Problemas resueltos de Química analítica

Problemas resueltos de Química analítica. PQA 4.20.

4.20. Una muestra de sidra de 100.00 g se somete a un proceso de oxidación mediante el cual su contenido en sacarina es transformado en sulfato, que posteriormente es precipitado con bario. Si la masa de este precipitado es de 0.0223 g, calcular el porcentaje de sacarina en la muestra de sidra

La sacarina es oxidada a sulfato y el sulfato es precipitado con bario según las reacciones siguientes y relaciones estequiométricas: C7H5NO5S <- Oxid -> SO4(2-) SO4(2-) + Ba2+ <--> BaSO4 (precip.) moles sacarina/moles S = moles So4(2-) So4(2-) = moles BaSO4 moles sacarina = g BaSO4/Pm BaSO4/ Pm BaSO4 = 0.0223/233.40 = 9.55 * 10^-5 g sacarina = 9.55 * 10^-5 * Pm sacarina sacar ina = 9.55 * 10^-5 * 183.19 183.19 = 0.0175 g % sacarina = 0.0175 * 100/100.00 = 0.0175%


4.19. Una muestra de 1.227 g de alumbre, K2SO4 · Al2(SO4)3 · 24 H2O, que contiene sólo impurezas inertes, se disuelve y el aluminio se precipita con 8-hidroxiquinoleína. 8-hidroxiquinoleína. Una vez filtrado, el precipitado se calcina a Al2O3, obteniéndose una masa de 0. 1098 g. g. Calcular los porcentajes de aluminio y azufre en la muestra.

El aluminio precipita con la 8-hidroxiquinoleína C9H7NO, según la reacción: Al3+ + 3C9H7NO <--> Al(C9H6NO)3 (precip.) + 3H+ Una vez calcinado a Al2O3 y determinado su peso, 0.1098 g, se puede calcular el contenido de aluminio en la muestra.

g Al = g Al2O3 * 2 * Pat Al/Pm Al2O3 = = 0.1098 * 2 * 26.98/101.96 = 0.05811 g % Al = 0.05811 * 100/1.2277 = 4.73% Para calcular el contenido de azufre en peso y su porcentaje tendremos en cuenta la reacción estequiométrica:

2 moles Al/4 moles S moles Al =g l/Pt l = 0.05811/26.98 = 0.00254 moles S = 2* moles Al = 2* 0.0002154 = 0.004308 g S = moles S * Pt S = 0.004308 *m 32.06 = 0.1381 g % S = 0.1381 * 100/1.2277 = 11.25 % Problemas resueltos de Química analítica. PQA 4.18.

4.18. Una aleación contiene aluminio, silicio y magnesio. Una muestra de 0.6750 g se disuelve en ácido y se separa el silicio en forma de SiO2, cuya masa un vez calcinada es de 0.0285 g. A la disolución ácida resultante se le añade amoniaco y se precipita el aluminio como Al2O3, que tras el adecuado tratamiento da una masa de 0. 5383 g. En esta disolución amoniacal, finalmente, se precipita el magnesio con fosfato, se calcina el precipitado y se pesa como pirofosfato, obteniéndose 1.6946 g. Calcular la composición de la aleación.

El contenido de silicio en peso y su porcentaje será: g Si = g SiO2 * Pat Si/Pm SiO2 = = 0.0285 * 28.09/60.09 = 0.0133 g % Si = 0.0133 * 100/0.6750 = 1.97% El contenido de aluminio en peso y su porcentaje será:

g Al = g Al2O3 * 2 * Pat Al/Pm Al2O3 = = 0.5383 * 2 * 26.98/101.96 = 0.2849 g % Al = 0.2849 * 100/0.6750 = 42.21% El contenido de aluminio en peso y su porcentaje será: g Mg = g Mg2P2O7 * 2 * Pat Mg/Pm Mg2P2O7 = 1.6946 * 2 * 24.31/222.56 = 0.3702 g % Mg = 0.3702 * 100/0.6750 = 54.84% Problemas resueltos de Química analítica. PQA 4.17.

4.17. Una muestra contiene sodio, bario y amonio en forma de nitratos. Se toman 0.9996 g y se disuelven en 250.0 ml. Una alícuota de 100.o ml se trata con H2SO4, obteniéndose un precipitado de 0.2201 g. La disolución resultante se evapora a sequedad, quedando un

residuo de 0,1987 g. En otra alícuota de 100.0 ml se elimina el amonio y, tras tratamiento adecuado con tetrafenilborato de sodio, se obtiene un precipitado. ¿Cuál será su masa si el porcentaje de sodio en la muestra es del 11.20%? ¿Cuáles serán los porcentajes de bario y potasio en la muestra?.

Primero se procede a precipitar el SO4Ba: Ba2+ + SO4(2-) <--> BaSO4 (precip.) Como la masa del precipitado obtenido es de 0.2201 g, se puede calcular el peso de bario presente en la alícuota así: g Ba = g BaSO4 * Pat Ba /Pm BaSO4 = = 0.221 * 137.34/233.40 = 0.1295 g Ahora lo calculamos para los 250.0 ml totales obteniendo: gBa tot. = 0.1925 * 2.5 = 0.3235 g y referido a porcentaje: %Ba =0.3238 * 100/0.9996 = 32.49%

Al evaporar a sequedad la disolución resultante, tras separar el precipitado de BaSO4, queda un residuo de 0.1987 g constituido por las sales Na2SO4 y K2SO4. Ya que conocemos el % de sodio en la muestra, 11.20%, calculamos la masa de Na2SO4 presente en el residuo: gNa tot = 0.9966 * 0.1120 = 0.1116 g En la alícuota de 100.0 ml habrá: g Na = 0.1116/2.5 =0.04464 g Los pesos de sulfatos sódico y potásico serán: g Na2SO4 = g Na * Pa m Na2SO4/(2 * Pat Na) = = 0.04464 * 142.04/(2 * 22.99) = 0.1379 g g K2SO4 = 0.1987-0.1379 = 0.0608 g g K = g K2SO4 * (2 * Pat K)/(Pam K2SO4) = 0.0609 * (2 * 39.10)/174.26 = 0.0273 g Referido a 250.0 ml calculamos el peso pedido en 250 ml y su porcentaje: g K = 0.0273 *2.5 = 0.0683 g

%K = 0.0683* 100/0.9996 = 6.85%

En la alícuota tratada con el tetrafenilborato se ha obtenido un precipitado de KB(C6H5)4: Si en 100 ml había 0.0273 g de K tendremos: g KB(C6H5)4 = g K * Pm KB(C6H5)4/Pat K = 0.0273 * 358.34/39.10 = 0.250 g

Problemas resueltos de Química analítica. PQA 4.16. 4.16. Una muestra de 1.5832 g conteniendo fósforo se disuelve en medio ácido, y a continuación, se añade un exceso de disolución de molibdato amónico, formándose un precipitado amarillo de fosfomolibdato amónico. El precipitado se disuelve y, tras el tratamiento adecuado, se procede a la precipitación de molibdato de plomo, cuya masa es de 0.1203 g. Calcular el procentaje de fósforo en la muestra, expresando el resultado como P2O5.

Comenzamos por precipitar el fosfomolibdato en medio ácido mediante la reacción: PO4(3-) + 12 MoO4(2-) + 3NH4+ +24 H+ <--> <--> (NH4)3PMo12O40 (precip.) +12 H2O La reacción da (NH4)3PMo12O40.2HNO3.H2O (precip.) en medio á. nítrico diluído y tras calentar a 300ºC se forma el precipitado PMo12O40. Así pues la reacción al precipitar como molibdato de plomo transcurre en la r elación: PO4(3-) <--> 12 MoO4(2-) <-->12 PbMoO4 ya que P2O5 <-->2 PO4(3-) g P2O5 = g PbMoO4 * Pm P2O5/(24 * Pm PbMoO4) g PbO5 = 0.1203 * 141.95/(24 * 367.13) = 0.1203 * 0.01611 = 0.001938 g % P2O5 = 0.001938 g * 100/1.5832 = 0.1224 % Problemas resueltos de Química analítica. PQA 4.15.

4.15. Una muestra de oxalatos de calcio y magnesio se analiza ter mogravimétricamente. Después de calcinación hasta formación de carbonato cálcico y óxido de magnesio, la masa del precipitado es de 0.5776 g y, tras calcinación a óxidos de calcio y magnesio, su masa es de 0.3407 g. Calcular la masa de óxido de calcio en la muestra.

El tratamiento térmico de la muestra de oxalatos da lugar a una mezcla de CaCO3 y MgO de

acuerdo con las reacciones: CaC2O4 (precip.) --Q--> CaCO3 (precip.) + CO (gas) MgC2O4 (precip.) --Q--> MgO (precip.) + CO (gas) + CO2 (ga s) La masa de este precipitado es 0.5776 g, luego g CaCO3 + g MgO = 0.5776 g y teniendo en cuenta las equivalencias entre productos: g CaCO3 = g CaO * Pm CaCO3/Pm CaO = g CaO * 100.9/56.8 y sustituyendo: g CaO * 100.9/56.8 + g MgO = 0.5776 g Al proseguir la calcinación: CaCO3 --Q--> CaO (precip.) + CO2 (gas) Y al final se tiene una mezcla de óxidos de calcio y magnesio de masa 0.3407 g. g CaO + g MgO = 0.3407 Sustituyendo pasamos a tener un sistema de dos ecuaciones con dos incógnitas que resolvemos: g CaO * 1.785 + gMgO = 0.5776 g g Cao + g MgO = 0.3407 g CaO = 0.3018 g MgO = 0.3407 - 0.3018 = 0.0399 g

Problemas resueltos de Química analítica. PQA 4.14. Gravimetrías

4.14. El calcio de una muestra de 0.7554 g de piedra caliza, previamente disuelta, fue precipitado como oxalato y, posteriormente calentado hasta su transformación en carbonato cálcico. El peso de este compuesto fue de 0.3015 g. Calcular el porcentaje de calcio en la muestra de caliza. Datos: Pat Ca = 40.08; Pm CaCO3 = 100.09;

Precipitamos el calcio con oxalato y por calcinación se transforma térmica mente en carbonato: Ca2+ + C2O4(2-) <--> CaC2O4 (precip.) CaC2O4 (precip.) -> CaCo3 (precip.) + CO (gas)

La relación molar es moles Ca = moles CaC2O4 = moles CaCO3 g Ca/Pat Ca = g CaCO3/Pm CaCO3 Se conoce como factor gravimétrico al cociente a dimensional Pat Ca/PmCaCO3 = 0.4004. g Ca = g CaCO3 * Pat Ca/PmCaCO3 = g CaCo3 * 40.08/100.09 = 0.3015 * 40.08/100.09 = 0.127 g %Ca = gCa * 100/g muestra = 0.1207 * 100/0.7554 = 15.98% Problemas resueltos de Química analítica. PQA 4.26.

4.26. Se analiza un muestra comercial de cianuro potásico, que se sabe está contaminada con cianuro sódico, y que contiene pequeñas cantidades de cloruro y de sustancias inertes. Para ello se pesa 1.000 g de muestra, se disuelve y se valora con 45.95 ml de AgNO3 0.1650 M hasta turbidez permanente. A continuación se prosigue la a dición de AgNO3, gastándose 47.70 ml hasta la obtención de un color rojizo, empleando K2CrO4 como indicador. Calcular: a) el contenido total de cianuaro en la muestra, expresado como porcentaje de KCN y b) el contenido de cloruro en la muestra, expresado como porcentaje de KCl. a) Valoramos el cianuro con nitrato de plata, por el método de Liebig, transcurriendo la reacción así: 2 CN- + Ag+ <--> Ag(CN)2- (precip.) Añadimos la cantidad estequiométrica y un ligero exceso y se produce una turbidez permanente de dicianoargentato (I) de plata: Ag(CN)2- + Ag+ <--> Ag[Ag(CN)2] (precip.) En el punto de equivalencia se cumple la relación: 2 mmoles Ag+ = mmoles CN2 * 0.1650 * 45.95 = mmoles CN15.16 = mmoles CN- = mmoles KCN 15.16 * 65.12 = 987.2 mg KCN % KCN = 987.2 * 100/1000.0 = 98.72 % b) Para determinar el cloruro se añade un cantidad adicional de disolución de nitrato de plata,

seguida de la de cloruro de plata, originando el primer exceso de ión plata un precip. rojo anaranjado de Ag2CrO4, que indica el final de la valoración según el método de Mohr y las siguientes reacciones y equivalencias: Ag(CN)2- + Ag+ <--> Ag[Ag(CN)2] (precip.) Cl- + Ag+ <--> AgCl (precip.) mmol Ag+ = mmol g(CN)2- + mmol Cl(mmol Ag+)ini = 0.1650 * 45.95 = 7.582 = mmol Ag(CN)2(mmol Ag+)exceso = mmol Ag(CN)2- + mmol Cl0.1650 * 47.70 = 7.582 + mmol Clmmol Cl- = 0.2890 mg KCl = 0.2890 * 74.56 = 21.55 mg % KCl = 21.55 * 100/1000.0 = 2.16 %


4.25. Una muestra de blenda de 1.0728 g de masa se trata con HNO3, se elimina el H2S y la disolución resultante se enrasa a 250 ml. Una alícuota de 25.0 ml de ésta se valora con una disolución de ferrocianuro potásico, gastándose 16.5 ml de la misma. La concentración de la disolución valorante fue previamente determinada pesando 0.0490 g de Zn metálico, disolviéndolos en H2SO4 diluído y va lorando seguidamente la disolución de ferrocianuro, que gastó 12.1 ml. Calcular el porcentaje de sulfuro de cinc en la blenda.

La valoración de cinc con ferrocianuro potásico transcurrirá de acuerdo con la reacción ajustada: 3 Zn2+ +2 K+ +2 Fe(CN)6(4-) <--> K2Zn3[Fe(CN)6(4-)]2 (precip.) En el punto de equivalencia la relación estequiométrica es: 2 * mmoles Zn2+ = 3 * mmoles Fe(CN)6(4-) Calcularemos primero la concentración de la solución valorante de ferrocianuro, la cual se determina mediante la misma reacción. Por tanto, a partir de los datos del problema se tiene: 2 * 49.0/65.37 = 3 * mmoles Fe(CN)6(4-) mmol Fe(CN)6(4-) = 0.500 mmoles mmol Fe(CN)6(4-) = MsubFe(CN)6(4-) * V 0.500 = MsubFe(CN)6(4-) * 12.1 y despejando MsubFe(CN)6(4-) = 0.0413 mol/l

Conocida la concentración del valorante, se determina la cantidad de cinc en la muestra problema. 2 * mmoles Zn2+ = 3 * mmoles Fe(CN)6(4-) 2 * mmoles Zn2+ = 3 * 16.5 * 0.0413 mmoles Zn2+ = 1.02 mmoles Ahora calculamos la masa de ZnS en la alícuota de 25.0 ml: mmoles Zn2+ = mmoles ZnS = 1.02 * 97.43 = 99.4 mg ZnS En el volumen total de 250 ml habrá 994 mg de ZnS y el porcentaje de sulfuro de cinc en la blenda será: %ZnS = 994 * 100/1072.8 = 92.7%


4.24. Una mezcla de NaCl y MgCl2 que pesa 1.6330 g se disuelve en agua y se lleva a un volumen de 250 ml. Una alícuota de 25.0 ml se valora con Ag+ 0.1250 M, consumiéndose 24.5 ml. Calcular el porcentaje de MgCl2 en la muestra. Se va a proceder a una valoración directa de cloruro con disolución patrón de Ag+: Cl- + Ag+ <--> AgCl (precip.) En el punto de equivalencia la relación estequiométrica es: mmoles Cl- = mmoles Ag+ mmoles Cl- = 24.5 * 0.1250 = 3.06 mmoles Para el volumen total de 250 ml, tendremos: mmoles Cl- =3.06 * 250/25.0 = 30.6 mmoles Estos mmoles de cloruros proceden de la disolución de las dos sales, NCl y MgCl2. Por tanto, teniendo en cuenta la estequiometría de las sales se debe cumplir que: mmoles Cl- = mmoles NaCl + 2 mmoles MgCl2 mmoles Cl- = 30.6 = mg NaCl/58.44 + (2 * mg MgCl2)/95.22

Teniendo en cuenta la masa total de la muestra de sales de cloruros, tendremos: 163.0 = mg NaCl + mg MgCl2 Disponemos de un sistema de dos ecuaciones con dos incógnitas para calcular las masas de ambas sales y el porcentaje de MgCl2 pedido: mg NaCl = 950 mg; mg MgCl2 = 683 mg; % MgCl2 = 683 * 100/1633 = 41.8% Problemas resueltos de Química analítica. PQA 4.23.

4.23. Una muestra de 2.0000 g de feldespato produce una mezcla de cloruros de sodio y potasio que pesa 0.2558 g. Si se agregan 35.00 ml de AgNO3 0.1000 M a la mezcla disuelta de cloruros y el exceso de Ag+ requiere 1.00 ml de KSCN 0.0200 M para su valoración, ¿cuál es el porcentaje de potasio en el feldespato?

Aplicaremos el método de Volhard para la determinación indirecta de cloruros. Para ello se agregará una cantidad conocida de AgNO3. El exceso de sal de plata que no ha reaccionado con el cloruro se valorará con una solución patrón de SCN- y se producirán las siguientes reaccciones: Cl- + Ag+ <--> AgCl(precip.) + Ag+(exceso) Ag+(exceso) + SCN- <--> AgSCN-(precip.) Las relaciones estequiométricas que se deducen de las reacciones son: mmol Ag+(tot) = mmol Cl- + mmol Ag+ tot mmol Ag+(exceso) = mmol SCNmmol Cl-(tot) = mmol NaCl + mmol KCl Calculamos Cl-(tot) en la muestra, a partir de las dos ecuaciones con dos incógnitas citadas: 5.00 * 0.1000 = mmol Cl- + 1.00 *0.0200 mmol Cl- =3.48 mmoles Cl- =3.48 = mg NaCl/58.44 + mg KCl/74.56 255.8 mg = mg NaCl + mg KCl mg NaCl =13.3 y mg KCl = 242.5 mg mg K = mg KCl * Pat K/Pm KCl = 242.5 * 39.10/74.56 = 127.2 mg % S = 127.2 * 100/2000 = 6.36 %


4.22. Un fragmento de una moneda de plata que pesa 0.1238 g, se disuelve en a. nítrico y se valora con KSCN 0.0214 M, consumiéndose 47.0 ml. Calcular el contenido de plata en la moneda. Aplicaremos el método de Volhard para la determinación directa de la plata. La reacción y sus relaciones estequiométricas serán: Ag+ + SCN- <--> AgSCN(precip.) mmoles Ag+ = mmoles SCNAplicando: mmoles Ag+ = 47.0 * 0.0214 = 1.01 mmoles mg Ag+ = 1.01 * 107.87 = 109 mg % Ag = 109 * 100/123.8 = 88.8 %


4.21. Se quiere valorar una disolución de 50.0 ml de tiocianato potásico 8.00 * 10^-2 M con Cu+ 4.00 * 10^-2 M, a partir de los puntos más significativos, trazar la curva de valoración correspondiente. Representaremos valores de pSCN = -log[SCN-] frente al volumen de valorante añadido de la disolución de Cu+, que tiene lugar mediante la reacción: Cu+ + SCN- <--> CuSCN (precip.) En el punto inicial, antes de añadir el valorante, tenemos: pSCN- = -log[SCN-] = -log(8.00 * 10^-2) = 1.10 En el transcurso de la valoración y antes de llegar al punto de equivalencia, la concentración de SCN- se calcula a partir de: [SCN-]tot = [SCN-]novalo + [SCN-]sub(CuSCN) Siendo [SCN-]sub(CuSCN) la concentración de ión tiocia nato procedente de la disolución parcial del preecipitado de CuSCN. La concentración de tiocianato debido a la solubilidad del CuSCN puede despreciarse frente a la [SCN-]novalo hasta aproximarse al punto de equivalencia.

La [SCN-]novalo se calcula a partir de los mmoles iniciales de Cu+ a ñadidos, restándoles los mmoles de Cu+ añadidos y dividiendo el resultado por el volumen total en ml de la disolución. Tras añadir 10.0 ml de Cu+ tendríamos: [SCN-]novalo = (mmoles ini de SCN- - mmoles Cu+)/V ml = [50.0 * (8.00 * 10^-2) -20.0 * (4.00 * 10^-2)]/60.0 = 6.00 * 10-2 M y pSCN = -log[SCN-] = 1.22 Tras añadir 50.0 ml de Cu+ tendríamos: [SCN-]novalo = (mmoles ini de SCN- - mmoles Cu+)/V ml = [50.0 * (8.00 * 10^-2) -50.0 * (4.00 * 10^-2)]/100.0 = 2.00 * 10-2 M y pSCN = -log[SCN-] =1.70 Para 99.0 ml, casi en el punto de equivalencia, comprobaremos si sigue siendo despreciable la solubilidad del CuSCN, resolviendo la ecuación de segundo grado y despejando [SCN-]tot: [SCN-]tot = [SCN-]novalo + [SCN-]sub(CuSCN) [SCN-]tot = [SCN-]novalo + Ksub(s)/[SCN-]tot [SCN-]tot = 0.0400/149.0 + 10^-13.4/[SCN-]tot = 2.68 * 10-4 M pSCN = -log[SCN-] = 3.57

En el punto de equivalencia al añadir los 100.0 ml de Cu+ [SCN-] se obtiene del producto de solubilidad del CuSCN (precip.) calculando: [SCN-] = [Cu+] = raiz(Ksub(s)) = raiz(10^ -13.4)= 2.00 *10^-7 y pSCN = 6.70 Para valores en exceso la [SCN-] disminuye por efecto del ión común aportado por el exceso de valorante y se calculará así: [SCN-] = Ksub(s)/[Cu+]exceso = 10^-13.4/[Cu+]exceso Para 105 ml Cu+ tendremos: [SCN-] = 10^-13.4/(5.0*(4.00*10^2)/155.0) = = 3.09 *10^11 y pSCN = 10.5 Tabla 1. Datos curva valoración (x,y) Vañad[SCN-]novalo pSCN-Vañad[SCN-]novalo 10 20 30 40 50

6.00 *10^-2 4.57 *10^2 3.50 *10^-2 2.67 *10^-2 2.00 *10^-2

1.22 1.34 1.46 1.57 1.70

-----------

95 -----99 -----100 2.00 *10^-7 105 3.09 * 10^-11 110 1.59 * 10^-11

pSCN 2.86 3.57 6.70 10.5 10.8

60 70 80 90

----------------

1.84 --- 120 2.00 --- 130 2.21 --- 140 2.54 --- 150

11.1 11.2 11.3 11.4


4.31. Un método para la determinación del ión Co(2+) consiste en añadir a la disolución problema un exceso conocido de SCN-, en presencia de piridina, C5H5N, para que se produzca Co(C5H5N)4(SCN)2, después se filtra el precip. y se valora el exceso de SCN-. Calcular la concentración de Co(2+) en la disolución, si 25.0 ml se tratan con 3 ml de piridina y 25.0 ml de KSCN 0.1132 M., se filtra y el filtrado se lleva 250.0 ml, se toma una alícuota de 50.0 ml y se añade 5.00 ml de AgNO3 0.1210 M. El exceso de plata, tras la adición de unas gotas de Fe3+, requiere 4.00 ml de KSCN 0.1132 M hasta aparición de color rojo.

El Co(2+) se va a determinar de forma indirecta mediante su precipitación en presencia de piridina con un exceso de disolución de SCN-, basada en la reacción: Co(2+) + 4 C5H5N + 2 SCN- <--> Co(C5H5N)4(SCN)2 (precip.) El SCN- no reaccionado se trata, con un exceso conocido de disolución de AgNO3, precipitando AgSCN. Por último la cantidad de Ag+ sobrante se valora con la disolución patrón de SCN- por el método de Volhard. (mmol Ag+tot) = (mmol SCN-sin reacc) + (mmol Ag+exceso) 5.00 * 0.1210 = (mmol SCN-sin reacc) + (mmol Ag+exceso) mmol Ag+ = mmoles SCN- = 4.00 * 0.1132 = 0.453 Sustituyendo arriba: 5.00 * 0.1210 = (mmol SCN-sin reacc) + (mmol Ag+exceso) 5.00 * 0.1210 = (mmol SCN-sin reacc) + 0.453 (mmol SCN-sin reacc) = 0.605 - 0.453 = 0.152 Estos valores se refieren a una alícuota de 50 ml, por lo que ahora los referiremos a los 250 ml totales: (mmol SCN-sin reacc) = 250 * 0.152/5 = 0.760 (mmol SCN-tot) = 25.0 * 0.1132 = 2.83 (mmol SCN-sin reacc) = 2.83 - 0.760 = 2.07 Por la estequiometría de la reacción: 2 * mmol Co(2+) = mmol SCN2 * mmol Co(2+) = 2.07

mmol Co(2+) = 1.04 Problemas resueltos de Química analítica. PQA 4.30.

4.30. Para determinar el contenido de sulfato en una muestra de sal de Mohr, contaminada con impurezas inertes, se requiere un volumen de disolución de Ba2Cl 0.2000 M cuyo valor, en ml, es igual al porcentaje de hierro en la muestra. ¿Cuál es el peso de la muestra?. El sulfato se va a determinar mediante una volumetría de precipitación basada en la reacción: Ba2+ + SO4(2-) <--> BaSO4 (precip.) En el punto de equivalencia la relación estequiométrica es: mmoles Ba2+ = mmoles SO4(2-) La muestra a analizar es sal de Mohr impurificada bajo la fórmula Fe(SO4)2. (NH4)2 . 6H2O que es un sulfato ferroso amónico hexahidratado y cada mol de esta sal contiene dos moles de sulfato y uno de hierro. mmol SO4(2-) 2 * mmol sal de Mohr = 2 * mmol Fe Por tanto calculamos los moles gastados en la valoración del sulfato: mmoles Ba+2 = V ml * 0.2000 = mmoles SO4(2-) V ml * 0.2000 = 2 * mmoles Fe = 2 * mg Fe/55.85 V ml = mg Fe * 100/mg muestra mg Fe* 100 * 0.2000/mg muestra = 2 * mg Fe/55.85 mg muestra = 558.5 Problemas resueltos de Química analítica. PQA 4.29.

4.29. Una mezcla que contiene NaBr, KCN y KSCN se pone en disolución y requiere 14.6 ml de AgNO3 0.100 M hasta aparición de una tenue turbidez. A otra muestra idéntica se le añaden 52.5 ml de AgNO3 0.100 M, necesitándosen a continuación 8.25 ml de KSCN 0.0920 M para valorar el exceso de Ag+ por el método de Volhard. El precipitado total obtenido se trata hasta descomposición de todos los precipitados, a excepción del de AgBr. La disolución resultante se valora seguidamente con KSCN 0.00920 M, del cual se requieren 39.1 ml. Calcular las masas de NaBr, KCN y KSCN presentes en la muestra. En la primera muestra se lleva a cabo una determinación de cianuro de acuerdo con el método de Liebig, mediante la reacción: Ag+ + 2CN- <--> Ag(CN-)2 (precip.) En el punto de equivalencia la relación estequiométrica es:

2 * mmoles Ag+ = mmoles CN1 * 14.6 * 0.100 = 2.92 mmol CNA la segunda muestra, idéntica a la primera, se añade suficiente cantidad de AgNO3 para que precipiten las sales de plata como AgCN, AgSCN y AgBr, quedando un exceso de Ag+ que se valora con SCN- por el método de Volhard. Por tanto en esta segunda muestra: (mmol Ag+tot) = mmolCN- + mmol SCN- + mmol Br + (mmol Ag+exceso) Para valorar el exceso se requieren 8.25 ml de disolución patrón de SCN- 0.0920 M. Por tanto: (mmol Ag+exceso) = 8.25 * 0.0920 = 0.759 La cantidad de CN- presente en la muestra es de 2.92 mmoles de CN- según se ha valorado previamente y sustituyendo : 52.5 * 0.100 = 2.92 + mmol SCN- + mmol Br + 0.759 Como el exceso de Ag+, tras precipitar el Br-, ha precisado 39.1 ml de SCN- 0.0920 M, tenemos: mmol Ag+ = 39.1 * 0.0920 = 3.60 Y como este exceso proviene de la disolución de los precipitados de AgCN y AgSCN, tendremos: mmol Ag+ = 3.60 = 2.92 + mmol SCNmmol SCN- = 0.680 Calculamos ahora Br-, sustituyendo y despejando en la ecuación de arriba: (mmol Ag+tot) = mmolCN- + mmol SCN- + mmol Br + (mmol Ag+exceso) 52.5 * 0.100 = mmol CN- + mmol SCN- + mmol Br- + 0.759 52.5 = 2.92 + 0.680 + mmol Br- + 0.759 mmol Br = 0.891 Y por último calculamos las masas de las sales: mg KCN = mmol KCN * 65.12 = 2.92 * 65.12 = 190 mg mg NaBr = mmol NBr * 102.90 = 0.891 * 102.90 = 91.7 mg mg KSCN = mmol KSCN * 97.18 = 0.680 * 97.18 = 66.1 mg Problemas resueltos de Química analítica. PQA 4.28.

4.28. Una muestra de 2.2886 g de un plaguicida que contiene DDT, di-(p-clorofenil)tricloroetano, se mineraliza y la disolución resultante se enrasa a 100.0 ml. A una alícuota de 25.0 ml se le añaden 10.0 ml de una disolución de AgNO3.

En la valoración del exceso de Ag+ se consumen 3.75 ml de SCN-. Para determinar la concentración de la disolución de AgNO3 se pesan 0.1226 g. de NaCl, se disuelven en agua y se valoran por el método de Mohr con la disolución de AgNO3 requiriendo 21.4 ml de la misma. Si 17.7 ml de SCN- consumen 19.7 ml de esa misma disolución de Ag+, calcular el porcentaje de DDT en el plaguicida. Para calcular la concentración de la disolución de AgNO3, sabemos: mmol Ag+ = mmol Cl- = mmol NaCl 21.4 * M(Ag+) = 122.6/58.44 M(Ag+) = 0.0980 mol/l Para calcular la concentración de la disolución de SCN-, sabemos: mmol Ag+ = mmol SCN19.7 * 0.0980 = 17.7 * M(SCN-) M(SCN-) = 0.109 La mineralización de la muestra produce iones de Cl- procedentes del DDT, que reaccionan con los de Ag+ añadidos y el exceso se valora con SCNmmol Ag+ = mmol Cl- + mmol SCN10.0 * 0.0980 = mmol Cl- + 3.75 * 0.109 mmol Cl- = 0.571 Como cada molécula de DDT contiene 5 átomos de cloro nos permite deducir los mmoles de DDT mmol DDT = mmol Cl-/5 = 0.571/5 = 0.114 Estos cálculos corresponden a una alícuota de 25 ml y referidos a la muestra de 100.0 ml serán: (mmol DDT)tot = 0.114 * 4 = 0.456 mg DDT = 0.456 * 354.5 = 162 % DDT = 162 * 100/2288.6 = 7.08%

4.27. El contenido de azufre en un compuesto orgánico se determina por el procedimiento siguiente: se toman 5.00 mg de dicho compuesto y se someten a un proceso de oxidación que según la conversión total del S a SO3 el cual se recoge en una disolución de H2O2, formándose H2SO4; a continuación se procede a valorar esta disolución con Ba(ClO4)2, empleando rojo de alizarina S como indicador de absorción, gastándose 1.53 ml de dicho valorante. Si 10.00 ml de H2SO4 0.0104 M requieren 8.60 ml de la disolución de Ba(ClO4)2 para su valoración, calcular el % de S en la muestra.

La determinación de azufre en la muestra problema, un compuesto orgánico, se lleva a cabo

transformándolo previamente en sulfato y procedi endo seguidamente a su valoración con una sal de bario, bajo la siguiente reacción: SO4(2-) + Ba2+ <--> BaSo4 (precip.) El punto final se detecta con un indicador de absorción, que actúa por un principio semejante al del método de Fajans. Los mmoles de azufre en la muestra igualan a los de sulfato formados y éstos a los de bario añadidos en el punto de equivalencia de la valoración mmol S = mmol SO4(2-) = mmol B2Para conocer la concentración de la disolución de Ba(ClO4)2 utilizamos el dato del enunciado: 10 ml H2SO4 0.0104 M = 8.60 ml Ba(ClO4)2 mmol SO4(2-) 10 * 0.0104 = mmol Ba2+ 0.104 = mmol Ba2+ = 8.60 * M(Ba2+) M(Ba2+) = 0.0121 mol/l Conocida la concentración de Ba2+, ya podemos conocer el contenido de azufre en la muestra problema: mmol S = mmol SO4(2-) mmol Ba(2+) = 1.53 * 0.0121 mmol S = 0.0185 mg S = 0.0185 * 32.064 = 0.593 % S = 0.593 * 100/5.00 = 11.9%

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