amoniaco liberado se burbujea a través de 50.0 mL de una disolución de HCl y el exceso de ácido requiere 7.00 mL de NaOH 0.100 M para su valoración. Calcular: a) ¿Qué volumen de HCl (36.5 g/mol) del 37.0% p/p y 1.19 g/mL de densidad se tiene que tomar para preparar 500 mL de una disolución de ácido clorhídrico aproximadamente 0.500 M?, b) ¿Cuál es la concentración exacta del ácido clorhídrico si se consumieron 12.50 mL en su estandarización con 0.3397 g de carbonato sódico (106 g/mol)) hasta punto final con naranja de metilo? y c) ¿Cuál es el porcentaje de N (14.0 g/mol) en la muestra? R = a) 20.72 mL; b) 0.5128 M; c) 34.60%


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13. Una muestra de 0.4793 g de Na2CO3 (105.99 g/mol) grado patrón primario se trató con 40.00 mL de ácido perclórico diluido. La solución se calentó a ebullición para eliminar el CO2; después se tituló el exceso de HClO4 con 8.70 mL de NaOH diluido. En otro experimento, se había determinado que 27.43 mL de HClO4 neutralizaron una alícuota de 25.00 mL de la solución de NaOH. Calcular las concentraciones molares de HClO4 y de NaOH. R = HClO4 0.2970 M; NaOH 0.3259 M 14. Una muestra de 0.4755 g que contenía (NH4)2C2O4 y materiales inertes se disolvió en agua y se alcalinizó con KOH, con lo cual el catión amonio se convirtió en NH3. El amoniaco liberado se destiló en 50.00 mL de H2SO4 0.05035 M. El exceso de H2SO4 se tituló por retroceso con 11.13 mL de NaOH 0.1214 M. Calcular: a) el % de N (14.007 g/mol) y b) el % de (NH4)2C2O4 (124.10 g/mol) en la muestra. R = a) 10.85% y b) 48.07% 15. Una muestra de 4.476 g de un producto derivado de petróleo se quemó en un horno de cámara, el SO2 formado se recogió en H2O2 al 3%. La reacción es: SO2( g ) + H2O2  H2SO4 La solución de H2SO4 se mezcló con una alícuota de 25.00 mL de NaOH 0.009230 M y el exceso de base se tituló por retroceso con 13.33 mL de HCl 0.01007 M. Calcular las partes por millón de azufre (32.06 g/mol) en la muestra. R = 345.7 ppm 16. Se conoce que el hidróxido de sodio, NaOH (40.0 g/mol) es muy higroscópico, por lo que no se utiliza como patrón primario. Se pesan 6.20 g de esta base y se disuelven en 250 mL de agua. Una alícuota de 25.0 mL de esta solución necesitó 23.8 mL de HCl 0.612 M para alcanzar el punto final usando fenolftaleína como indicador. Calcule el porcentaje de agua en la muestra de NaOH original. La reacción es: NaOH + HCl  NaCl + H2O R = 5.97% 17. Una muestra de ácido débil monoprótico que pesa 1.25 g se disuelve en 50.0 mL de agua. En la titulación de la muestra se necesitaron 41.20 mL de NaOH 0.0900 M para alcanzar el punto final. En el curso de la misma se observa que en el momento de añadir 8.24 mL de NaOH el pH tiene un valor de 4.30. Calcular: a) Peso molecular del ácido, b) Su constante de acidez y c) El pH del punto de equivalencia de la valoración. R = 337 g/mol; 1.25 x 105; pH = 8.76 18. Se burbujeó una muestra de 3.00 L de aire urbano en una solución que contenía 50.0 mL de Ba(OH)2 0.0116 M, con lo cual el CO2 precipitó como BaCO3. El exceso de base se tituló por retroceso hasta el punto final con fenolftaleína, lo que consumió 23.6 mL de HCl 0.0108 M. Calcular las partes por millón de CO2 (44.01 g/mol) en el aire: utilizar como densidad del aire, 1.98 g/mL. R = 3.35 ppm de CO2


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19. En la titulación de cinco alícuotas de 50.00 mL de una solución de HCl se necesitaron 29.71, 29.75, 29.60, 29.68 y 29.55 mL de Ba(OH)2 0.01963 M para alcanzar el punto final, usando como indicador verde de bromocresol. Calcular: a) la molaridad promedio del HCl b) la desviación estándar de este resultado c) los límites de confianza al 95%, si s es un buen estimado de  (z = 1.96). R = 0.02329 M (promedio); 6.6 x 105 M (desviación estándar) y 5.7 x 105 M (intervalo de confianza) 20. En un recipiente adecuado se pesan 9.022 g de un ácido sulfúrico concentrado de densidad 1.795 g/mL. El ácido se diluye con agua y lleva a un volumen de 200.0 mL. Para conocer la concentración se toman tres alícuotas de 25.00 mL de esta disolución y se titulan con NaOH 0.9390 M. Los volúmenes gastados fueron 21.30; 21.25 y 21.10 mL respectivamente. H2SO4(ac) + 2NaOH(ac)  Na2SO4(ac) + 2H2O(l ) a) Calcular la concentración del ácido sulfúrico concentrado en porcentaje en masa. R = 86.56% (promedio) b) Calcular la molaridad del ácido sulfúrico concentrado. R = 15.86 M (promedio) c) En ambos casos reportar los valores del promedio de la concentración obtenida, con su intervalo de confianza, calculado para un 95 % de confianza (z = 1.96). R = a) 86.56  0.49% y b) 15.86  0.09% 21. Se requieren 27.63 mL de una disolución de hidróxido de sodio 0.09381 M para alcanzar el punto equivalente de la titulación de 100.00 mL de una disolución de un ácido monoprótico muy débil. El valor de pH alcanzado en este punto fue 10.99. Calcule el pKa de dicho ácido. R = 9.67

B. Curvas de titulación de ácidos y bases fuertes y débiles 22. Una alícuota de 50.00 mL de HCl 0.05000 M se titula con NaOH 0.1000 M. Calcular el pH de la solución después de la adición de 0.00, 5.00, 10.00, 15.00, 20.00, 24.00, 25.00, 26.00, 30.00 y 40.00 mL de base y elabore una curva de titulación con los resultados. 23. Una alícuota de 50.00 mL de NaOH 0.1000 M se titula con HCl 0.1000 M. Calcular el pH de la solución después de la adición de 0.00, 10.00, 25.00, 40.00, 45.00, 49.00, 50.00, 51.00, 55.00 y 60.00 mL de ácido y elabore una curva de titulación con los resultados. R = 13.00; 12.82; 12.52; 12.05; 11.72; 11.00; 7.00; 3.00; 2.32; 2.04 24. Calcular el pH tras la adición de 0.00, 5.00, 10.00, 15.00, 20.00, 24.00, 25.00, 26.00, 30.00, 40.00 y 50.00 mL de KOH 0.2000 M en la titulación de 50.00 mL de HClO 4 0.1000 M y generar una curva de titulación con los resultados obtenidos.


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25. Calcular el pH después de la adición de 0.00, 5.00, 15.00, 25.00, 40.00, 45.00, 49.00, 50.00, 51.00, 55.00 y 60.00 mL de NaOH 0.1000 M en la titulación de 50.00 mL de a) ácido nitroso 0.1000 M ( Ka = 7.1 x 104) y b) ácido láctico 0.1000 M ( Ka = 1.38 x 104). R = a) 2.09; 2.38; 2.82; 3.17; 3.76; 4.11; 4.85; 7.92; 11.00; 11.68; 11.96 26. Calcular el pH después de la adición de 0.00, 5.00, 15.00, 25.00, 40.00, 45.00, 49.00, 50.00, 51.00, 55.00 y 60.00 mL de HCl 0.1000 M en la titulación de 50.00 mL de amoniaco 0.1000 M ( Kb = 1.75 x 105). R = 11.12; 10.20; 9.61; 9.24; 8.64; 8.29; 7.55; 5.27; 3.00; 2.32; 2.04 27. Calcular el pH después de la adición de 0.00, 5.00, 15.00, 25.00, 40.00, 45.00, 49.00, 50.00, 51.00, 55.00 y 60.00 mL de HCl 0.1000 M en la titulación de 50.00 mL de cianuro de sodio 0.1000 M ( Ka = 6.2 x 1010). 28. Calcular el pH después de la adición de 0.00, 5.00, 15.00, 25.00, 40.00, 45.00, 49.00, 50.00, 51.00, 55.00 y 60.00 mL de reactivo en la titulación de 50.00 mL de ácido cloroacético 0.01000 M con NaOH 0.01000 M ( Ka = 1.36 x 103). 29. Calcular el pH después de la adición de 0.00, 5.00, 15.00, 25.00, 40.00, 45.00, 49.00, 50.00, 51.00, 55.00 y 60.00 mL de reactivo en la titulación de ácido hipocloroso 0.1000 M con NaOH 0.1000 M ( Ka = 3.0 x 108). R = 4.26; 6.57; 7.15; 7.52; 8.12; 9.21; 10.11; 11.00; 11.68; 11.96 30. Calcular el pH después de la adición de 0.00, 5.00, 15.00, 25.00, 40.00, 45.00, 49.00, 50.00, 51.00, 55.00 y 60.00 mL de reactivo en la titulación de 50.00 mL de hidroxilamina 0.1000 M con HCl 0.1000 M ( Kb = 9.1 x 109). 31. Calcular el pH después de la adición de a) 0.00, b) 15.00, c) 40.00, d) 50.00 y e) 55.00 mL de HCl 0.1000 M en la titulación de una alícuota de 50.00 mL de cianuro de sodio, NaCN, 0.1000 M. Datos: Ka (HCN) = 6.2 x 1010. R = a) 11.10; b) 9.58; c) 8.60; d) 5.25 y e) 2.32 32. En una titulación de 50.00 mL de ácido fórmico 0.05000 M con KOH 0.1000 M, el error de titulación debe ser menor de 0.05 mL ( 0.05 mL). ¿Qué indicador se debe seleccionar para lograr esto? Ka (HCOOH) = 1.80 x 104. Indicadores ácido-base: (Rango de viraje) Anaranjado de metilo 3.1-4.4 Verde de bromocresol 3.8-5.4 Rojo de metilo 4.2-6.3 Púrpura de bromocresol 5.2-6.8 Azul de bromotimol 6.2-7.6 Rojo fenol 6.8-8.4 Púrpura de cresol 7.6-9.2 Fenolftaleína 8.3-10.0 R = Púrpura de cresol


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33. Calcule el valor de pH de 50.00 mL de una disolución de ácido nitroso 0.100 M después de agregar 0.00, 25.00, 50.00 y 55.00 mL de hidróxido de sodio 0.100 M. Datos: Ka = 7.1 x 104 R = 2.09; 3.15; 7.92; 11.68


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Guía Nº 5: Volumetrías ácido-base (III). Titulaciones de ácidos y bases polifuncionales. Curvas de titulación A. pH: Ácidos y bases polifuncionales 1. Calcular el pH de una disolución de ácido sulfúrico, H2SO4 0.010 M, considerándolo como: a) Un ácido dibásico fuerte, b) Un ácido moderadamente fuerte en la segunda disociación del protón y c) Calcular el error que se comete al calcular el pH de un ácido sulfúrico 0.020 M como consecuencia de suponer que es un ácido fuerte. Datos: K a2 = 1.2 x 102 R = a) 1.70; b) 1.78; c) 14% 2. Calcular el pH de distintas disoluciones de ácido bórico, H3BO3, de concentraciones: a) 0.010 M y b) 1.0 x 104 M. Datos: K a1 = 5.8 x 1010, K a2 = 1.8 x 1013, K a3 = 1.6 x 1014 R = a) 5.62; b) 6.62 3. Calcular el pH y las concentraciones de [H2CO3], [HCO3] y [CO32] en una disolución 0.010 M de ácido carbónico, H2CO3. Datos: K a1 = 4.2 x 107, K a2 = 4.8 x 1011 R = pH = 4.19, [H2CO3] = 0.010 M, [HCO3] = [H+] = 6.5 x 105 M y [CO32] = 4.8 x 1011 4. Describir la preparación de 5.000 L de Na2CO3 0.1000 M (105.99 g/mol) a partir del patrón primario sólido, y calcule el pH de la solución. Datos H2CO3: K a1 = 4.2 x 107, K a2 = 4.8 x 1011 R = Se pesan 53.00 g de Na2CO3; pH = 11.65 5. Calcular el pH y las concentraciones de las distintas especies en equilibrio en una disolución 0.010 M de H2S. Datos: K a1 = 1.0 x 107, K a2 = 1.0 x 1013 R = pH = 4.50, [H2S] = 0.010 M, [HS] = [H+] = 3.2 x 105 M y [S2] = 1.0 x 1013 M 6. a) Describir la preparación de 750 mL de 6.00 M H3PO4 (98.0 g/mol) a partir del reactivo comercial que contiene 85.0% (p/p) y su densidad es 1.69 g/mL. b) Esta solución se diluyo hasta llegar a una concentración de 0.0200 M, sabiendo que K a1 = 7.5 x 103, K a2 = 6.2 x 108, K a3 = 4.4 x 1013. Calcule el pH y las concentraciones de las distintas especies en equilibrio. R = a) Disolver 307 mL de H3PO4 en agua y diluir a 750 mL con agua. b) pH = 2.04; [H3PO4] = 0.0109 M; [H2PO4] = [H+] = 9.06 x 103 M; [HPO42] = 6.2 x 108 M; [PO43] = 3.0 x 1018 M 7. Se mezclan 50 mL de carbonato de sodio 0.020 M y 100 mL de acido sulfúrico 0.010 M. Calcular: a) el pH de la solución resultante; y b) determinar la concentración de cada una de las especies presentes en la disolución. Datos: H2CO3: p Ka1 = 6.36, p Ka2 = 10.33 R = a) pH = 4.27; b) [HCO3] = 5.4 x 105 M, [CO32] = 4.7 x 1011 M, [H2CO3] = 6.7 x 103 M, [SO42] = 6.7 x 103 M, [Na+] = 0.013 M


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8. a) ¿Cuál es la normalidad del ácido fosfórico, H3PO4 (98.0 g/mol) cuya etiqueta señala que tiene 35.0% en peso y su densidad es 1.38 g/mL? b) De esta solución se toman 0.10 mL y se lleva a 1.0 L, calcule la concentración de protones y el pH de esta nueva solución de acido fosfórico. Datos: H3PO4: K a1 = 7.5 x 103, K a2 = 6.2 x 108, K a3 = 4.4 x 1013 R = a) 14.8 N; b) [H+] = 4.63 x 104 M, pH = 3.33 9. El ácido cítrico es un ácido tribásico, H3C6H5O7, cuyos pKa son: pK 1 = 2.13, pK 2 = 4.77 y pK 3 = 6.40. Calcular las concentraciones de protones y de los aniones monobásico, dibásico y tribásico en una disolución de ácido cítrico 0.010 M. R = [H+] = [H2C] = 5.6 x 103 M; [HC2] = 1.7 x 105 M; [C3] = 1.2 x 109 M 10. El fosfato trisódico, Na3PO4 (163.94 g/mol), está disponible en las ferreterías como FTS y se usa como agente limpiador. El rótulo de una caja de FTS advierte que la sustancia es muy cáustica. ¿Cuál es el pH de una solución que contiene 5.0 g de FTS en un litro de solución? Datos: K a (H3PO4): K a1 = 7.5 x 103; K a2 = 6.2 x 108 y K a3 = 4.2 x 1013. R = 12.24 11. Calcular el pH de una solución de carbonato de sodio, Na2CO3, 0.0400 M. Datos: Ka (H2CO3) = K a1 = 1.5 x 104 y K a2 = 4.69 x 1011. R = 11.45 12. Calcular el pH de una disolución de hidrógeno carbonato de sodio, NaHCO3 0.10 M. Datos: K a1 = 4.2 x 107, K a2 = 4.8 x 1011. R = 8.35 13. Calcular el pH de una disolución dihidrógeno fosfato de sodio, NaH2PO4 0.050 M. Datos: K a1 = 7.5 x 103, K a2 = 6.2 x 108, K a3 = 4.4 x 1013. R = 4.67 14. Calcular el pH de una disolución de sulfito ácido de potasio, KHSO 3 0.072 M. Datos: K a1 = 1.7 x 102, K a2 = 6.2 x 108. R = 4.49 15. Calcular el pH de una disolución 0.020 M de la sal hidrógeno fosfato de sodio, Na2HPO4. Datos: K a1 = 7.5 x 103, K a2 = 6.2 x 108, K a3 = 4.4 x 1013. R = 9.78 16. Calcular la concentración de protones de una disolución 1.00 x 102 M de Na2HPO4. Datos: H3PO4 ( Ka1 = 7.50 x 10-3 ; Ka2 = 6.20 .10-8 ; Ka3 = 4.40 x 10-13 ). R = 1.65 x 10-10 M 17. Calcule el pH y la concentración de aniones A2 de una disolución de H2A 0.050 M. Datos: Ka1 = 1.0 x 10-7; Ka2 = 1.2 x 10-13. R = pH = 4.15; [A2] = 1.2 x 10-13 M


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18. ¿Cuántos gramos de ácido oxálico, H2C2O4.2H2O (126.07 g/mol), se requieren para preparar 300.0 mL de una disolución 0.04000 N del ácido? Calcule el pH de la solución. Datos p Ka1 = 1.252, p Ka2 = 7.266 R = 0.7564 g; pH = 1.81 19. Calcular el pH de una solución que se hace de modo que contenga las siguientes concentraciones analíticas: Datos: (H3AsO4): K a1 = 5.8 x 103; K a2 = 1.1 x 107 y K a3 = 3.2 x 1012 ; (H2CO3): K a1 = 1.5 x 104 y K a2 = 4.69 x 1011; (H 3PO4): K a1 = 7.11 x 103; K a2 = 6.32 x 108 y K a3 = 4.5 x 1013. a) 0.0500 M en H3AsO4 y 0.0200 M en NaH2AsO4. R = 2.07 b) 0.0300 M en NaH2AsO4 y 0.0500 M en Na2HAsO4. R = 7.18 c) 0.0600 M en Na2CO3 y 0.0300 M en NaHCO3. R = 10.63 d) 0.0400 M en H3PO4 y 0.0200 M en NaH2PO4. R = 2.09 20. Calcular el pH de una solución que es 0.0400 M en: a) H3PO4 R = 1.86 b) H2S R = 4.21 c) NaH2PO4 R = 4.71 d) NaHS R = 9.80 e) Na3PO4 R = 12.32 f) Na2HPO3 R = 9.70 g) Na2S R = 12.58 Datos: (H3PO4): K a1 = 7.11 x 103; K a2 = 6.32 x 108 y K a3 = 4.5 x 1013; (H2S): K a1 = 9.6 x 108 y K a2 = 1.3 x 1014.

B. Curvas de titulación de ácidos y bases polifuncionales 21. Sugerir un indicador adecuado para una titulación basada en las siguientes reacciones; utilizar una concentración de 0.05 M si fuera necesaria una concentración en el punto de equivalencia. a) H2CO3 + NaOH  NaHCO3 + H2O R = púrpura de cresol b) H2T + 2NaOH  Na2T + 2H2O (H2T = acido tartárico) R = púrpura de cresol


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c) NH2C2H4 NH2 + 2HCl  ClNH3C2H4 NH3Cl = verde de bromocresol R = d) H2SO3 + 2NaOH  Na2SO3 + 2H2O = fenolftaleína R = 22. Se tiene un ácido diprótico H2A con pK a1 a1 = 4.6 y pK a2 a2 = 9.2. Para titular 10 mL de una disolución 0.10 M de dicho ácido se emplea hidróxido de potasio 0.50 M. a) ¿Qué volumen de KOH se necesita para titular hasta el primer punto de equivalencia? = 2.0 mL R = b) ¿Qué volumen de KOH se necesita para titular hasta el segundo punto de equivalencia? = 4.0 mL R = c) Calcule el valor de pH para los siguientes volúmenes de KOH agregados: 0.0, 1.0, 2.0, 3.0, 4.0 y 5.0 = 2.8; 4.6; 6.9; 9.2; 11.0 y 12.5 R = d. Si tanto el ácido H2A como el titulante KOH se diluyen 10 veces, los volúmenes empleados en la titulación son iguales pero algunos valores de pH cambian. Calcule los mismos para los siguientes volúmenes de KOH (0.05 M) en la titulación de 10 mL de H2A 0.01 M: 0.0, 1.0, 2.0, 3.0, 4.0 y 5.0 = 3.3; 4.6; 6.9; 9.2; 10.5 y 11.5 R = 23. Obtener una curva para la titulación de 50.00 mL de una solución 0.1000 M del compuesto A con 0.2000 M del compuesto B de la lista siguiente. Para cada titulación, calcular el pH tras la adición de 0.00, 12.50, 20.00, 24.00, 25.00, 26.00, 37.50, 45.00, 49.00, 50.00, 51.00, y 60.00 mL del compuesto B: A B a) Na2CO3 HCl b) etilendiamina, H2 NC2H4 NH2 HCl c) H2SO3 NaOH d) H3PO3 NaOH 4  11; K (H Datos: K (H (H2CO3): K a1 (H3+ NC2H4 NH3+): K a1 a1 = 1.5 x 10 y K a2 a2 = 4.69 x 10 a1 = 1.42 x 10 ; K (H 2 8 (H PO ): K = 107 y K a2 (H2SO3): K a1 3 3 a2 = 1.18 x 10 a1 = 1.23 x 10 y K a2 a2 = 6.6 x 10 ; K (H a1 a1 3 8 13    7.11 x 10 ; K a2 . a2 = 6.32 x 10 y K a3 a3 = 4.5 x 10 24. Obtener la curva de titulación después de calcular el pH tras la adición de 0.00, 12.50, 20.00, 24.00, 25.00, 26.00, 37.50, 45.00, 49.00, 50.00, 51.00, y 60.00 mL de NaOH 0.2000 M a 50.00 mL de una solución de ácido crómico, H2CrO4 0.1000 M. Datos: K (H2CrO4): 1 7 K a1 a1 = 1.8 x 10 y K a2 a2 = 3.0 x 10 . 4 25. Se valoran 70.00 mL de un ácido triprótico, H3A 0.100 M ( K K a1 a1 = 1.5 x 10 ; K a2 a2 = 1.0 x 7 11   10 y K a3 ) con NaOH 0.0700 M. Calcular el pH: a3 = 1.0 x 10 a) antes de agregar el NaOH = 2.42 R = b) al agregar 75.00 mL de NaOH = 4.30 R = c) al agregar 200.00 mL de NaOH = 8.99 R =


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d) al agregar 350.00 mL de NaOH = 11.92 R = 26. Calcular el pH después de la adición de a) 0.00, b) 5.00, c) 25.00, d) 25.50, e) 50.00 y f) 50.01 mL de NaOH 0.1000 M a 25.00 mL de ácido maleico, H2C4H2O4, 0.1000 M. Datos: 2 7 K a1 a1 = 1.3 x 10 y K a2 a2 = 5.9 x 10 = a) 1.52, b) 1.74, c) 4.11, d) 4.54, e) 9.38 y f) 11.12 R = 27. El ácido arsénico, H3AsO4, es un ácido débil triprótico y sus constantes ácidas de 3 7 12. disociación a 25ºC son las siguientes: K a1 a1 = 5.8 x 10 ; K a2 a2 = 1.1 x 10 y K a3 a3 = 3.2 x 10 Calcular el pH correspondiente cuando se titulan 75.00 mL de ácido arsénico 0.1500 M con NaOH 0.07500 M: a) antes de agregar el NaOH = 1.57 R = b) Después de agregar 150.00 mL de NaOH = 4.62 R = c) Después de agregar 325.00 mL de NaOH = 10.80 R = d) Después de agregar 500.00 mL de NaOH = 11.81 R = 28. El ácido fosfórico, H3PO4, es un ácido débil triprótico y sus constantes ácidas de 3 8 y K = 4.5 x disociación a 25ºC son las siguientes: K a1 a1 = 7.11 x 10 ; K a2 a2 = 6.32 x 10 a3 a3 13  10 . Calcular el pH correspondiente cuando se titulan 75.00 mL de ácido fosfórico 0.1500 M con NaOH 0.07500 M: a) Antes de agregar el NaOH = 1.53 R = b) Después de agregar 150.00 mL de NaOH = 4.68 R = c) Después de agregar 230.00 mL de NaOH = 7.26 R = d) Después de agregar 300.00 mL de NaOH = 9.75 R = e) Después de agregar 475.00 mL de NaOH = 11.53 R = 29. El ácido oxálico, H2C2O4, es un ácido débil diprótico y sus constantes ácidas de 2 8 disociación a 25ºC son las siguientes: K a1 a1 = 5.60 x 10 y K a2 a2 = 5.42 x 10 . Calcular el pH correspondiente cuando se titulan 75.00 mL de ácido oxálico 0.1500 M con NaOH 0.07500 M: a) Antes de añadir el NaOH = 1.17 R = b) Después de agregar 60.00 mL de NaOH = 1.61 R = c) Después de agregar 150.00 mL de NaOH = 4.26 R =


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d) Después de agregar 300.00 mL de NaOH = 9.87 R = e) Después de agregar 360.00 mL de NaOH = 12.01 R = 30. El ácido carbónico, H2CO3, es un ácido débil diprótico y sus constantes ácidas de 4 11. Calcular el pH disociación a 25ºC son las siguientes: K a1 a1 = 1.5 x 10 y K a2 a2 = 4.69 x 10 correspondiente cuando se titulan 70.00 mL de ácido carbónico 0.100 M con NaOH 0.0700 M: a) al agregar 75.00 mL de NaOH = 4.30 R = b) al agregar 100.00 mL de NaOH = 7.08 R = c) al agregar 200.00 mL de NaOH = 11.37 R = d) al agregar 275.00 mL de NaOH = 12.18 R = 31. El fosfato trisódico, Na3PO4, está disponible en las ferreterías como FTS y se usa como agente limpiador. El rótulo de una caja de FTS advierte que la sustancia es muy cáustica. Calcular el pH correspondiente cuando se titulan 75.00 mL de esta base de concentración 0.150 M, tras la adición de 0.00, 100.00, 150.00, 200.00, 300.00 y 500.00 mL de HCl 3 8 13. 0.0750 M. Datos: K a (H3PO4): K a1 a1 = 7.5 x 10 ; K a2 a2 = 6.2 x 10 y K a3 a3 = 4.2 x 10


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Guía Nº 6: Volumetrías de complejación A. Constantes de formación de complejos, K f 1. El complejo ML, formado por un ión metálico M y un ligando L, tiene una constante de formación de 4.0 x 108. ¿Cuál es la concentración del ión metálico libre, en una disolución 1.0 x 102 M del complejo? R = 5.0 x 106 M 2. Se mezclan 0.010 moles de una disolución de Fe(III) con 0.100 moles de otra de SCN y se lleva a un volumen de 1.00 L. Se forma el complejo Fe(SCN)2+ de color rojo. Calcular las concentraciones de [Fe3+], [SCN] y [Fe(SCN)2+] después de la reacción. Datos: K f [Fe(SCN)2+] = 1 x 103. R = [Fe3+] = 1.1 x 104 M, [SCN] = 0.090 M y [Fe(SCN)2+] = 0.010 M 3. Se disuelven 1.50 moles de NaCN y 0.100 moles de AgNO3 en agua y se lleva el volumen a 1.00 L. Suponiendo que sólo se forma el complejo Ag(CN)2, calcular las concentraciones de las especies siguientes: [Ag+], [CN] y [Ag(CN)2]. Datos: K f [Ag(CN)2] = 1 x 1021. R = [Ag+] = 5.9 x 1023, [CN] = 1.30 M y [Ag(CN)2] = 0.100 M 4. ¿Cuántos gramos de NaCN (49.007 g/mol) deberían añadirse a 1.00 L de disolución 0.0020 M en iones Ag+ a fin de que la concentración final de dichos iones sea 1016 M? Datos: K d[Ag(CN)2] = 1.8 x 1019. R = 0.29 g 5. ¿Cuáles serán las concentraciones de iones Ag+ y NH3 en una disolución 0.010 M de la sal [Ag(NH3)2]Cl, suponiendo que sólo se forma el complejo Ag(NH3)2+? Datos: K f [Ag(NH3)2+] = 1.6 x 108. R = [Ag+] = 2.5 x 104 M y [NH3] = 5.0 x 104 M 6. ¿Qué cantidad de amoniaco, en moles, se debe añadir a 1.00 L de una solución 0.0100 M de Hg(NO3)2 para que la concentración de Hg2+ se reduzca a 1.0 x 1013 una vez alcanzado el equilibrio. Suponer que la adición no implica aumento de volumen. Datos: K f [Hg(NH3)42+] = 2.5 x 1019 R = 0.048 moles 7. Cuando se añade 0.100 moles de cloruro de zinc a 1.00 litro de NH3 6.00 M la concentración final de zinc resulta ser 3.50 x 1014. Si sólo se forma el complejo Zn(NH3)42+, calcular el valor de la constante de formación de este complejo. R = 2.9 x 109 8. Se prepara una disolución disolviendo 0.023 moles de AgNO3 en 1 litro de NH3 2.0 M. La concentración de Ag+ libre es de 3.7 x 105 mg/L. Calcular la constante de formación del complejo Ag(NH3)2+. Datos: Ag (107.87 g/mol)


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R = 1.7 x 107 9. Una disolución contiene en 100 mL 0.0020 moles de cloruro de cadmio y 0.20 moles de amoniaco. Si se forma únicamente el complejo [Cd(NH3)42+], ¿cuál será la concentración de iones cadmio? Datos: K f [Cd(NH3)42+] = 5.9 x 106 R = 2.5 x 1010 M 10. Los iones cianuro son mortales para los seres humanos a concentraciones superiores a 2.4 x 103 M. ¿Qué concentración de iones ferrocianuro, Fe(CN)64, sería necesaria para envenenar a una persona? Datos: K f [Fe(CN)64] = 1.0 x 1035. R = 7.6 x 1015 11. Los iones plata (I) forman con la trietilentetramina (trien) un complejo 1:1 estable, [Ag(trien)]. Calcular la concentración de iones plata (I) en equilibrio cuando se añaden 20.00 mL de nitrato de plata 0.0250 M a 40.00 mL de trien 0.030 M. Datos: K f [Ag(trien)] = 5.0 x 107 R = 1.42 x 108 M 12. Calcular la concentración molar de Y4 en una solución 0.0200 M de EDTA amortiguada a un pH = 10.00. (Datos: 4 = 0.35) R = 7.00 x 103 M 13. Calcular la concentración en equilibrio de Ni2+ en una solución que tiene una concentración analítica de NiY2 de 0.0150 M a pH a) 3.00 (4 = 2.5 x 1011) y b) 8.00 (4 = 5.39 x 103) (Datos: K NiY = 4.2 x 1018) R = a) 1.20 x 105 M y b) 8.15 x 1010 M 14. Calcular la concentración de Ni2+ en una solución que se preparó mezclando 50.0 mL de Ni2+ 0.0300 M con 50.0 mL de EDTA 0.0500 M. La mezcla se ajustó a pH = 3.00 ( 4 = 2.5 x 1011) con un amortiguador. (Datos: K NiY = 4.2 x 1018) R = 1.43 x 108 M

B. Titulaciones con formación de complejos 15. Se preparó una solución disolviendo alrededor de 3.0 g de Na2H2Y.2H2O en aproximadamente 1 L de agua y se valoró con alícuotas de 50.00 mL de Mg2+ 0.004517 M. La titulación requirió un volumen promedio de 32.22 mL. Calcular la concentración molar de EDTA. R = 7.010 x 103 M 16. Calcular el volumen de solución de EDTA 0.0500 M necesario para titular: a) 26.37 mL de Mg(NO3)2 0.0741 M; b) El Ca en 0.4397 g de una muestra mineral que contiene 81.4% de brushita, CaHPO4.2H2O (172.09 g/mol) y c) El Ca y Mg en una muestra de 0.1557 g que contiene 92.5% de dolomita, CaCO3.MgCO3 (184.4 g/mol). R = a) 39.08 mL; b) 41.59 mL y c) 31.24 mL


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17. La materia orgánica contenida en una muestra de 3.776 g de un ungüento de mercurio se descompone con HNO3. Después de diluir, el Hg2+ se titula con 21.30 mL de una solución 0.1144 M de NH4SCN. Calcular el porcentaje de Hg (200.59 g/mol) en el ungüento. Esta titulación lleva a la formación de un complejo neutro estable, Hg(SCN)2. R = 6.472% 18. La tiourea contenida en una muestra de 1.455 g de un material orgánico se extrajo con una solución diluida de ácido sulfúrico. Posteriormente, se tituló con 37.31 mL de Hg2+ 0.009372 M mediante la siguiente reacción: 4(NH2)2CS + Hg2+  [(NH2)2CS]4Hg2+. Calcular el porcentaje de (NH2)2CS (76.12 g/mol) en la muestra. R = 7.317% 19. 50.00 mL de una disolución que contiene Ni2+ y Pb2+ consumió 42.86 mL de disolución de EDTA 0.02026 M en la valoración de ambos iones. Una segunda muestra de 50.00 mL se valoró en medio amoniacal con KCN 0.05189 M consumiéndose 25.80 mL de esta disolución. La reacción es: 4 CN + Ni(NH3)42+  Ni(CN)42 + 4 NH3. Calcular las molaridades de los iones Pb2+ y Ni2+ en la muestra. R = Ni2+ 6.67 x 103 M; Pb2+ 1.07x 102 M 20. Una muestra de 6.875 g de un producto para plantas interiores, que contiene Fe (III), se diluyó a 100 mL en un matraz aforado. Calcular el porcentaje de Fe (55.847 g/mol) en la muestra, si una alícuota de 45.0 mL necesitó 15.0 mL de disolución de EDTA. El EDTA se estandarizó frente a 25.0 mL de disolución de Al (III) 0.0581 M consumiéndose 40.3 mL de esta disolución. R = 0.98% 21. El sulfato contenido en una muestra 500 mL de agua potable, se precipitó como sulfato de bario mediante tratamiento con una disolución que contenía el complejo de bario con EDTA, según la reacción: SO42 + BaY2  BaSO4( s) + Y4. El EDTA del filtrado y lavado reunidos consumió 31.8 mL de disolución de Mg2+ 0.02644 M. Expresar los resultados en ppm de sulfato (96.0 g/mol) en la muestra. R = 161 ppm 22. El Zn presente en una muestra de 0.7556 g de talco para pies se tituló con 21.27 mL de EDTA 0.01645 M. Calcular el % de Zn (65.39 g/mol) en la muestra. R = 3.028% 23. La chapa de cromo de una superficie que mide 3.00 x 4.00 cm se disolvió en HCl. Después de ajustar al pH adecuado se añadieron 15.00 mL de EDTA 0.01768 M. El exceso de reactivo consumió 4.30 mL de Cu2+ 0.008120 M en una retrotitulación. Calcular el peso promedio de Cr (51.996 g/mol) por cm2 de superficie. R = 0.998 mg Cr/cm2


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24. El Tl contenido en una muestra de 9.76 g de un raticida se oxidó al estado trivalente y se trató con un exceso no medido de solución de Mg/EDTA. La reacción es: Tl3+ + MgY2  TlY + Mg2+. La titulación del Mg 2+ liberado consumió 13.34 mL de EDTA 0.03560 M. Calcular el % de Tl2SO4 (504.8 g/mol) en la muestra. R = 1.228% 25. Se preparó una solución de EDTA disolviendo 4 g de sal disódica en aprox. 1 L de agua. Se gastó un volumen promedio de 42.35 mL de esta solución para titular alícuotas de 50.00 mL de una solución patrón que contenía 0.7682 g de MgCO3 por litro. La titulación de una muestra de 25.00 mL de agua mineral a pH = 10 consumió 18.81 mL de la solución de EDTA. Otra alícuota de 50.00 mL de agua mineral se trató con una base fuerte para precipitar el Mg como Mg(OH)2. La titulación con un indicador específico de calcio necesitó 31.54 mL de la solución de EDTA. Calcular: a) la molaridad de la solución de EDTA. R = 0.01076 M b) las ppm de CaCO3 (100.09 g/mol) en el agua mineral. R = 679.4 ppm c) las ppm de MgCO3 (84.31 g/mol) en el agua mineral. R = 110.3 ppm 26. Una alícuota de 50.00 mL de una solución que contenía Fe (II) al igual que Fe (III) gastó 13.73 mL de EDTA 0.01200 M al titularse a pH = 2.0; al titularse a pH = 6.0 consumió 29.62 mL. Expresar la concentración de la solución en ppm de cada soluto. R = 184.0 ppm Fe(III) y 213.0 ppm Fe(II) 27. Una muestra de orina de 24 horas se diluyó a 2.000 L. La solución se ajustó a pH 10 con un amortiguador. Una alícuota de 10.00 mL de esta solución se tituló con 26.81 mL de EDTA 0.003474 M. El calcio presente en una segunda alícuota de 10.00 mL se precipitó como oxalato de calcio, CaC2O4( s), se disolvió en ácido y se titulo con 11.63 mL de solución de EDTA. Suponiendo que normalmente se encuentran de 15 a 300 mg de magnesio y de 50 a 400 mg de calcio por día, ¿la muestra cae dentro de estos valores? Datos: Mg = 24.305 g/mol; Ca = 40.08 g/mol R = 256.3 mg Mg; 323.2 mg Ca 28. Una muestra de 1.509 g de una aleación de Pb/Cd se disolvió en ácido y se diluyó hasta 250.0 mL exactos en un matraz volumétrico. Una alícuota de 50.00 mL de la solución diluida se llevó a pH 10.0 con un amortiguador de NH3/NH4+; en la titulación conjunta de los dos cationes se gastaron 28.89 mL de EDTA 0.06950 M. Una segunda alícuota de 50.00 mL se llevó a pH 10.0 con un amortiguador de HCN/NaCN que sirvió para enmascarar el Cd2+; la titulación de Pb2+ consumió 11.56 mL de la solución de EDTA. Calcular el porcentaje de Pb (207.2 g/mol) y Cd (112.41 g/mol) en la muestra. R = 55.16% Pb; 44.86% Cd 29. Una muestra de 25.00 mL que contiene Fe3+ y Cu2+ consume 16.06 mL de EDTA 0.05083 M en la valoración de ambos. A 50.00 mL de muestra se le añade NH4F para complejar al Fe3+. Después se reduce el Cu2+ y se enmascara con tiourea. Añadiendo 25.00


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mL de EDTA 0.05083 M se libera el Fe3+ de su complejo con el fluoruro y se forma el complejo con EDTA. El exceso de EDTA consume 19.77 mL de una disolución de Pb2+ 0.01883 M para alcanzar el punto final, usando naranja de xilenol. Hallar la concentración de Cu2+ y Fe3+ en la muestra problema. R = [Cu2+] = 0.01468 M; [Fe3+] = 0.01797 M 30. Una espátula de níquel con una superficie que mide 3.00 x 4.00 cm se disolvió en HCl. Después de ajustar al pH adecuado se añadieron 15.00 mL de EDTA 0.01768 M. El exceso de reactivo consumió 4.30 mL de Cu2+ 0.008120 M en una retrotitulación. Calcular el peso promedio de Ni (58.70 g/mol) por cm2 de superficie. R = 1.13 mg/cm2 31. Una muestra de 0.6004 g de un tubo condensador de Ni/Cu se disolvió en ácido y se diluyó hasta 100.0 mL en un matraz volumétrico. La titulación de ambos cationes en una alícuota de 25.00 mL de esta solución consumió 45.81 mL de EDTA 0.05285 M. Después se añadieron ácido mercaptoacético y NH3; al formarse un complejo de Cu con el ácido, se liberó una cantidad equivalente de EDTA, que necesitó 22.85 mL de Mg 2+ 0.07238 M para su titulación. Calcular los porcentajes de Cu (63.546 g/mol) y Ni (58.70 g/mol) en la aleación. R = 70.02% Cu; 30.00% Ni 32. La loción de calamina, que se emplea para aliviar la irritación de la piel, es una mezcla de óxidos de hierro y zinc. Una muestra seca de 1.022 g de calamina se disolvió y diluyó en ácido hasta 250.0 mL. Una alícuota de 10.00 mL de la solución diluida se mezcló con fluoruro de potasio para enmascarar el hierro; después de ajustar a un pH adecuado, el Zn2+ consumió 38.71 mL de EDTA 0.01294 M. Una segunda alícuota de 50.00 mL, amortiguada adecuadamente, se tituló con 2.40 mL de solución 0.002727 M de ZnY2: Fe3+ + ZnY2  FeY + Zn2+ Calcular los porcentajes de ZnO (81.38 g/mol) y Fe2O3 (159.69 g/mol) en la muestra. R = 99.72 % (ZnO); 0.2557 % (Fe2O3) 33. El cromel es una aleación formada de níquel, hierro y cromo. Una muestra de 0.6472 g se disolvió y diluyó hasta 250.0 mL. Cuando una alícuota de 50.00 mL de solución 0.05182 M de EDTA se mezcló con un volumen igual de muestra diluida, se quelaron los tres iones, necesitándose 5.11 mL de solución de cobre (II) 0.06241 M en una retrotitulación. El cromo de una segunda alícuota de 50.0 mL se enmascaró con la adición de hexametilentetramina; la titulación de Fe y Ni necesitó 36.28 mL de EDTA 0.05182 M. El hierro y el cromo se enmascararon con pirofosfato en una tercera alícuota de 50.0 mL y la titulación de níquel consumió 25.91 mL de solución de EDTA. Calcular los porcentajes de níquel (58.70 g/mol), cromo (51.996 g/mol) así como hierro (55.847 g/mol) en la aleación. R = 15.75% Cr; 60.89% Ni; 23.18% Fe 34. Con el objetivo de verificar la cantidad de calcio presente en un suplemento nutricional, una tableta de este producto se disuelve en 100 mL de agua. Una alícuota de 10.0 mL de esta solución consumió 15.95 mL de EDTA 0.0501 M para alcanzar el punto final, usando


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negro de eriocromo T como indicador. Indique si una tableta del suplemento nutricional cumple con la ingesta diaria de calcio establecida en 600 – 1200 mg de Ca2+ al día. R = No, 1 tableta = 320 mg Ca2+ 35. Una muestra contiene CaCO3, ZnO y materia inerte. Se pesan 2.500 g de la muestra, se disuelven en H2SO4 diluido, se neutraliza la disolución con amoniaco, se añade una disolución amortiguadora de amoniaco-cloruro de amonio y se enrasa a 250 mL. Una alícuota de 25.0 mL de esta disolución consume 21.5 mL de EDTA 0.0500 M cuando se utiliza negro de eriocromo T como indicador. A otra alícuota de 25.0 mL se añade KCN, y en este caso solamente se consumen 16.2 mL de EDTA (tenga en cuenta que la adición del ligando KCN enmascara la valoración de cinc). Calcular el porcentaje de Zn (65.37 g/mo) y de Ca (40.1 g/mol) en la muestra. R = 12.99% Ca; 6.93% Zn 36. Una cáscara de huevo se trató con NaOH para eliminar la membrana, se secó y pesó 5.131 g de muestra. La cáscara se disolvió en 25.0 mL de HCl 6 M y se diluyó a 250 mL en un matraz volumétrico. Una alícuota de 10.0 ml se llevó a pH 10 con una disolución reguladora y se valoró con EDTA 0.04916 M. Si se necesitaron 40.78 mL para alcanzar el punto final del indicador, calcular el porcentaje de CaCO3 (100.0 g/mol) en la cáscara de huevo. R = 97.67% 37. La concentración de calcio (40.1 g/mol)) en el suero sanguíneo se suele expresar en mg por cada 100 mL de suero, encontrándose los límites normales entre 9.0 y 11.0 mg/100mL. Una muestra de 1.00 mL de suero requiere 2.85 mL de EDTA 1.56 x 103 M para su valoración, usando murexida como indicador, a pH 12. Calcular la concentración de calcio e indicar si está dentro de los límites normales. R = 17.83 mg/100ml; No 38. El ión cianuro, CN (26.0 g/mol), puede determinarse indirectamente por valoración con EDTA. En una determinación de cianuro, 12.7 mL de la disolución se tratan con 25.0 mL de disolución patrón de níquel, formándose el complejo Ni(CN)42 según la siguiente reacción: 4CN + Ni2+  Ni(CN)42. La valoración del exceso de Ni2+ precisó 10.1 mL de disolución de EDTA 0.0130 M. En otro experimento se requieren 39.3 mL de EDTA 0.0130 M para valorar 30.0 mL de la disolución patrón de níquel. Calcule la molaridad del cianuro en los 12.7 mL de la muestra problema. R = 0.0927 M 39. El ión fosfato, PO43 (94.97 g/mol), puede determinarse añadiendo una disolución estándar de Bi (III) para que precipite como fosfato de bismuto y valorando a continuación el exceso de Bi con EDTA: Bi3+ + PO43  BiPO4( s) y Y4 + Bi3+  BiY. Se quiere determinar el contenido de fosfato de un preparado antiácido, para ello se toma una muestra de 650 mg a la que se añaden 25.0 mL de nitrato de bismuto 0.200 M, posteriormente se valora consumiéndose 19.7 mL de EDTA en la valoración. En la estandarización de 12.0 mL de dicha disolución de EDTA se consumieron 25.0 mL de disolución de Al (III) 0.0480 M. Calcular el porcentaje de fosfatos en el preparado antiácido.


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R = 44.27% 40. 50.0 mL de una disolución que contiene ión níquel (Ni2+) se trata con 25.0 mL de EDTA 0.050 M para complejar todo el Ni2+ y dejar un exceso de EDTA en la disolución. Dicho exceso se titula por retroceso y para ello se requieren 5.00 mL de ión zinc (Zn2+) 0.050 M. ¿Cuál es la concentración de Ni2+ en la disolución original? R = 0.020 M 41. Para titular 50.0 mL de una disolución de 500 mL que contiene 0.450 g de sulfato de magnesio, MgSO4 (120.376 g/mo), se requieren 37.6 mL de una disolución de EDTA. ¿Cuántos miligramos de carbonato de calcio, CaCO3 (100.088 g/mol), reaccionarán con 1.00 mL de la disolución anterior? R = 0.995 mg 42. 1000 mL de muestra problema que contiene ión cobalto (Co2+) e ión níquel (Ni2+) se trata con 25.00 mL de disolución de EDTA 0.03872 M. La valoración por retroceso con una disolución de ión zinc (Zn2+) 0.02127 M a pH 5 precisa 23.54 mL para alcanzar el punto final empleando naranja de xilenol. Una muestra de 2000 mL del mismo problema se pasa a través de una columna de intercambio iónico que retiene al Co2+ más que al Ni2+. Este último se trata con 25.00 mL de disolución de EDTA 0.03872 M y requiere 25.63 mL de disolución de Zn2+ 0.02127 M. El Co2+, que eluye más tarde de la columna, se trata también con 25.00 mL de EDTA 0.03872 M. Calcule el volumen en mL de la disolución de zinc 0.02127 M que se requerirá para retrovalorar el ión cobalto. R = 21.45 mL 43. 50.0 mL de una disolución que contiene Ni+2 y Zn+2 se trata con 25.0 mL de EDTA 0.0452 M a fin de complejar todo el metal en disolución. El exceso de EDTA sin reaccionar requiere 12.4 mL de disolución de Mg+2 0.0123 M para que reaccione completamente. A continuación, se añade un exceso de 2,3-dimercapto-1-propanol para desplazar el EDTA de su complejo con zinc. Se requiere un volumen adicional de 29.2 mL de la misma disolución de Mg+2 para reaccionar con el EDTA liberado. Calcule la molaridad de Ni+2 y Zn +2 en la disolución de partida. R = [Zn2+] = 7.18 mM; [Ni2+] = 12.37 mM

C. Curvas de titulación complejométricas 44. Calcular las constantes condicionales para la formación del complejo de EDTA con Fe2+ a un pH de: a) 6.0; b) 8.0 y c) 10.0. Datos: K MY (Fe2+) = 2.1 x 1014; 4: pH = 6.0 = 2.25 x 105; pH = 8.0 = 5.39 x 103 y pH = 10.0 = 0.35. R = a) 4.6 x 109; b) 1.1 x 1012; c) 7.4 x 1013 45. Construir una curva de titulación para 50.00 mL de Sr 2+ 0.01000 M con EDTA 0.02000 M en una solución amortiguada a pH = 11.0. Calcular los valores de pSr tras la adición de 0.00; 10.00; 24.00; 24.90; 25.00; 25.10; 26.00 y 30.00 mL del titulante. Datos: K SrY = 4.3 x 108; 4: pH = 11.0 = 0.85 R = 2.00; 2.30; 3.57; 4.57; 5.37; 6.16; 7.16; 7.86


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46. Construir una curva de titulación para 50.00 mL de Fe2+ 0.0150 M con EDTA 0.0300 M en una solución amortiguada a pH = 7.0. Calcular los valores de pFe tras la adición de 0.00; 10.00; 24.00; 24.90; 25.00; 25.10; 26.00 y 30.00 mL del titulante. Datos: K FeY = 2.1 x 1014; 4: pH = 7.0 = 4.80 x 104 47. Calcular pGa3+ para los siguientes puntos de la valoración de 50.00 mL de EDTA 0.0400 M con Ga(NO3)3 0.0800 M a pH = 4.00. a) 0.1 b) 5.0 c) 10.0 d) 15.0 e) 20.0 f) 24.0 g) 25.0 h) 26.0 i) 30.0 3+ Trazar un gráfico de pGa frente al volumen del valorante. Datos: K GaY = 2.0 x 1020; 4: pH = 4.00 = 3.61 x 109 48. La constante de formación condicional del complejo CaY2 a pH = 10.0 es 1.8 x 1010. Calcular el pCa en 100 mL de una disolución de Ca2+ 0.100 M a pH = 10.0 después de añadir: a) 0.0 mL de EDTA 0.100 M; b) 50.0 mL de EDTA 0.100 M; c) 100.0 mL de EDTA 0.100 M y d) 150.0 mL de EDTA 0.100 M. R = a) 1.00; b) 1.47; c) 5.78 y d) 9.95 49. Se titulan 50.00 mL de una solución de Fe (III) 0.0100 M con EDTA 0.00500 M a pH = 2.00. ¿Cuál es la concentración de Fe (III) libre en el punto de equivalencia? Datos: K FeY = 1.3 x 1025 y 4 = 3.71 x 1014 R = 8.31 x 108 M 50. Tenemos una disolución de Fe3+ 0.010 M a la que se añade EDTA 0.100 M. ¿Si el pH de la disolución es 2.50, estará muy complejado el Fe3+ ? ¿Qué le ocurrirá al ión Ca2+ 0.010 M con EDTA 0.100 M al mismo pH? Datos: Constante condicional de FeY (pH = 2.50) = 3.98 x 1011; Constante condicional CaY2 (pH = 2.50) = 0.0251 R = 2.79 x 1013 M Fe3+; 9.97 x 103 M Ca2+ 51. La constante de formación para el complejo CaY2 vale 4.90 x 1010. Por otro lado, se sabe que α4 = 0.36 a pH 10. a) Calcule la constante de formación condicional a pH 10 de dicho complejo. R = K ′CaY = 1.76 x 1010 b) Calcule la molaridad de calcio libre en una disolución 0.050 M de Na2[CaY] a pH 10. R = 1.68 x 106 M 52. Considere la titulación de 50.00 mL de EDTA 0.0400 M con Cu(NO 3)2 0.0800 M a pH de 5.0. Calcule el valor de pCu luego de añadir los siguientes volúmenes de Cu(NO3)2: a) 0.00 mL; b) 12.50 mL; c) 24.00 mL; d) 25.00 mL, e) 26.00 mL; f) 27.50 mL y g) 30.00 mL. Datos: K CuY = 6.3 x 1018; 4: pH = 5.0 = 3.54 x 107 53. Trazar un gráfico para la titulación de 25.0 mL de MnSO4 0.0200 M con EDTA 0.0100 M a pH de 8.00. Calcular el valor de pMn luego de añadir los siguientes volúmenes de EDTA: a) 0.00 mL; b) 15.00 mL; c) 50.00 mL y d) 55.00 mL. Datos: log K f MnY2 = 13.89; 4 a pH 8.00 = 4.2 x 103 Departamento de Ciencias Químicas, Facultas de Ciencias Exactas

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Guía Nº 7: Volumetrías de precipitación A. Constante del producto de solubilidad, Kps 1. Escribir las expresiones del producto de solubilidad para: a) AgIO3; b) Ag2SO3; c) Ag3AsO4; d) PbClF; e) CuI; f) PbI2; g) BiI3; h) MgNH4PO4. 2. Calcular la constante del producto de solubilidad para cada una de las siguientes sustancias, las concentraciones molares de sus soluciones saturadas son las que se indican: a) AgVO3 (7.1 x 104 M); b) Pb(IO3)2 (4.3 x 105 M); c) Th(OH)4 (3.3 x 104 M). R = a) Kps = 5.0 x 107; b) Kps = 3.2 x 1013; c) Kps = 1.0 x 1015 3. Las solubilidades en agua de las sales a) cloruro de plata, b) cloruro de plomo (II) y c) oxalato de plata son, expresadas en g/L, respectivamente: 1.92 x 103; 4.422 y 6.26 x 102. Calcular el producto de solubilidad de dichas sales y la concentración de los iones en equilibrio. R = a) Kps = 1.80 x 1010, [Ag+] = [Cl] = 1.34 x 105; b) Kps = 1.61 x 105, [Pb2+] = 1.59 x 102, [Cl] = 3.18 x 102 y c) Kps = 3.50 x 1011 , [Ag+] = 4.12 x 104, [C2O42] = 2.06 x 104 4. ¿Qué masa de Ba(IO3)2 (487 g/mol) se puede disolver en 500.0 mL de agua a 25ºC? Datos: Kps Ba(IO3)2 = 1.57 x 109 R = 0.178 g 5. Calcular la solubilidad molar de Ba(IO3)2 en una solución que es 0.0200 M en Ba(NO3)2. Datos: Kps Ba(IO3)2 = 1.57 x 109 R = 1.40 x 104 M 6. Calcular la solubilidad molar de Ba(IO3)2 en una solución preparada al mezclar 200 mL de Ba(NO3)2 0.0100 M con 100 mL de NaIO3 0.100 M. Datos: Kps Ba(IO3)2 = 1.57 x 109 R = 3.93 x 106 M 7. Si a 1.000 L de una disolución de AgNO3 0.0010 M se añade Na2S hasta que la concentración del ión sulfuro sea 0.010 M. ¿Cuál será la concentración final de iones Ag+? Datos: Kps Ag2S = 6.00 x 1050 R = 2.52 x 1024 M 8. Si a 500 mL de una disolución de nitrato de plomo (II) 0.01 M se añaden 0.500 moles de KCl. ¿Cuáles serán las concentraciones finales de Pb (II) y Cl? Datos: Kps PbCl2 = 1.6 x 105 R = [Pb2+] = 1.67 x 105 M y [Cl] = 0.98 M 9. Se mezclan 200 mL de una disolución de Ba(NO3)2 0.100 M con 100 mL de KF 0.400 M. ¿Cuáles serán las concentraciones de los iones Ba2+ y F en la disolución final? Datos: Kps BaF2 = 1.0 x 106


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R = [Ba2+] = 6.30 x 103 M y [F] = 1.26 x 102 M 10. A 45.0 mL de nitrato de plomo (II) 0.10 M se añaden 15.0 mL de fosfato de sodio 0.50 M. Calcular las concentraciones de iones Pb (II) y PO43, que quedarán en disolución sabiendo que el producto de solubilidad del fosfato de plomo (II) es 7.9 x 1043. R = [Pb2+] = 5.20 x 1014 M; [PO43] = 0.075 M 11. Se mezclan 2.00 L de BaBr 2 0.0150 M con 1.50 L de Ag2SO4 0.0300 M. ¿Cuál será la concentración final de cada unos de los iones: Ba2+; Ag+ ; SO42 y Br ? Datos: Kps BaSO4 = 1.3 x 1010; Kps AgBr = 5.2 x 1013 R = [Br ] = 6.1 x 1011; [Ba2+] = 3.0 x 108; [SO42] = 4.3 x 103; [Ag+] = 8.6 x 103 12. La constante del producto de solubilidad para el Ce(IO3)3 es 3.2 x 1010. ¿Cuál es la concentración de Ce3+ en una solución preparada al mezclar 50.0 mL de Ce3+ 0.0500 M con 50.00 mL de: a) agua?; b) IO3 0.050 M?; c) IO3 0.150 M?; d) IO3 0.300 M? R = a) 0.0250 M; b) 1.7 x 102 M; c) 1.9 x 103 M; d) 7.6 x 107 M 13. Se tiene una disolución que es 1.0 x 104 M en iones Fe2+ y Zn2+. Si se satura esta disolución con ácido sulfhídrico, se requiere conocer: Datos: K a (H2S) = K a1 K a2 = 1.0 x 1020; Kps ZnS = 4.5 x 1024; Kps FeS = 6.0 x 1018; Una disolución saturada de H2S es 0.10 M. a) ¿Cuál es el pH al que comienza la precipitación del ZnS? R = 0.82 b) ¿Cuál al que se inicia la precipitación del FeS? R = 3.89 14. Una disolución es 0.01 M en iones cromato e iones cloruro. Si se añade a la misma una disolución de nitrato de plata, se quiere saber: Datos: Kps Ag2CrO4 = 1.1 x 1012; Kps AgCl = 1.8 x 1010 a) ¿Qué sal precipita primero? R = AgCl b) ¿Cuál es el valor de la concentración del anión que precipita en primer lugar cuando se inicia la precipitación del segundo? R = 1.7 x 105 M 15. ¿Qué concentración de CrO42 se requiere para: a) iniciar la precipitación de Ag2CrO4 de una solución 2.12 x 103 M en Ag+?; b) reducir la concentración de Ag+ en una solución, a 1.00 x 106 M? Datos: Kps Ag2CrO4 = 1.2 x 1012 R = a) 2.7 x 107 M; b) 1.2 M 16. Calcular la máxima concentración de iones magnesio que puede existir en una disolución 0.20 M en NH3 y 0.50 M en cloruro de amonio, sin que precipite hidróxido de magnesio. Datos: Kps Mg(OH)2 = 1.8 x 1011; K b (NH3) = 1.8 x 105 R = 0.35 M


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17. Los productos de solubilidad del hidróxido de hierro (III) y del hidróxido de manganeso (II) son 1.0 x 1036 y 1.5 x 1014 respectivamente, a 18ºC. La constante de disociación básica del amoniaco es 1.8 x 105 a la misma temperatura. Calcular las concentraciones de hierro (III) y manganeso (II) que pueden existir en una disolución formada por amoniaco y cloruro de amonio, ambas 0.50 M. R = [Fe3+] = 1.7 x 1022 M; [Mn2+] = 4.6 x 105 M 18. Una disolución es 0.025 M en ácido acético. ¿Qué concentración de iones acetato debe existir para que cuando la disolución esté saturada de ácido sulfhídrico la concentración de sulfuro sea 1012 M? Una disolución saturada de H2S es 0.10 M. Datos: K (H2S) = K a1 K a2 = 1.0 x 1020; K a(HAc) = 1.8 x 105 R = 0.014 M 19. Calcular la concentración máxima de iones Cd2+ que puede existir en equilibrio en una disolución 0.10 N de ácido clorhídrico que ha sido saturada de sulfuro de hidrógeno. Una disolución saturada de H2S es 0.10 M. Datos: K (H2S) = K a1 K a2 = 1.0 x 1020; Kps (CdS) = 7.0 x 1027 R = 7.0 x 108 M 20. Calcular la concentración máxima de iones Mn2+ que puede existir en una disolución saturada de sulfuro de hidrógeno de pH = 4.5. Una disolución saturada de H2S es 0.10 M. Datos: K (H2S) = K a1 K a2 = 1.0 x 1020; Kps (MnS) = 3.0 x 1013 R = 0.30 M 21. Una disolución de yeso (sulfato de calcio) a la temperatura de 18ºC es 0.015 M. ¿cuántos gramos de calcio pueden disolverse a la misma temperatura en un litro de sulfato de potasio 0.10 M? Datos: M (CaSO4) = 136.14 g/mol R = 0.31 g 22. La solubilidad del bromuro de plata es 6.0 x 107 a 18ºC. ¿Qué peso de bromuro de plata precipitará cuando se añadan 0.119 g de bromuro de potasio a un litro de una disolución saturada de bromuro de plata a la misma temperatura? Datos: M (AgBr) = 187.77 g/mol; M (KBr) = 119.00 g/mol R = 1.1 x 104 g 23. La solubilidad del hidróxido de aluminio en agua es 5.2 x 10 9 M. Calcular la solubilidad en una disolución cuyo pH = 9.00. R = 1.97 x 1017 24. Una disolución contiene iones cobre (II) y cinc a la concentración 0.020 M. Se desean separar los dos iones ajustando el pH y luego saturando la disolución con sulfuro de hidrógeno a fin de que precipite el CuS sin hacerlo el ZnS. Calcular el pH al cual se inicia la precipitación del CuS sin hacerlo el ZnS. Se sabe que una disolución saturada de sulfuro de hidrógeno es 0.10 M y los productos de solubilidad de CuS y ZnS son 8.0 x 1037 y 1.2 x 1023 respectivamente. Datos: K (H2S) = K a1 K a2 = 1.1 x 1021 R = 0.37 Departamento de Ciencias Químicas, Facultas de Ciencias Exactas

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B. Titulaciones de precipitación 25. Una solución de AgNO3 contiene 14.77 g de patrón primario de AgNO3 (169.87 g/mol) en 1.00 L. ¿Qué volumen de esta solución se necesita para reaccionar con: a) 0.2631 g de NaCl (58.44 g/mol). R = 51.78 mL b) 64.31 mg de Na3AsO4 (207.89 g/mol). R = 10.67 mL c) 25.00 mL de Na3PO4 0.0536 M. R = 46.24 mL 26. Para cada una de las siguientes titulaciones por precipitación, calcular las concentraciones del catión y el anión en el punto de equivalencia. Nota: En cada caso escribir la ecuación correspondiente. Datos: Kps AgSCN = 1.1 x 1012 ; Kps AgCl = 1.82 x 1010; Kps BaSO4 = 1.1 x 1010 a) 25.00 mL de AgNO3 0.05000 M con NH4SCN 0.02500 M. R = 1.05 x 106 b) 30.00 mL de AgNO3 0.07500 M con NaCl 0.07500 M. R = 1.35 x 105 c) 40.00 mL de BaCl2 0.02500 M con Na2SO4 0.05000 M. R = 1.05 x 105 27. ¿Cuál es el volumen mínimo de AgNO3 0.09621 M necesario para asegurar que haya un exceso de iones plata en la titulación de: a) una muestra impura de NaCl (55.84 g/mol) que pesa 0.2513 g? R = 44.70 mL b) 25.00 mL de AlCl3 0.01907 M? R = 14.87 mL 28. En la titulación por el método de Fajans de una muestra de 0.7908 g se gastaron 45.32 mL de AgNO3 0.1046 M. Expresar los resultados del análisis como porcentaje de: a) Cl (35.45 g/mol) R = 21.25% b) BaCl2 . 2H2O (244.27 g/mol) R = 73.17% c) ZnCl2 . 2NH4Cl (243.28 g/mol) R = 36.46% 29. Una mezcla que sólo contiene KCl y NaCl se analiza por el método de Mohr. Una muestra de 0.3172 g de la mezcla se disuelve en 50 mL de agua y se valora hasta punto final usando como indicador cromato de potasio, gastándose 41.36 mL de AgNO3 0.1120 M. En la valoración del blanco se necesitan 0.71 mL del mismo agente valorante para llegar al punto final. Indique el % en peso de KCl (74.55 g/mol) y NaCl (58.44 g/mol) en la muestra original. R = 74.59% KCl y 25.41% NaCl


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30. Una muestra de 0.3396 g que en el ensayo dio 96.4% de Na2SO4 (142.04 g/mol), necesitó 37.70 mL de una solución de cloruro de bario. La reacción es: Ba2+ + SO42  BaSO4( s). Calcular la molaridad analítica de BaCl2 en la solución. R = 0.06114 M 31. El arsénico contenido en una muestra 1.223 g de un residuo industrial se convirtió en H3AsO4 mediante un método apropiado. Posteriormente, el ácido se neutralizó y se añadieron 40.00 mL de AgNO3 0.07891 M para precipitar cuantitativamente el arsénico como Ag3AsO4. El exceso de Ag+ presente en el filtrado y en las aguas de lavado del precipitado se tituló con 11.27 mL de KSCN 0.1000 M; la reacción fue: Ag+ + SCN  AgSCN( s). Calcular el porcentaje de As2O3 (197.84 g/mol) en la muestra. R = 5.471 % 32. Una muestra de 4.500 g de un pesticida se descompuso con sodio metálico en alcohol y el ion cloruro liberado en la solución se tituló usando el método de Mohr con 11.44 mL de AgNO3 0.1027 M. El blanco realizado consumió 0.53 mL del mismo reactivo. Expresar el resultado de este análisis en términos de porcentaje de DDT (C14H9Cl5, 354.50 g/mol). R = 1.765 % 33. Una muestra de 27.73 mg contiene solamente cloruro de hierro (II) (126.75 g/mol) y cloruro de potasio (74.55 g/mol). Disuelta en agua, la disolución de la muestra requirió 18.49 mL de disolución de nitrato de plata 0.02237 M para la titulación completa de sus cloruros. Calcule la masa de cloruro de hierro (II) y el porcentaje en masa de hierro (55.85 g/mol) en la muestra. R = 17.61 mg de FeCl2 y 27.98% de Fe 34. Se disuelve una muestra de 0.410 g de bromuro de potasio (119.01 g/mol) impuro en 25.00 mL de agua y se agregan a la disolución 50.00 mL de nitrato de plata 0.0492 N en exceso para precipitar todo el ión bromuro presente en la muestra. De acuerdo al método de Volhard, se requieren 7.50 mL de tiocianato de potasio (KSCN) 0.0600 N para valorar el exceso de plata. Calcule el porcentaje de pureza de la muestra original. R = 58.34% 35. Una muestra de 0.1719 g de una materia prima determinada que contiene clorato de magnesio se disuelve y todo el clorato se reduce a cloruro con un reductor adecuado; el cloruro resultante se titula con una solución de nitrato de plata 0.1020 M, gastándose 15.02 mL de dicha disolución. Calcule el porcentaje de magnesio (24.31 g/mol) en la materia prima analizada. R = 10.83% 36. Calcular la concentración de ion plata que resulta de añadir 5.00, 15.00, 25.00, 30.00, 35.00, 39.00, 40.00, 41.00, 45.00 y 50.00 mL de AgNO3 0.05000 M a 50.00 mL de KBr 0.04000 M. Construir una curva de titulación con los valores de pAg en función del volumen de titulante. Datos: Kps AgBr = 5.0 x 1013


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Guía Nº 8: Métodos gravimétricos 1. Una solución acuosa contiene NaNO3 y KSCN. El ion tiocianato se precipita como AgSCN por la adición de AgNO3. Después de que se ha agregado un exceso de reactivo precipitante, a) ¿cuál es la carga en la superficie de las partículas coloidales coaguladas? R = Carga positiva b) ¿cuál es el origen de la carga? R = Ag+ adsorbido c) ¿qué iones predominan en la capa de contra ion? R = NO3 2. Escribir una ecuación que muestre cómo se puede convertir la masa de la sustancia que aparece a la izquierda, en la masa de la sustancia de la derecha: Buscado Pesado a) SO3 BaSO4 b) In In2O3 c) CuO Cu2(SCN)2 d) Pb3O4 PbO2 e) Na2B4O7.10H2O B2O3 R = En cada caso usar la expresión del factor gravimétrico correspondiente 3. ¿Qué peso de sulfato de bario, BaSO4 (233.4 g/mol), se podría obtener a partir de 0.200 g de FeS2 (119.99 g/mol)? R = 0.778 g 4. Una muestra de 0.5231 g que contiene cloruro, Cl (35.45 g/mol) da un precipitado de cloruro de plata, AgCl (143.32 g/mol) que pesa 0.1156 g. ¿Cuál es el porcentaje en cloruro? R = 5. 465% 5. Si 0.5000 g de sulfato de magnesio heptahidratado, MgSO4.7H2O (246.4 g/mol) de un 93% de pureza se transforman en pirofosfato de magnesio, ¿cuál es el peso que se obtendría de Mg2P2O7 (222.6 g/mol)? R = 0.2100 g 6. A fin de determinar el contenido en azufre, S (32.07 g/mol), de uno de sus minerales, se tratan 0.350 g del mismo con ácido nítrico concentrado. El ácido sulfúrico formado se precipita con cloruro de bario obteniéndose 0.425 g de sulfato de bario (233.4 g/mol). ¿Qué tanto por ciento de azufre contiene el mineral? R = 16.6% 7. Si 25.00 mL de una disolución de ácido clorhídrico, HCl (36.46 g/mol), se tratan con un exceso de nitrato de plata, el precipitado obtenido pesa 0.3931 g (AgCl, 143.32 g/mol). ¿Qué peso de ácido clorhídrico estaba presente en los 25.00 mL de la disolución? R = 0.1000 g


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8. ¿Qué volumen de una disolución de cloruro de bario, que contiene 20.00 g de BaCl2.2H2O (264.37 g/mol) por litro, se necesita para precipitar el sulfato de una muestra de sulfato de sodio puro, Na2SO4 (142.07 g/mol), de masa 0.6250 g? R = 58.15 mL 9. Una muestra de 0.354 g que contiene sólo KBr (119.0 g/mol) y NaBr (102.9 g/mol) fueron tratados con nitrato de plata acuoso hasta que todo el bromuro fue recuperado como 0.632 g de AgBr (187.8 g/mol). ¿Cuál es la fracción de bromuro de sodio en peso en la muestra original? R = 83.9% 10. En una muestra de 200.0 mL de agua natural se determinó el contenido de calcio mediante la precipitación del catión como CaC 2O4. El precipitado se filtró, se lavó y se calcinó en un crisol cuya masa, vacio, fue de 26.6002 g. La masa del crisol más el CaO (56.077 g/mol) fue de 26.7134 g. Calcular la concentración de Ca (40.078 g/mol) en gramos por 100 mL de agua. R = 0.04045 g/100 mL 11. Se analizó un mineral de hierro disolviendo una muestra de 1.1324 g en HCl concentrado. La solución resultante se diluyó con agua y se precipitó el hierro (III) como el óxido hidratado Fe2O3. xH2O al agregarle amoniaco. Después de filtrar y lavar el residuo se calcinó a alta temperatura para producir 0.5394 g de Fe2O3 puro (159.69 g/mol). Calcular: a) el porcentaje de Fe (55.847 g/mol) y b) el porcentaje de Fe3O4 (231.54 g/mol) en la muestra. R = a) 33.32% Fe y b) 46.04% Fe3O4 12. Una muestra de 0.2356 g que sólo contiene NaCl (58.44 g/mol) y BaCl2 (208.23 g/mol) produjo 0.4637 g de AgCl seco (143.32 g/mol). Calcular el porcentaje de cada compuesto halogenado en la muestra. R = 55.01% NaCl; 44.99% BaCl2 13. El tratamiento de 0.4000 g de una muestra impura de cloruro de potasio con un exceso de nitrato de AgNO3 da como resultado la formación de 0.7332 g de AgCl. Calcular el porcentaje de KCl en la muestra. R = 95.35% 14. El aluminio presente en 1.200 g de una muestra impura de sulfato de aluminio y amonio se precipitó con amoniaco acuoso, como Al2O3 · xH2O hidratado. Se filtró el precipitado y se calcinó a 1000°C para formar Al2O3 anhidro, cuyo peso fue de 0.1798 g. Expresar los resultados de este análisis en términos de: a) % NH4Al(SO4)2 (237.14 g/mol) R = 69.70% b) % Al2O3 (101.96 g/mol) R = 14.98% c) % Al (26.98 g/mol) R = 7.930%


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15. ¿Qué masa de Cu(IO3)2 (413.35 g/mol) se puede obtener a partir de 0.400 g de CuSO4.5H2O (249.68 g/mol)? R = 0.662 g 16. ¿Qué masa de AgI (234.77 g/mol) se puede obtener a partir de 0.240 g de una muestra que tiene 30.6 % de MgI2 (278.114 g/mol)? R = 0.124 g 17. Una muestra de 0.7406 g de magnesita MgCO3 impura se descompuso con HCl; el CO2 (44.01 g/mol) liberado se recogió sobre óxido de calcio y se encontró que pesó 0.1880 g. Calcular el porcentaje de magnesio (24.305 g/mol) en la muestra. R = 14.03% 18. El sulfuro de hidrógeno contenido en 50.0 g de una muestra de petróleo crudo se eliminó por destilación y se recogió en una solución de CdCl2. El CdS precipitado se filtró, se lavó y se calcinó hasta CdSO4. Calcular el porcentaje de H2S (34.08 g/mol) en la muestra si se recuperaron 0.108 g de CdSO4 (208.47 g/mol). R = 0.0353% 19. Una muestra de 0.1799 g de un compuesto orgánico se quemó en una corriente de oxígeno, el CO2 producido se recogió en una solución de hidróxido de bario. Calcular el porcentaje de carbono (12.011 g/mol) en la muestra si se formaron 0.5613 g de BaCO3 (197.34 g/mol). R = 18.99% 20. Una muestra de 5.000 g de un pesticida se descompuso con sodio metálico en alcohol y el ion cloruro liberado se precipitó como AgCl. Expresar el resultado de este análisis en términos de porcentaje de DDT (C14H9Cl5, 354.50 g/mol) basado en la obtención de 0.1606 g de AgCl. R = 1.589% 21. El mercurio contenido en 0.7152 g de muestra se precipitó con un exceso de ácido paraperiódico, H5IO6: 5Hg2+ + 2H5IO6  Hg5(IO6)2( s) + 10H+ El precipitado, Hg5(IO6)2( s) (1448.75 g/mol), se filtró, se lavó para eliminar el agente precipitante, y se secó, su peso fue de 0.3408 g. Calcular el porcentaje de Hg2Cl2 (472.09 g/mol) en la muestra. R = 38.82% 22. El nitrógeno amoniacal se puede determinar por tratamiento de la muestra con ácido cloroplatínico; el producto, cloroplatinato de amonio es ligeramente soluble: H2PtCl6 + 2NH4+  (NH4)2PtCl6( s) + 2H+ El precipitado se descompone por calcinación y forma platino metálico y productos gaseosos: (NH4)2PtCl6( s)  Pt( s) + 2Cl2( g ) + 2NH3( g ) + 2HCl( g ) Calcular el porcentaje de amoniaco (17.03 g/mol) si 0.2213 g de muestra producen 0.5881 g de platino (195.09 g/mol).


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R = 46.40% 23. Se analizó una serie de muestras de sulfato (96.06 g/mol) por precipitación como BaSO4 (233.39 g/mol). Si se sabe que el contenido de sulfato en las muestras oscila entre 20 y 55% a) ¿qué masa mínima de muestra se debe tomar para asegurarse que la masa del precipitado formado no sea menor de 0.300 g? b) ¿Qué masa máxima tendría el precipitado si se tomara esta cantidad de muestra? R = a) 0.617 g de muestra y b) 0.824 g de BaSO4 24. La eficiencia de cierto catalizador depende mucho de su contenido de circonio. La materia prima de esta preparación se recibe en lotes que en el ensayo dan entre 68 y 84% de ZrCl4. Es factible hacer un análisis rutinario basado en la precipitación de AgCl (143.32 g/mol) y habiendo establecido de antemano que la única fuente de iones cloruro es el ZrCl4 (233.03 g/mol) en la muestra. a) ¿Qué masa de muestra deberá tomarse para asegurar que el precipitado de AgCl pese por lo menos 0.400 g? R = 0.239 g de muestra b) Si se utiliza esta masa de muestra, ¿cuál es el peso máximo de AgCl que se esperaría obtener en este análisis? R = 0.494 g AgCl c) Para simplificar los cálculos, ¿qué masa de muestra se debería tomar para que el porcentaje de ZrCl4 supere por un factor de 100 a la masa de AgCl producido? R = 0.4065 g de muestra 25. Una muestra de 0.6407 g que contiene iones cloruro y yoduro produjo un precipitado de halogenuro de plata con un peso de 0.4430 g. Posteriormente este precipitado se calentó intensamente en una corriente de Cl2 gaseoso para convertir el AgI (234.77 g/mol) en AgCl (143.32 g/mol); al final del tratamiento el peso del precipitado fue de 0.3181 g. Calcular el porcentaje de cloruro (35.45 g/mol) y de yoduro (126.90 g/mol) en la muestra. R = 4.72% Cl; 27.05% I 26. ¿Cuántos gramos de CO2 (44.01 g/mol) se desprenden a partir de 1.204 g de una muestra que contiene 36.0% en peso de MgCO3 (84.31 g/mol) y 44.0% en peso de K 2CO3 (138.21 g/mol)? R = 0.395 g 27. Una muestra de pirita (FeS2) se oxida pasando el sulfuro a sulfato. El sulfato se precipita y se pesa como sulfato de bario. Si 0.6620 g de pirita producen 1.6260 g de BaSO4 (233.40 g/mol), ¿cuál es el porcentaje de azufre expresado como FeS2 (119.98 g/mol)? R = 63.13% 28. A partir de 0.6062 g de una muestra de fosfato soluble se obtiene un precipitado de Mg2P2O7 (222.57 g/mol) que pesa 0.5989 g. Calcular el porcentaje de P (30.97 g/mol) en la muestra. R = 27.49%


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29. Una muestra de sulfato de hierro (II) impuro se valora oxidando el hierro a la forma de hierro (III) y precipitándolo como hidróxido de hierro hidratado. Si 1.202 g de muestra dan un precipitado de 0.1070 g de Fe2O3 (159.69 g/mol), Calcule el porcentaje de hierro (55 85 g/mol) en la muestra. R = 6.227% 30. Se tiene una muestra sólida que se disuelve para formar 250 mL de solución. Mediante un análisis adecuado de toda la muestra se obtuvo un porcentaje de 37.2% expresado con Mg2P2O7 (222.6 g/mol), considerado a partir de un precipitado de 1.25 g de MgO (40.3 g/mol). ¿Cuál será la concentración en g/L de la muestra utilizada en el análisis? R = 37.1 g/L 31. 50.0 mL de ácido sulfúrico se valoran mediante un análisis gravimétrico añadiendo un exceso de cloruro de bario, calcinando y pesando el precipitado resultante (BaSO4 233.4 g/mol). El peso encontrado es 0.4852 g. Calcular la normalidad del ácido sulfúrico. R = 0.0832 N 32. ¿Cuál es la normalidad de una disolución de ácido sulfúrico diluido, si cuando 10.00 mL de esta disolución son tratados con cloruro de bario, dan lugar a un precipitado de sulfato de bario (233.4 g/mol) que pesa 0.2762 g? R = 0.2366 N 33. Una muestra de 0.396 g que contiene cloruro de bario dihidratado (244.23 g/mol) fue totalmente disuelta en un volumen total de 50.00 mL. Posteriormente todo el cloruro fue precipitado con una disolución de nitrato de plata y se produjo 0.328 g de cloruro de plata (143.32 g/mol). a. ¿Qué porcentaje de la muestra representa el cloruro de bario dihidratado? R = 70.57 % b. ¿Qué molaridad corresponde al ión bario (137.33 g/mol) en la disolución de partida? R = 2.29 x 102 M c. ¿Qué masa corresponde al agua (18.01 g/mol) en la molécula de la muestra original? R = 4.12 x 102 g 34. Una muestra soluble que contiene hierro se trata de la siguiente manera: una alícuota de 0.6034 g se disuelve en 30.00 mL de agua destilada, se añaden 5.0 mL de ácido clorhídrico concentrado para evitar la formación de hidróxido férrico, Fe(OH)3, y 2.0 mL de ácido nítrico concentrado para garantizar que todo el hierro presente esté bajo la forma de hierro(III). Se diluye a 500.00 mL y se agrega lentamente amoníaco hasta la precipitación completa de un óxido férrico hidratado (Fe2O3xH2O). La muestra obtenida tuvo una masa de 0.5410 g. Posteriormente, se procede a calcinar a 1000°C el precipitado obtenido para obtener óxido de hierro (III) anhidro (Fe2O3) (159.692 g/mol). El óxido anhidro tuvo una masa de 0.4418 g. a. Calcule el porcentaje de hierro (55.847 g/mol) en la muestra original. R = 51,13 % b. Calcule el grado de hidratación (x) (18.015 g/mol) del producto intermedio Fe2O3xH2O. R = Fe2O32H2O


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35. La dimetilglioxima produce con el níquel (II) un precipitado rojo que se puede filtrar, secar y pesar como (C4H7 N2O2)2 Ni (288.92 g/mol). Si con 1.2240 g de muestra se obtienen 0.1722 g de precipitado, ¿cuál es el porcentaje de níquel (58.69 g/mol) presente? R = 2.86% 36. Al calcinar una muestra de 0.3592 g que contiene bicarbonato de sodio, NaHCO3, e impurezas no volátiles, se obtuvo un residuo que pesaba 0.2362 g. Calcular el % de pureza de la muestra. La reacción es: 2NaHCO3( s)  Na2CO3( s) + CO2( g ) + H2O( g ) Datos: NaHCO3 = 84.01 g/mol; CO2 = 44.01 g/mol); H2O = 18.015 g/mol R = 92.76% 37. Una muestra de 0.886 g de pureza desconocida contiene oxalato de calcio (CaC2O4). La misma fue calcinada a alta temperatura hasta una masa constante que resultó ser de 0.614 g. ¿Qué porcentaje de CaC2O4 está presente en la muestra? La reacción es: CaC2O4( s) → CaO( s) + CO2( g ) + CO( g ) Datos: CaC2O4 = 128.10 g/mol; CO2 = 44.01 g/mol; CO = 28.01 g/mol R = 54.60% 38. Al mentol le corresponde la fórmula molecular C10H20O. Una muestra de 0.1105 g que contiene mentol se analiza por combustión obteniéndose 0.2829 g de dióxido de carbono (44.01 g/mol) y 0.1159 g de agua (18.01 g/mol). La reacción es: C10H20O + O2( g ) → CO2( g ) + H2O( g ) a. Determine la pureza del mentol (156.27 g/mol) en la muestra. R = 90.91% b. Determine el porcentaje de oxígeno (16.00 g/mol) presente en la muestra. R = 9.30% 39. Para determinar el contenido de cloruro de calcio y de cloruro de hierro (III) en una muestra se procede de la siguiente manera: 0.4000 g de muestra se disuelve en amoníaco diluido y se calienta a ebullición. El precipitado obtenido se calcina, obteniéndose una masa de óxido de hierro (III) (159.70 g/mol) de 0.1090 g. 0.6500 g de la misma muestra se disuelve en 100.00 mL, se toma una alicuota de 10.00 mL y se valora con 9.05 mL de nitrato de plata 0.1000 N, formándose cloruro de plata, precipitado de color blanco. Calcule el porcentaje de cloruro de calcio (110.99 g/mol) y de cloruro de hierro (III) (162.22 g/mol) en la muestra. R = 55.36% de FeCl3 y 20.45% de CaCl2 40. Una muestra de 0.2795 g de una mezcla orgánica que contiene sólo C6H6Cl6 (290.83 g/mol) y C14H9Cl5 (354.49 g/mol), se quemó en corriente de oxígeno en un tubo de cuarzo. Los productos (CO2, H2O y HCl) se pasaron a través de una disolución de NaHCO3. Después de acidificar, el cloruro de esta disolución produjo 0.7161 g de AgCl (143.32 g/mol). Calcular el porcentaje de cada compuesto halogenado en la muestra. R = 57.80% C6H6Cl6; 42.20% C14H9Cl5


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Guía Nº 9: Valoraciones de óxido-reducción (REDOX) (I) A. Reacciones de oxidación-reducción (redox) 1. Escribir las ecuaciones iónicas netas balanceadas, en medio ácido, para las siguientes reacciones: a) Fe3+ + Sn2+  Fe2+ + Sn4+ b) Cr( s) + Ag+  Cr 3+ + Ag( s) c) NO3 + Cu( s)  NO2( g ) + Cu2+ d) MnO4 + H2SO3  Mn2+ + SO42 e) Ti3+ + Fe(CN)63  TiO2+ + Fe(CN)64 f) H2O2 + Ce4+  O2( g ) + Ce3+ g) Ag( s) + I + Sn4+  AgI( s) + Sn2+ h) UO22+ + Zn( s)  U4+ + Zn2+ i) HNO2 + MnO4  NO3 + Mn2+ j) IO3 + I  I2(ac) 2. Identificar el agente oxidante y el agente reductor de cada una de las ecuaciones del problema anterior; escribir una ecuación balanceada para cada semirreacción. 3. Considerar las siguientes reacciones de oxidación-reducción: i) AgBr( s) + V2+  Ag( s) + V3+ + Br  ii) Tl3+ + 2Fe(CN)64  Tl+ + 2Fe(CN)63 iii) 2V3+ + Zn( s)  2V2+ + Zn2+ iv) Fe(CN)63 + Ag( s) + Br   Fe(CN)64 + AgBr( s) v) S2O82 + Tl+  2SO42 + Tl3+ a) Escribir cada proceso neto en términos de dos semirreacciones balanceadas. b) Expresar cada semirreacción como una reducción. 4. Calcule el potencial de un electrodo de Ag sumergido en una solución de NaCl 0.0500 M, empleando: a) Eº Ag+/Ag = 0.799 V y b) Eº AgCl/Ag = 0.222 V. R = a y b = 0.299 V 5. Calcular el potencial de un electrodo de Cu sumergido en: a) Cu(NO3)2 0.0440 M. Datos: Eº Cu2+/Cu = 0.337 V R = E Cu2+/Cu = 0.297 V b) NaCl 0.0750 M saturada con CuCl Datos: Kps CuCl = 1.9 x 107; Eº Cu+/Cu = 0.521 V R = E CuCl/Cu = 0.190 V c) NaOH 0.0400 M saturada con Cu(OH)2 Datos: Kps Cu(OH)2 = 4.8 x 1020; Eº Cu2+/Cu = 0.337 V R = E Cu(OH)2/Cu = 0.152 V d) Cu(NH3)42+ 0.0250 M y NH3 0.128 M. Datos: K f Cu(NH3)42+ = 5.62 x 1011; Eº Cu2+/Cu = 0.337 V


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R = E Cu(NH3)42+/Cu = 0.047 V e) una solución en la que la concentración molar analítica de Cu(NO3)2 es 4.00 x 103 M, para H2Y2 es 2.90 x 102 M (Y = EDTA) y el pH se fija a 4.00. Datos: K CuY = 6.3 x 1018; 4 (pH = 4.00) = 3.61 x 109; Eº Cu2+/Cu = 0.337 V R = E CuY2/Cu = 0.007 V 6. Calcular el potencial de un electrodo de Zn sumergido en: a) una solución de Zn(NO3)2 0.0600 M. R = 0.799 V b) una solución de NaOH 0.0100 M y saturada con Zn(OH)2 (la K PS para el Zn(OH)2 es 3.0 x 1016). R = 1.10 V c) una solución que contiene Zn(NH3)42+ 0.0100 M y NH3 0.250 M (la K f para el Zn(NH3)42+ es 7.76 x 108). Datos: Eº (Zn2+/Zn) = 0.763 V R = 1.01 V 7. Calcular el potencial de un electrodo de platino sumergido en una solución que es: a) 0.0263 M en K 2PtCl4 y 0.1492 M en KCl. Datos: PtCl42 + 2e  Pt( s) + 4Cl Eº = 0.73 V R = 0.78 V b) 0.0750 M en Sn(SO4)2 y 2.5 x 103 M en SnSO4. Datos: Sn4+ + 2e  Sn2+ Eº = 0.154 V R = 0.198 V c) amortiguada a un pH de 6.00 y saturada con H2( g ) s 1.00 atm. Datos: 2H+ + 2e  H2( g ) Eº = 0.000 V R = 0.355 V d) 0.0353 M en VOSO4, 0.0586 M en V2(SO4)3 y 0.100 M en HClO4. Datos: VO2+ + 2H+ + e  V3+ + H2O Eº = 0.359 V R = 0.210 V 8 Si las siguientes semiceldas suceden en el electrodo del lado derecho de una celda galvánica con un electrodo estándar de hidrógeno (EEH) del lado izquierdo, calcúlese el potencial de la celda. Si se cierra el circuito de la celda, indíquese si los electrodos mostrados actuarían como el ánodo o como el cátodo: a) Ni  Ni2+ (0.0943 M) R = 0.280 V; ánodo b) Ag AgI (saturado), KI (0.0922 M) R = 0.090 V; ánodo c) Pt, O2 (780 torr), HCl (1.50 x 104 M) R = 1.003 V; cátodo d) Pt Sn2+ (0.0944 M), Sn4+ (0.350 M) R = 0.171 V; cátodo e) Ag Ag(S2O3)23 (0.00753 M), Na2S2O3 (0.1439 M R = 0.009 V; ánodo Departamento de Ciencias Químicas, Facultas de Ciencias Exactas

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9. La constante del producto de solubilidad para Ag2SO3 es 1.5 x 1014. Calcúlese Eº para el proceso: Ag2SO3( s) + 2e  2Ag( s) + SO32 Datos: Eº Ag+/Ag = 0.799 V R = 0.390 V 10. La constante del producto de solubilidad para Ni2P2O7 es 1.7 x 1013. Calcúlese Eº para el proceso: Ni2P2O7( s) + 4e  2Ni( s) + P2O74 Datos: Eº Ni2+/Ni = 0.250 V R = 0.439 V 11. La constante del producto de solubilidad para Tl2S es 6 x 1022. Calcúlese Eº para el proceso: Tl2S( s) + 2e  2Tl( s) + S2 Datos: Eº Tl+/Tl = 0.336 V R = 0.964 V 12. La constante del producto de solubilidad para Pb3(AsO4)2 es 4.1 x 1036. Calcúlese Eº para el proceso: Pb3(AsO4)2( s) + 6e  3Pb( s) + 2AsO43 Datos: Eº Pb2+/Pb = 0.126 V R = 0.475 V 13. Calcúlese Eº para el proceso: ZnY2 + 2e  Zn(s) + Y4, en donde Y4 es el anión del EDTA completamente desprotonado. La constante de formación para ZnY2 es 3.2 x 1016. Datos: Eº Zn2+/Zn = 0.763 V R = 1.25 V 14. Dadas las constantes de formación: Fe3+ + Y4  FeY K f = 1.3 x 1025 Fe2+ + Y4  FeY2 K f = 2.1 x 1014 Calcúlese Eº para el proceso: FeY + e  FeY2 Datos: Eº Fe3+/ Fe2+ = 0.771 V R = 0.13 V 15. La constante de formación del complejo de acetato de mercurio (II) es: Hg2+ + 2OAc  Hg(OAc)2 K f = 2.7 x 108 Calcular el potencial estándar para la reacción: Hg(OAc)2(ac) + 2e  Hg(l ) + 2OAc Datos: Eº Hg2+/Hg = 0.854 V R = 0.604 V 16. Calcular el potencial de la celda siguiente y señalar cuál reacción se llevaría a cabo espontáneamente si la celda estuviera en cortocircuito. Departamento de Ciencias Químicas, Facultas de Ciencias Exactas

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Pt U4+ (0.200 M), UO22+ (0.0150 M), H+ (0.0300 M) Fe2+ (0.0100 M), Fe3+ (0.0250 M) Pt R = 0.674 V (Reacción espontánea de acuerdo al esquema planteado) 17. Calcular el potencial de la siguiente celda: Ag AgCl (saturado), HCl (0.0200 M) H2 (0.800 atm), Pt R = 0.420 V (Reacción no espontánea de acuerdo al esquema planteado) 18. Calcular la fem de la pila formada por los pares: MnO4/Mn2+ Eº = 1.49 Cl2 / Cl Eº = 1.36 A 25ºC, siendo la presión del Cl2 = 1 atm, la [H+] = 1 M y el resto de las concentraciones 0.1 M. R = 0.07 V 19. Calcular la fem de la pila formada por los pares: Fe2+/Fe = 0.440V, 0.01M Cd2+/Cd = 0.403V, 0.001M R = 0.007 V 20. Calcular el potencial de las siguientes celdas: a) Pb Pb2+ (0.0848 M) y Zn Zn2+ (0.1364 M) Datos: Eº (Pb2+/Pb) = 0.126 V; Eº (Zn2+/Zn) = 0.763 V. R = 0.631 V b) EEH y Pt TiO2+ (1.46 x 103 M), Ti3+ (0.02723 M), pH = 3.00 Datos: Eº (2H+/H2) = 0.000 V; Eº (TiO2+/ Ti3+) = 0.099 V. R = 0.331 V 21. Calcular el potencial de una celda galvánica en la que los dos electrodos son de platino; uno está sumergido en una solución de Fe3+ 0.0301 M y Fe2+ 0.0760 M, el otro en una solución de Fe(CN)64 0.00309 M y Fe(CN)63 0.1564 M. El potencial estándar de reducción para el electrodo Fe3+/ Fe2+ es 0.771 V y el de Fe(CN)63/ Fe(CN)64 es 0.36 V. R = 0.29 V 22. Calcular el potencial de una celda galvánica compuesta por un electrodo de Zn sumergido en una solución de Zn2+ 0.0955 M y un electrodo de Co en contacto con una solución Co2+ 6.78 x 103 M. Datos: Eº (Zn2+/Zn) = 0.763 V; Eº (Co2+/Co) = 0.277 V. R = 0.452 V 23. Calcular el potencial de una celda galvánica compuesta por un electrodo de Pt sumergido en una solución de Fe3+ 0.1310 M y Fe2+ 0.0681 M, y un electrodo de Hg en contacto con una solución Hg2+ 0.0671 M. Datos: Eº (Fe3+/Fe2+) = 0.771 V; Eº (Hg2+/Hg) = 0.854 V. R = 0.031 V


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24. Calcular el potencial de una celda galvánica compuesta por un electrodo de Ag sumergido en una solución de Ag+ 0.1544 M y un electrodo de Pt en contacto con una solución donde se burbujea O2 a una presión de 1.12 atm con una concentración de protones de 0.0794 M. Datos: Eº (Ag+/Ag) = 0.799 V; Eº (O2/H2O) = 1.229 V. R = 0.414 V 25. Calcular el potencial de una celda galvánica en la que los dos electrodos son de platino; uno está sumergido en una solución de UO22+ 7.93 x 103 M, U4+ 6.37 x 102 M y con una [H+] de 1.16 x 103 M y el otro, está en contacto con una solución de Fe3+ 0.003876 M y Fe2+ 0.1134 M. El potencial estándar de reducción para el electrodo UO22+/ U 4+ es 0.334 V y el Fe3+/Fe2+ es 0.771 V. R = 0.724 V 26. Calcular el potencial de una celda galvánica que consiste en un electrodo estándar de hidrógeno (EEH) y un electrodo de platino sumergido en una solución que contiene ClO3 1.25 x 103 M, donde la presión parcial de Cl2 es 0.0500 atm y amortiguada a un pH de 2.00. El potencial estándar de reducción para el electrodo 2H+/H2 es 0.000 V y el de ClO3/½Cl2 es 1.47 V. R = 1.30 V 27. Desarrollar las expresiones de la constante de equilibrio de las siguientes reacciones y calcule los valores numéricos de la K eq: a) Fe3+ + V2+  Fe2+ + V3+ Datos: Eº (Fe3+/Fe2+) = 0.771 V; Eº (V3+/ V2+) = 0.256 V R = 2.2 x 1017 b) 2V(OH)4+ + U4+  2VO2+ + UO22+ + 4H2O Datos: Eº (V(OH)4+/VO2+) = 1.00 V; Eº (UO22+/ U4+) = 0.334 V R = 3.2 x 1022 c) 2Ce4+ + H3AsO3 + H2O  2Ce3+ + H3AsO4 + 2H+ (1 M HClO4) Datos: Eº′ (Ce4+/Ce3+) = 1.70 V; Eº′ (H3AsO4/ H3AsO3) = 0.577 V R = 9 x 1037 d) VO2+ + V2+ + 2H+  2V3+ + H2O Datos: Eº (VO2+/ V3+) = 0.357 V; Eº (V3+/ V2+) = 0.256 V R = 2.4 x 1010 28. Calcular la constante de equilibrio de la reacción: 2Fe3+ + 3I  2Fe2+ + I3 Datos: Eº (Fe3+/Fe2+) = 0.771 V; Eº (I3/3I) = 0.536 V R = 8.7 x 107 29. Calcular la constante de equilibrio de la reacción: 2MnO4 + 3Mn2+ + 2H2O  MnO2(s) + 4H+ Datos: Eº (MnO4/MnO2) = 1.695 V; Eº (MnO2/Mn2+) = 1.23 V R = 1 x 1047


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30. Calcular la constante de equilibrio de la reacción representada por: Fe3+ + Cu+  Fe2+ + Cu2+ Datos: Eº Fe(III)/Fe(II) = 0.771 V; Eº Cu(II)/Cu(I) = 0.153 V R = 2.8 x 1010 31. Calcular la constante de equilibrio para: Cr 2O72 + 6Fe2+ + 14H+  2Cr 3+ + 6Fe3+ + 7H2O Datos: Eº (Cr 2O72/ Cr 3+) = 1.33 V; Eº (Fe3+/Fe2+) = 0.771 V R = 4.6 x 1056 32. Calcular la constante de equilibrio de la reacción representada por: 2MnO4 + 5Sn2+ + 16H+  2Mn2+ + 5Sn4+ + 8H2O Datos: Eº (MnO4/Mn2+) = 1.51 V; Eº (Sn4+/Sn2+) = 0.154 V R = 10229 33. Calcular el potencial de la reacción: MnO2(s) + 4 H+ + 2e  Mn2+ + 2H2O La concentración de Mn2+ es 0.01 M y el pH = 4.50, Eº (MnO2/ Mn2+) = 1.23V R = 0.76V 34. Calcular la concentración de protones y el pH que debe existir en disolución para que el potencial de la reacción representada por la ecuación: H3AsO4 + 2I + 2H+  H3AsO3 + I2 + H2O Sea cero, si todas las especies están en condiciones estándar. Datos: Eº (H3AsO4/ H3AsO3) = 0.559 V; Eº (I2/2I) = 0.536 V. R = pH = 0.39; [H+] = 0.41 M 35. La reacción representada por la ecuación: H3AsO4 + 2I + 2H+  H3AsO3 + I2 + H2O se produce a la derecha en medio fuertemente ácido y a la izquierda en medio ácido débil, neutro o alcalino. Calcular el valor del pH en el que dicha reacción no evoluciona en ninguno de los dos sentidos. Suponga que la relación As(III)/As(V) es igual a 0.50. Datos: Eº (H3AsO4/ H3AsO3) = 0.559 V; Eº (I2/2I) = 0.536 V. R = 0.54 36. Calcular el valor de pH para el cual la reacción representada por la ecuación: Cr 2O72 + 2I + 14H+  2Cr 3+ + I2 + 7H2O no evoluciona a la derecha ni a la izquierda. Suponga que la relación [Cr 2O72]/[Cr 3+]2 es igual a 0.10. Datos: Eº (Cr 2O72/ Cr 3+) = 1.33 V; Eº (I2/2I) = 0.536 V. R = 5.68

B. Curvas de titulación redox 37. Calcular el potencial en el punto de equivalencia en la oxidación de Fe(II) con permanganato de potasio a pH = 2.00 Datos: Eº (MnO4/Mn(II)) = 1.51 V ; Eº (Fe(III)/Fe(II)) = 0.76V Departamento de Ciencias Químicas, Facultas de Ciencias Exactas

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R = 1.23V 38. Calcular el potencial en el punto de equivalencia en la oxidación de Cr(II) con dicromato de potasio a pH = 0.00 Datos: Eº (Cr 2O72/ Cr 3+) = 1.33 V; Eº (Cr 3+/Cr 2+) = 0.408 V R = 1.08 V 39. Suponga que se titulan 50.00 mL de Fe2+ 0.0500 M con Ce4+ 0.1000 M en un medio que contiene H2SO4 1.0 M. Calcular el potencial en los puntos de la curva de titulación correspondiente a las adiciones de: a) 0.00; b) 5.00; c) 25.00 y d) 25.10 mL de solución titulante. La reacción es: Fe2+ + Ce4+  Fe3+ + Ce3+ Los potenciales formales de las reacciones de semicelda son: Eº′ (Ce 4+/Ce3+) = 1.44 V y Eº′ (Fe3+/Fe2+) = 0.68 V R = a) No se puede calcular; b) 0.64 V; c) 1.06 V y d) 1.30 V 40. Elaborar la curva de titulación de 50.00 mL de U4+ 0.02500 M con Ce4+ 0.1000 M. La solución contiene H2SO4 1.0 M durante toda la titulación. Para simplificar, suponga que el valor de [H+] también se acerca a 1.0 M. La reacción analítica es: U4+ + 2Ce4+ + 2H2O  UO22+ + 2Ce3+ + 4H+ Calcular el potencial para: a) 5.00; b) 25.00 y c) 25.10 mL de solución titulante. Datos: Eº (UO22+/ U4+) = 0.334 V y Eº′ (Ce4+/Ce3+) = 1.44 V R = a) 0.316 V; b) = 0.703 V; c) 1.30 V 41. Se valoran 25.00 mL de solución de Sn2+ 0.1000 M con una solución 0.1000 M Fe3+. Determinar los puntos de la curva de valoración correspondientes a las adiciones de 5.00; 10.00; 25.00; 50.00; 75.00 y 100.00 mL de solución titulante. Sn2+ + 2 Fe3+  Sn4+ + 2 Fe2+ Datos: Eº (Sn4+/Sn2+) = 0.150 V; Eº (Fe3+/Fe2+) = 0.771 V R = 0.122; 0.132; 0.150; 0.357; 0.753; 0.771 V 42. Se valoran 50.00 mL de una solución de U4+ 0.05000 M con solución de MnO4 0.02000 M. Determinar el potencial correspondiente a la adición de 50.00 mL de solución titulante. Suponga que la solución contiene H2SO4 1.00 M durante toda la titulación. La reacción de titulación es: 2MnO4 + 5U4+ + 2H2O  2Mn2+ + 5UO22+ + 4H+ Datos: Eº (MnO4/Mn2+) = 1.51 V; Eº (UO22+/U4+) = 0.334 V R = 1.18 V 43. Calcular el potencial tras la adición de 10.00; 25.00; 49.00; 49.90; 50.00; 50.10; 51.00 y 60.00 mL de Sn4+ 0.05000 M a 50.00 mL de V2+ 0.1000 M. La reacción de titulación es: Sn4+ + 2V2+  Sn2+ + 2V3+ Datos: Eº (Sn4+/Sn2+) = 0.154 V; Eº (V3+/ V2+) = 0.256 V. R = 0.292; 0.256; 0.156; 0.097; 0.017; 0.074; 0.104; 0.133 V


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44. Calcular el potencial tras la adición de 10.00; 25.00; 49.00; 49.90; 50.00; 50.10; 51.00 y 60.00 mL de Tl3+ 0.05000 M a 50.00 mL de Fe(CN)64 0.1000 M. La reacción de titulación es: 2Fe(CN)64 + Tl3+  2Fe(CN)63 + Tl+ Datos: Eº (Tl3+/Tl+) = 1.25 V; Eº (Fe(CN)63/ Fe(CN)64) = 0.36 V. R = 0.32; 0.36; 0.46; 0.52; 0.95; 1.17; 1.20; 1.23 V 45. Calcular el potencial tras la adición de 10.00; 25.00; 49.00; 49.90; 50.00; 50.10; 51.00 y 60.00 mL de MnO4 0.02000 M a 50.00 mL de U4+ 0.05000 M. Si fuese necesario, suponga que la [H+] = 1.00 M durante el transcurso de la titulación. La reacción de titulación es: 2MnO4 + 5U4+ + 2H2O  2Mn2+ + 5UO22+ + 4H+ Datos: Eº (MnO4/Mn2+) = 1.51 V; Eº (UO22+/U4+) = 0.334 V. R = 0.316; 0.334; 0.384; 0.414; 1.17; 1.48; 1.49; 1.50 V 46. Calcular el potencial de electrodo del sistema en el punto de equivalencia de cada una de las siguientes reacciones de titulación: a) Fe3+ + V2+  Fe2+ + V3+ Datos: Eº (Fe3+/Fe2+) = 0.771 V; Eº (V3+/ V2+) = 0.256 V R = 0.258 V b) 2V(OH)4+ + U4+  2VO2+ + UO22+ + 4H2O Datos: Eº (V(OH)4+/VO2+) = 1.00 V; Eº (UO22+/ U4+) = 0.334 V R = 0.556 V c) 2Ce4+ + H3AsO3 + H2O  2Ce3+ + H3AsO4 + 2H+ (1 M HClO4) Datos: Eº′ (Ce4+/Ce3+) = 1.70 V; Eº′ (H3AsO4/ H3AsO3) = 0.577 V R = 0.951 V d) VO2+ + V2+ + 2H+  2V3+ + H2O ([H+] = 0.100 M) Datos: Eº (VO2+/ V3+) = 0.357 V; Eº (V3+/ V2+) = 0.256 V R = 0.008 V


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Guía Nº 10: Valoraciones de óxido-reducción (REDOX) (II) 1. Descríbase cómo se prepararían 2.0 L de una solución de KMnO4 (158.03 g/mol) aproximadamente 0.010 M. R = Se disuelven 3.2 g en suficiente agua y se completa a un volumen de 2.0 L. 2. Se desea que la valoración de la solución anterior (1) utilice entre 30 y 45 mL del reactivo. ¿Qué intervalo de masa de patrón primario, Na2C2O4 (134.00 g/mol) se debe pesar? R = De 0.10 a 0.15 g 3. Una muestra de 0.1278 g del patrón primario Na2C2O4 (134.00 g/mol) necesitó exactamente 33.31 mL de la solución de permanganato anterior (2) para alcanzar el punto final. ¿Cuál es la molaridad del reactivo KMnO4? R = 0.01145 M 4. En las farmacias se venden como desinfectantes, soluciones acuosas que contienen aprox. 3% (p/p) de H2O2. Propóngase un método para determinar el contenido de peróxido de estas preparaciones utilizando la solución de KMnO4 anterior (3). Supóngase que desea gastar entre 35 y 45 mL del reactivo en cada titulación. La reacción es: 5H2O2 + 2MnO4 + 6H+  5O2 + 2Mn2+ + 8H2O R = Se debe pesar entre 1.1 y 1.5 g de muestra, se debe diluir hasta 75 o 100 mL con agua y acidular con ácido sulfúrico diluido antes de la titulación. 5. En la titulación de 0.2121 g de Na2C2O4 puro (134.00 g/mol) se gastan 43.31 mL de KMnO4. ¿Cuál es la molaridad de la solución de KMnO4? La reacción química es: 2MnO4 + 5C2O42 + 16H+  2Mn2+ + 10CO2 + 8H2O R = 0.01462 M 6. ¿Qué normalidad tendrá una disolución que contiene 12.5 g de K 2Cr 2O7 (294.19 g/mol) por litro, si se quiere utilizar para llevar a cabo la oxidación de Fe (II) a Fe (III)? R = 0.255 N 7. ¿Qué normalidad tendrá una disolución que contiene 50.00 g de dicromato de potasio, K 2Cr 2O7 (294.19 g/mol) en 500.0 mL de disolución, si se quiere utilizar para realizar la oxidación de Fe (II) a Fe (III)? R = 2.040 N 8. Calcule el volumen de una solución de Cr 2O72 0.01860 M necesaria para valorar 25.00 mL de una solución ferrosa (Fe2+) que contiene 39.229 g de sal de Mohr [Fe(NH4)2(SO4)2 . 6H2O (392.2 g/mol) en un litro. La reacción es: Cr 2O72 + 6Fe2+ + 14H+  2Cr 3+ + 6Fe3+ + 7H2O R = 22.4 mL 9. Se valoró una solución de tiosulfato de sodio disolviendo 0.1210 g de KIO3 (214.00 g/mol) en agua, añadiendo un gran exceso de KI y acidulando con HCl. El yodo liberado


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necesitó 41.64 mL de la solución de tiosulfato para decolorar el complejo almidón-yodo, que es de color azul. Calcúlese la molaridad del Na2S2O3. R = 0.08147 M 10. Para determinar el contenido de calcio en una muestra de agua, se precipita todo el calcio como oxalato de calcio. El oxalato de calcio obtenido se disuelve en ácido sulfúrico y se valora con permanganato 0.100 N. Si se toman 100 mL de agua y se gastan 8.00 mL de la solución de permanganato. ¿Cuál será el contenido de calcio en g/L expresado como calcio (40.08 g/mol) y como carbonato de calcio (100.09 g/mol)? R = 0.160 g Ca2+ en 1 litro y 0.400 g de CaCO3 en 1 litro 11. Se disolvieron en agua 5.00 g de una mezcla de ácido oxálico (90.04 g/mol) y oxalato de sodio anhidro (134.00 g/mol), que contiene un 73.0 % de ácido oxálico y se completó el volumen a 800 mL. Calcular el volumen de permanganato de potasio 0.110 N necesario para la oxidación completa de 25.0 mL de esta solución en presencia de un exceso de ácido sulfúrico. R = 28.6 mL 12. Para decolorar 25.00 mL de una solución de permanganato de potasio se necesitaron 18.20 mL de ácido oxálico dihidratado (126.07 g/mol) (0.6000 g de ácido oxálico por litro). Calcular la normalidad de la solución de permanganato. R = 0.006929 N 13. Una solución de permanganato de potasio (158.03 g/mol) se prepara disolviendo 3.16 g de la sal en agua y llevando la solución a 1 litro. Calcular: a) El volumen de dicha solución que será necesario para neutralizar 12.0 mL de peróxido de 5.6 volúmenes (22.4 volúmenes de peróxido = 1 M). R = 120 mL b) La masa de bromuro de sodio (NaBr) que se podrían oxidar a bromo con los 12.0 mL de peróxido de hidrógeno. R = 617 mg 14. 15.0 mL de peróxido de hidrógeno son neutralizados por 18.6 mL de dicromato de potasio 0.250 M. Si los productos principales son cromo (III) y oxígeno, ¿cuál es la concentración del peróxido de hidrogeno expresada en volúmenes? R = 10.4 volúmenes 15. Se toman 10.0 mL de una solución de H2O2 y se diluyen a 250 mL en un matraz aforado. Una alícuota de 5.00 mL consume 22.5 mL de KMnO4 0.157 N para su valoración con ácido. Calcular la concentración molar de la solución de peróxido original. R = 8.83 M 16. Una muestra de 8.13 g de una preparación para control de hormigas se descompuso por calcinación húmeda con H2SO4 y HNO3. El As contenido en el residuo se redujo con hidracina hasta el estado trivalente. Después de eliminar el exceso del agente reductor, el As(III) necesitó 23.77 mL de I2 0.02425 M para su titulación en un medio ligeramente


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alcalino. Exprese los resultados de este análisis en términos de % de As2O3 (197.84 g/mol) en la muestra original. La reacción es: As3+ + I2  As5+ + 2I R = 0.701% 17. La cantidad de hierro existente en una muestra de 0.4891 g procedente de una mena se determinó mediante una valoración redox con K 2Cr 2O7. La muestra se disolvió en HCl y el hierro se llevó a un estado de oxidación +2 con el reductor de Jones. La valoración hasta el punto final con difenilamina como indicador en medio ácido, precisó 36.92 mL de K 2Cr 2O7 0.02153 M. Indique el contenido de Fe (55.85 g/mol) en la mena como % en peso. La reacción es: Cr 2O72 + 6Fe2+ + 14H+  2Cr 3+ + 6Fe3+ + 7H2O R = 54.46% 18. Una solución preparada al disolver una muestra de 0.2464 g de alambre de hierro electrolítico en ácido se pasó a través de un reductor de Jones. El Fe(II) de la solución resultante necesitó 39.31 mL en la titulación. Calcule la concentración molar del oxidante si se usó como titulante: a) Ce4+ (producto: Ce3+) R = 0.1122 M Ce4+ b) MnO4 (producto: Mn2+) R = 0.02245 M MnO4 c) IO3 (producto: ICl2) R = 0.02806 M IO3 19. El yodo producido al agregar un exceso de KI a una solución que contenía 0.1518 g de K 2Cr 2O7 necesitó 46.13 mL de Na2S2O3 para su titulación. Calcule la concentración molar de la solución de tiosulfato. R = 0.06711 M 20. El Sb(III) contenido en una muestra de 1.080 g de un mineral necesitó 41.67 mL en la titulación con I2 0.03134 M [producto de la reacción: Sb(V)]. Exprese el resultado de este análisis en términos de: a) Porcentaje de Sb (121.75 g/mol) R = 14.72% b) Porcentaje de estibnita (Sb2S3) (307.62 g/mol) R = 20.54% 21. En condiciones adecuadas, la tiourea se oxida hasta sulfato mediante soluciones de bromato: 3CS(NH2)2 + 4BrO3 + 3H2O  3CO(NH2)2 + 3SO42 + 4Br  + 6H+ Una muestra de 0.0715 g de un material consumió 14.1 mL de KBrO3 0.00833 M. ¿Cuál era el porcentaje de pureza de la muestra de tiourea (76.11 g/mol)? R = 9.38% 22. Una muestra de 0.7120 g de un mineral de hierro se disolvió y se pasó a través de un reductor de Jones. La titulación del Fe(II) producido necesitó 39.21 mL de KMnO4 0.02086 M. Exprese los resultados de este análisis en términos de porcentaje de:


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a) Fe (55.85 g/mol) R = 32.08% b) Fe2O3 (159.70 g/mol) R = 45.86% 23. El tratamiento de hidroxilamina (H2 NOH) con un exceso de Fe(III) da como resultado la formación de N2O y una cantidad equivalente de Fe(II): 2H2 NOH + 4Fe3+  N2O( g ) + 4Fe2+ + 4H+ + H2O Calcule la concentración molar de una solución de hidroxilamina si el Fe2+ producido por el tratamiento de una alícuota de 50.00 mL necesitó 23.61 mL de K 2Cr 2O7 0.02170 M. R = 0.03074 M 24. El KClO3 contenido en una muestra de 0.1342 g de un explosivo se determinó haciéndolo reaccionar con 50.00 mL de Fe2+ 0.09601 M: ClO3 + 6Fe2+ + 6H+  Cl + 3H2O + 6Fe3+ Cuando se completó la reacción, el exceso de Fe2+ se tituló por retroceso con 12.99 mL de Ce4+ 0.08362 M. Calcule el porcentaje de KClO3 (122.55 g/mol) en la muestra. R = 56.53% 25. Se determinó la concentración de etilmercaptano de una mezcla agitando 1.657 g de muestra con 50.0 mL de I2 0.01194 M en un matraz bien sellado: 2C2H5SH + I2  C2H5SSC2H5 + 2I + 2H+ El exceso de I2 se tituló por retroceso con 16.77 mL de Na2S2O3 0.01325 M. Calcule el porcentaje de C2H5SH (62.13 g/mol). R = 3.64% 26. Un método sensible a I en presencia de Cl y Br , implica la oxidación del I hasta IO3 con Br 2. El exceso de Br 2 se elimina por ebullición o por reducción con ion formiato. El IO3 producido se determina mediante la adición de un exceso de I y titulando el I2 liberado. Una muestra de 1.204 g de la mezcla de halogenuros se disolvió y se analizó por el procedimiento anterior; se consumieron 20.66 mL de tiosulfato 0.05551 M. Calcule el porcentaje de KI (166.0 g/mol) en la muestra. R = 2.635% 27. Una muestra de 1.065 g de un acero inoxidable se disolvió en HCl (este tratamiento convierte el Cr presente en Cr 3+) y se diluyó hasta 500.0 mL en un matraz volumétrico. Una alícuota de 50.00 mL se pasó a través de un reductor de Walden y posteriormente se tituló con 13.72 mL de KMnO4 0.01920 M. Una segunda alícuota de 100.0 mL se pasó a través de un reductor de Jones. La titulación de la solución resultante necesitó 36.43 mL de solución de KMnO4 0.01920 M. Calcule los % de Fe (55.85 g/mol) y Cr (52.00 g/mol) en la aleación. R = 69.07% Fe y 21.07% Cr 28. Una alícuota de 25.0 mL de una solución que contiene ion Tl(I) se trató con K 2CrO4. El Tl2CrO4 se filtró, se lavó para eliminar el exceso de agente precipitante y se disolvió en


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H2SO4 diluido. El Cr 2O72 producido se tituló con 40.60 mL de una solución de Fe2+ 0.1004 M. ¿Cuál es la masa de Tl (204.4 g/mol) en la muestra? Las reacciones son: 2Tl+ + CrO42  Tl2CrO4( s) 2Tl2CrO4( s) + 2H+  4Tl+ + Cr 2O72 + H2O Cr 2O72 + 6Fe2+ 14H+  6Fe3+ + 2Cr 3+ + 7H2O R = 0.5554 g 29. Una muestra de 30.00 L de aire se pasó a través de una torre de absorción que contiene una solución de Cd2+, en donde el H2S se retiene como CdS. La mezcla se aciduló y se trató con 10.00 mL de I2 0.01070 M. Después de completarse la reacción: S2 + I2  S( s) + 2I el exceso de yodo se tituló con 12.85 mL de tiosulfato 0.01344 M. Calcule la concentración de H2S (34.08 g/mol) en ppm; utilice 1.20 g/L para la densidad de la corriente de aire. R = 19.5 ppm 30. Una muestra de 0.574 g de un óxido de hierro se disuelve en ácido clorhídrico concentrado y mediante un procedimiento adecuado, el hierro (III) se reduce a hierro (II). La solución resultante se valora con 15.0 mL de KMnO4 (157.94 g/mol), preparado disolviendo 3.95 g de este reactivo en 500 mL de agua. Calcule el porcentaje de hierro en el óxido analizado, expresándolo como: a) % Fe (55.85 g/mol) y b) % Fe2O3 (159.70 g/mol). R = a) 36.5% y b) 52.2% 31. La materia orgánica contenida en una muestra de 0.9280 g de un ungüento para quemaduras se eliminó por calcinación y el residuo sólido de ZnO se disolvió en ácido. Su tratamiento con (NH4)2C2O4 produjo la formación de ZnC2O4, muy poco soluble. El sólido se filtró, se lavó y se disolvió en ácido diluido. El H2C2O4 liberado necesitó 37.81 mL de KMnO4 0.01508 M. 2MnO4 + 5C2O42 + 16H+  2Mn2+ + 10CO2 + 8H2O Calcúlese el porcentaje de ZnO (81.38 g/mol) en el medicamento. R = 12.50% 32. Una muestra de 0.8040 g de un mineral de hierro se disuelve en ácido. Posteriormente, el hierro se reduce a Fe2+ y se titula con 47.22 mL de una solución 0.02242 M de KMnO4. Calcular los resultados de este análisis en términos de: a) % de Fe (55.847 g/mol) y b) % de Fe3O4 (231.54 g/mol). La reacción es: MnO4 + 5Fe2+ + 8H+  Mn2+ + 5Fe3+ + 4H2O R = a) 36.77% y b) 50.81% 33. El CO contenido en 20.3 mL de una muestra de gas se convirtió en CO2 haciendo pasar el gas sobre pentóxido de yodo calentado a 150ºC: I2O5( s) + 5CO( g )  5CO2( g ) + I2( g ) El yodo destilado a esta temperatura se recogió en un absorbente que contenía 8.25 mL de Na2S2O3 0.01101 M: I2(ac) + 2S2O32(ac)  2I(ac) + S4O62(ac) El exceso de Na2S2O3 se tituló por retroceso con 2.16 mL de solución 0.00947 M de I2. Calcular la masa en miligramos de CO (28.01 g/mol) por litro de muestra. R = 172 mg de CO/L


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34. Se tituló una muestra de 0.2121 g de Na2C2O4 puro (134.00 g/mol) se gastan 43.31 mL de KMnO4. ¿Cuál es la normalidad de la solución de KMnO4? R = 0.07309 N 35. Se disolvió en ácido una muestra de 0.8040 g de una mena de hierro. El hierro se redujo a Fe2+ y se tituló con 47.22 mL de una solución 0.1121 N de KMnO4. Calcular los resultados de este análisis en términos de: a) % de Fe (55.847 g/mol) y b) % de Fe3O4 (231.54 g/mol). R = a) 36.77% y b) 50.81% 36. En la titulación del I 2 producido a partir de 0.1238 g de KIO3 grado patrón primario, se necesitaron 41.27 mL de tiosulfato de sodio: Las reacciones son: i) IO3 + 5I + 6H+  3I2 + 3H2O y ii) I2 + 2S2O32  2I + S4O62 Calcular la concentración de Na2S2O3. R = 0.08411 M 37. Una mezcla de gases se pasó a través de una solución de hidróxido de sodio a una velocidad de 2.50 L/min, durante un total de 64.0 min. El SO2 de la mezcla se retuvo como ion sulfito: SO2( g ) + 2OH  SO32 + H2O. Después de acidular con HCl, el ion sulfito se tituló con 4.98 mL de KIO3 0.003125 M: IO3 + 2H2SO3 + 2Cl  ICl2 + 2SO42 + 2H+ + H2O Utilice 1.20 g/L para la densidad de la mezcla y calcule la concentración de SO2 (64.06 g(mol) en ppm. R = 10.4 ppm 38. Una muestra de 5.00 mL de brandy se diluyó a 1.000 L en un matraz volumétrico. El etanol (C2H5OH) de una alícuota de 25.00 mL de la solución diluida se destiló en 50.00 mL de K 2Cr 2O7 0.02000 M y se oxidó hasta ácido acético por calentamiento. La reacción es: 3C2H5OH + 2Cr 2O72 + 16H+  4Cr 3+ + 3CH3COOH + 11H2O Después de enfriar la solución, se añadieron al matraz 20.00 mL de Fe2+ 0.1253 M. A continuación se tituló el exceso de Fe2+ con 7.46 mL de K 2Cr 2O7 hasta el punto final. Calcúlese el porcentaje (p/v) de C2H5OH (46.07 g/mol) en el brandy. R = 40.4% 39. Una muestra de 0.2981 g de un antibiótico en polvo se disolvió en HCl y la solución se diluyó hasta 100.0 mL. Se transfirió una alícuota de 20.00 mL a un matraz al que se le agregaron 25.00 mL de KBrO3 0.01767 M. Se le agregó un exceso de KBr, para formar Br 2 y se tapó el matraz. La reacción es: BrO 3 + 5Br  + 6H+  3Br 2 + 3H2O. Después de 10 min, tiempo durante el que se bromó la sulfanilamida: H2 NC6H4SO2 NH2 + 2Br 2  H2 NC6H2Br 2SO2 NH2 + 2H+ + 2Br  se agregó un exceso de KI. El yodo liberado se tituló con 12.92 mL de tiosulfato de sodio 0.1215 M. Las reacciones son: Br 2 + 2I  2Br  + I2 y I2 + 2S2O32  2I + S4O62. Calcule el porcentaje de sulfanilamida, H2 NC6H4SO2 NH2 (172.21 g/mol) en el polvo. R = 78.04%


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40. 20.0 mL de una mezcla de sulfato de hierro(II) y sulfato de hierro(III) en disolución consumieron para su oxidación completa 17.6 mL de KMnO4 0.100 N. Otros 20.0 mL de muestra, después de la reducción completa con cinc metálico consumieron 29.8 mL del mismo KMnO4. Calcular el porcentaje de FeSO4 (151.90 g/mol) y Fe2(SO4)3 (399.87 g/mol) en la muestra. R = 52.3% FeSO4; 47.7% Fe2(SO4)3 41. Se disuelven 0.6102 g de una muestra de limonita, y el hierro (55.85 g/mol) presente en la muestra se reduce al estado de Fe(II). Sabiendo que para oxidar este hierro se necesitan 43.13 mL de una disolución de dicromato de potasio, calcular el porcentaje de óxido de hierro(III) (159.7 g/mol) presente en la muestra. Se debe tener en cuenta que 1.00 mL de disolución de dicromato de potasio equivalen a 0.00515 g de As2O3 (197.8 g/mol). La ecuación de oxidación del As2O3 es: As2O3 + 2H2O  As2O5 + 4H+ + 4e R = 58.8% Fe2O3 42. Se quiere conocer el grado alcohólico de un vino de mesa, para lo cual se toma una muestra de 5.00 mL del mismo y se diluyen a 100.0 mL en un matraz aforado. Una alícuota de la disolución anterior de 20.00 mL se destila y el etanol se recoge en 100.0 mL de dicromato de potasio 0.01720 M, con lo que se oxida a ácido acético. La reacción es: 3C2H5OH + 2Cr 2O72 + 16H+  4Cr 3+ + 3CH3COOH + 11H2O El exceso de dicromato se valoró con 14.42 mL de Fe(II) 0.02487 M. Calcular el porcentaje de etanol (46.07 g/mol) en el vino. R = 11.5% 43. Se desea determinar la molaridad de una disolución de peróxido de hidrógeno para lo cual se valora en medio ácido 10.00 mL de la misma con una disolución de permanganato de potasio, obteniéndose un gasto de 8.32 mL. Anteriormente, una toma de 5.00 mL del agente titulante se valoró con ácido oxálico dihidratado, consumiéndose de este último la misma cantidad de equivalentes que neutralizan una alícuota de 10.00 mL de hidróxido de potasio 0.0670 N. En medio ácido: 2MnO4 + 5H2O2 + 6H+ → 2Mn2+ + 5O2 + 8H2O R = 5.57 x 102 M 44. Cuando se hacen pasar 25.00 mL de una disolución problema a través de un reductor de Jones, el molibdato (MoO42) se convierte en el catión molibdeno (III). El filtrado requiere en medio ácido 16.43 mL de disolución de permanganato 0.01033 M para alcanzar el punto final. Halle la molaridad del molibdato en la disolución original. En medio ácido: 3MnO4 + 5Mo3+ + 4H+ → 3Mn2+ + 5MoO22+ + 2H2O R = 1.13 x 102 M 45. Una disolución acuosa de glicerol (C3H8O3) de 100.00 mg se hace reaccionar con 50.00 mL de ión cerio (IV) 0.0837 M en ácido perclórico 4 M a 60°C durante 15 minutos con el fin de oxidar el glicerol a ácido fórmico (HCOOH). Para alcanzar el punto final con la ferroína en la titulación del exceso de titulante, se requieren 12.11 mL de disolución de hierro (II) 0.0448 M. ¿Cuál es el porcentaje en masa de glicerol (92.093 g/mol) en la muestra problema? En medio ácido: C3H8O3 + 8Ce4+ + 3H2O → 3HCOOH + 8Ce3+ + 8H+


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R = 41.93% 46. Una muestra de 0.9500 g de mineral de vanadio, óxido de vanadio (V), se disuelve en ácido y se pasa por un reductor de Jones. El vanadio reducido se recoge sobre alumbre férrico en exceso: V2+ + 2 Fe3+ + H2O → VO2+ + 2 Fe2+ + 2 H+ El VO2+ y el hierro (II) obtenidos se valoran con 27.10 mL de permanganato de potasio 0.09250 N. Calcule el porcentaje de óxido de vanadio (V), V2O5 (181.879 g/mol), en el mineral. En medio ácido: VO2+ → VO3 R = 8% 47. Para determinar el número de moléculas de agua en un sulfato ferroso, se disuelven 0.2400 g de sal hidratada en 20 mL de agua, se agregan 5 mL de ácido sulfúrico diluido al quinto y se valora con una solución de permanganato de potasio, obteniéndose un gasto de 8.50 mL. El permanganato de potasio se estandarizó tomando una alícuota de 10.01 mL de una solución de ácido oxálico dihidratado, H2C2O42H2O (125.994 g/mol), preparada disolviendo 0.4800 g de dicho ácido en un volumen de 100.02 mL, siendo el gasto de permanganato de potasio de 8.01 mL. Calcule el número de moléculas de agua en la sal, FeSO4 (151.92 g/mol). R = FeSO48H2O 48. Durante el análisis de un mineral que contiene óxido de hierro (III) y óxido de aluminio se obtuvieron los siguientes datos: una muestra de 0.8010 g fue calcinada y el sólido resultante de los óxidos pesó 0.2291 g. Después de solubilizarlo y reducir el hierro (III) con cloruro de estaño a hierro (II), se tituló con 7.96 mL de permanganato de potasio 0.1011 N. Determine el porcentaje de óxido de hierro (III), Fe2O3 (159.70 g/mol), y de óxido de aluminio, Al2O3 (101.94 g/mol), en el mineral. R = 8.02% de Fe2O3 y 20.58% de Al2O3 49. El ión nitrito, NO2, puede determinarse por oxidación con un exceso de cerio (IV), seguida de una titulación por retroceso del cerio (IV) que no reaccionó. Una muestra sólida de 4.030 g que sólo contiene nitrito de sodio y nitrato de sodio se disuelve en 500.00 mL de H2O. Una muestra de 25.00 mL de esta solución se hace reaccionar con 50.00 mL de cerio (IV) 0.1186 M en medio ácido durante 5 minutos y el exceso de cerio (IV) se titula por retroceso con 31.13 mL de sulfato amónico ferroso 0.04289 M. Calcule el porcentaje en masa de nitrito de sodio, NaNO2 (69.0 g/mol) en el sólido. En estas reacciones: Ce4+ → Ce3+; NO2 → NO3; Fe2+ → Fe3+ R = 78.67%


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POTENCIALES ESTÁNDAR DE REDUCCIÓN


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Guía Ejercicios QA042-2017 (4)

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