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INGENIERÍA QUÍMICA Plan 1995 Adecuado
PROGRAMA ANALÍTICO DE QUÍMICA ANALÍTICA
Unidad Temática 1: Introducción. Química Analítica: definiciones. Objetivos. Tendencia actual. Clasificación de la Química Analítica. Unidad Temática 2: Teoría de los errores, evaluación de resultados y muestreo Precisión, exactitud y error. Clases de errores. Diagrama de control. Límites de con-fianza. Rechazo de resultados dudosos. Tratamiento estadístico de pequeños gru-pos de resultados. Cifras significativas. Muestreo. Técnicas de toma de muestra. Importancia de la preparación de muestras previo al análisis. Reducción de tamaño. Unidad Temática 3: Equilibrio de ácidos y bases en disolución acuosa Concepto de ácido y base. Equilibrio químico en soluciones de ácidos, bases y sa-les. Cálculo de pH y de la concentración de distintas especies en el equilibrio. Áci-dos polipróticos, bases multivalentes y anfolitos. Breve noción de equilibrio en sis-temas no acuosos. Soluciones reguladoras: aplicaciones. Problemas Unidad Temática 4: Volumetría ácido-base (Aplicaciones, problemas y trabajos prácticos) Principios del análisis titulométrico. Curvas de titulación ácido-base. Definición de droga patrón primaria. Normalización de soluciones.. Ejemplos. Indicadores. Dife-rentes aplicaciones: titulaciones de ácidos polipróticos y mezclas. Problemas y prác-tica de laboratorio. Unidad Temática 5: Equilibrio de formación de precipitados Producto de solubilidad. Estudio de los factores que afectan la solubilidad de un precipitado. Equilibrio combinado precipitación/ácido base. Problemas Unidad Temática 6: Volumetría por formación de precipitados (Aplicaciones, pro-
blemas y trabajos prácticos) Distintos métodos analíticos. Curvas de titulación. Normalización de soluciones. De-terminación del punto final. Diferentes aplicaciones. Problemas y práctica de labora-torio. Unidad Temática 7: Equilibrio de formación de complejos Complejos mono y polidentados. Constantes de estabilidad-inestabilidad. Equilibrios combinados complejos-ácido base. Problemas
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Unidad Temática 8: Volumetría quelatométrica. (Aplicaciones, problemas y traba-jos prácticos)
Curvas de titulación. Normalización de soluciones. Indicadores. Diferentes aplica-ciones. Problemas y práctica de laboratorio. Unidad Temática 9: Fundamentos de electroquímica y potenciometría Conceptos básicos. Celda galvánica. Procesos electródicos. Potencial de electrodo. Ecuación de Nernst. Constantes de equilibrio. Tipos de electrodo. Equilibrio redox. Principio de funcionamiento de los diferentes electrodos para diferentes valoracio-nes. Instrumental empleado. Aplicaciones. Problemas. Trabajo Práctico Unidad Temática 10: Volumetría redox (Aplicaciones y problemas) Curvas de titulación. Potencial en el punto equivalente. Indicadores. Agentes oxidan-tes y reductores aplicados en química analítica. Normalización de soluciones. Dife-rentes aplicaciones. Problemas Unidad Temática 11: Radiación electromagnética y su interacción con la materia
(Aplicaciones, problemas y trabajos prácticos) Espectro electromagnético. Propiedades de la luz. Absorción de luz. Espectrometría UV-visible. Ley de Beer. Instrumentación. Aplicaciones. Problemas. Trabajo Práctico Unidad Temática 12: Análisis aplicado Preparación de una monografía sobre la aplicación de las diferentes técnicas analí-ticas estudiadas al análisis de muestras específicas. Ejemplos: análisis de combus-tible, grasas, efluentes, aleaciones, etc.
Bibliografía sugerida
1. - Análisis químico cuantitativo - Daniel C. Harris - Editorial Reverté, S.A. 3ra. Edición.
2. - Análisis químico cuantitativo - I.M. Kolthoff - Editorial Nigar S.R.L. 6ta. Edi-ción.
3. - Métodos instrumentales de análisis - Hobart H. Willard - Grupo Editorial Ibe-roamérica. 7ma. Edición.
4. – Fundamentos de Química Analítica - Douglas Skoog - Editorial Thomson. 8ta Edición.
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SERIE 1
SOLUCIONES
1.1) ¿Cuántos gramos de cada soluto hay en las siguientes soluciones? a) 175,0 mL de NaCl 0,76 M b) 763 mL de H2SO4 0,17 M c) 179 mL de H3PO4 0,213 M
1.2) Se disuelven 40,0 g de H2SO4 en la cantidad de agua necesaria como para obtener un volumen de 200,0 mL, y la densidad de la solución resultante es 1,14 g/mL. Calcular: a) la concentración de la solución en % m/m y en % m/V; b) los gramos de soluto disueltos por litro de solución; c) la molaridad de la solución.
1.3) ¿Qué masa de ftalato ácido de potasio ( = 204,20 g/mol) se debe pesar para preparar 250,0 mL de una solución 0,4000 M?
1.4) a) ¿Qué masa de Na2HPO4.12 H2O se necesita para preparar un litro de solu-ción al 10,0 % m/m, si la densidad de ésta es de 1,09 g/mL? b) ¿Qué volumen de agua se necesita para preparar esta solución?
Dato: H2O = a 20 C = 0,998 g/mL.
1.5) a) ¿Qué masa de KCl hay que pesar para preparar 1,000 L de solución de concentración 1000 ppm de Cl-? b) ¿Cuál es la concentración de iones potasio en esa solución en mg K+/mL?
1.6) Una solución al 85,00 % m/m de H3PO4 tiene una densidad 1,690 g/mL. Calcular la molaridad de la solución.
1.7) ¿Cuál es el % m/m de una solución de H2SO4 5,00 M, cuya densidad es 1,29 g/mL?
1.8) ¿Cuál es la molaridad de una solución de H3PO4 que contiene 36,25 % m/m de P2O5, si su densidad es de 1,335 g/mL?
1.9) ¿Qué volumen de una solución de KMnO4 0,050 M hay que tomar para prepa-rar 1,000 L de solución que contenga 500 ppm de Mn?
1.10) ¿Qué volumen de solución de HNO3 16,0 M es necesario para preparar 50,00 mL de una solución de HNO3 6,00 M?
1.11) Calcular la molaridad de una solución de HCl preparada diluyendo 25,00 mL de una alícuota de 10,00 mL de una solución que contiene HCl de concentra-ción 38,32 % m/m, cuya densidad es 1,19 g/mL.
1.12) Una solución 49,00 % m/m de H2SO4 tiene una densidad de 1,250 g/mL. a) ¿Qué volumen de esta solución es necesario para preparar 250,0 mL de
una solución 0,1000 M? b) 250,0 mL de la solución original se diluyen hasta 2000 mL. ¿Cuál es la
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molaridad de la nueva solución?
1.13) Se desean preparar 500,0 mL de una solución 10,10 % m/m de NaOH ( =
1,110 g/mL) a partir de una solución 30,20 % m/m ( = 1,330 g/mL). a) ¿Qué volumen de esta última debe diluirse? b) ¿Qué volumen de agua debe agregarse?
1.14) ¿Qué volumen de una solución de HCl 10,0 % m/V se debe agregar a 2,00 litros de solución 1,50 % m/V para obtener una solución al 2,00 % m/V? Supo-ner volúmenes aditivos.
1.15) ¿Qué volumen de una solución 1,00 M de HCl habrá que agregar a 20,00 mL de una solución 0,0100 M del mismo ácido para obtener una nueva solución 0,80 M? Suponer volúmenes aditivos.
1.16) Se tiene una solución 16,00 % m/m ( = 1,078 g/mL) de HCl y otra 36,00 %
m/m ( = 1,179 g/mL). Se desea obtener 500,0 mL de una solución 20,00 %
m/m ( = 1,098 g/mL). ¿Qué volumen de cada una de las soluciones debe mezclarse?
Ejemplo resuelto para determinar la concentración de la muestra original
Se desea conocer la cantidad de hipoclorito de sodio que contiene una lavandina. Se toman 40,0 mL de la muestra de lavandina y se diluye con agua destilada hasta 100,0 mL en matraz, se toma 10,00 mL de esta solución y se diluye nuevamente con agua destilada hasta un volumen final de 100,0 mL y se analiza, obteniendo una solución de 0,200 % m/v de hipoclorito de sodio. Calcular la concentración molar de
hipoclorito de sodio ( = 74,50 g/mol) en la lavandina original.
40,0/100,0 10,00/100,0
mL
g
mL
L
mol
g
100
200,0
1000
1
1
50,74
0,100
00,10
0,100
0,40NaClOM
L
mol671,0NaClOM
40,0 mL 10,00 mL
100,0 mL 100,0 mL
MNaClO 0,200 %m/v
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1.17) Se toma una alícuota de 25,00 mL de una solución que contiene Cl-, se la lleva a volumen en un matraz de 100,0 mL con agua destilada y se homogeneiza bien. De esta segunda solución se toma una alícuota de 25,00 mL y se la dilu-ye con agua destilada en un matraz de 250,0 mL. Al determinar Cl- en una alícuota de 10,00 mL de la última solución se en-cuentra una concentración de 0,0202 % m/V. Calcular la concentración de Cl- en la solución original.
1.18) Para determinar el contenido en plomo en una muestra de leche contaminada, se toma 1,00 mL de la leche y se diluye con agua destilada en un matraz de 5,00 mL; se toma 1,00 mL de esta solución y se lleva con agua destilada a un volumen final de 10,00 mL en un matraz. Se realiza la medición sobre esta di-
lución y se obtiene una concentración igual a 0,762 g/L. Determinar la con-centración de plomo en la muestra original de leche en ppb.
1.19) El jugo gástrico humano contiene HCl. Cuando una muestra de 26,200 g de jugo gástrico se diluye con agua destilada hasta un volumen final de solución
de 200,0 mL, se obtiene una solución de concentración 5,28.10-3 M en HCl ( = 36,50 g/mol). Calcular el % m/m de HCl en el jugo gástrico.
Resultados
1.1) a) 7,8 g; b) 13 g; c) 3,74 g 1.2) a) 17,5 % p/p; 20,0 % p/v; b) 200 g/L; c) 2,04 M 1.3) 20,42 g 1.4) a) 109 g; b) 0,98 L 1.5) a) 2,103 g; b) 1,103 mg/mL 1.6) 14,66 M 1.7) 38,0 % m/m 1.8) 6,82 M 1.9) 182 mL 1.10) 18,8 mL 1.11) 5,00 M 1.12) a) 4,000 mL; b) 0,7805 M 1.13) a) 139,6 mL; b) 360,4 mL 1.14) 125 mL 1.15) 79 mL 1.16) 406,5 mL y 93,5 mL 1.17) 0,808 % m/V 1.18) 38 ppb 1.19) 0,1471 % m/m
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SERIE 2
TRATAMIENTO DE DATOS Y EXPRESIÓN DE RESULTADOS
2.1) Especificar el número de cifras significativas y las indeterminaciones absolutas y relativas de los siguientes números:
a) 672,25 c) 2,3 x 104
6,7225 g 0,23 x 105 b) 0,0004 L 2,30 x 10-5 0,0004000 L
2.2) Redondear los siguientes números: a) 36,7 a la unidad b) 2,485 al centésimo c) 394,5 a la unidad d) 8,7249 al milésimo e) 8,7249 al centésimo f) 8,7249 a la décima
2.3) ¿Cuál es el volumen mínimo a medir en una bureta con una indeterminación absoluta de 0,02 mL, si se desea que las indeterminaciones en los resultados no superen el 0,1%?
2.4) A partir de una porción pesada de 0,1003 g de carbonato de sodio se debe preparar 1,000 L de solución. a) ¿Con qué indeterminación absoluta se debe medir el volumen final de la
solución para que corresponda a la indeterminación de la pesada? b) Expresar la concentración de la solución en g Na2CO3/mL.
2.5) La expresión que permite calcular el factor (f) de una solución de HCl, utilizan-do como titulante una solución de NaOH de factor conocido es:
NaOH NaOH NaOHHCl
HCl HCl
V x M x ff =
V x M
Si los valores de los distintos términos son:
VNaOH = 7,28 mL VHCl = 15,95 mL MNaOH = 0,1 mol/L MHCl = 0,05 mol/L fNaOH = 1,089
Calcular el resultado, expresándolo con el número correcto de cifras significa-tivas.
2.6) Mediante el análisis adecuado de un feldespato se puede determinar el conte-nido de óxido de potasio de la siguiente forma:
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+ +2K OAg Ag f
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i M
V x M V 100% K O = x x x
1000 2 V m
Siendo los datos:
VAg+
= 3,90 mL Vf = 100,0 mL MAg
+ = 0,1000 mol/L Vi = 10,00 mL
K2O = 94,203 g/mol mM = 3,000 g Calcular el % m/m de K2O, expresando el resultado con el número correcto de cifras significativas.
2.7) En una dada determinación de cloruros se llega a una expresión del resultado final que es:
Cl + + - -
Cl
Ag Ag SCN SCNM
100% (m / V) = V x M V x M x x
1000 m Para los siguientes datos, calcular el resultado, expresándolo con el número correcto de cifras significativas.
VAg
+ = 15,26 mL MAg
+ = 0,1002 mol/L
VSCN- = 4,27 mL MSCN
- = 0,1980 mol/L
VM = 25,00 mL Cl = 35,453 g/mol
2.8) Una muestra patrón contiene 22,98 % de un componente. Cuatro determina-ciones por un método en ensayo dan, 23,00 - 22,92 - 22,75 - 22,78% de X. Calcular la media, el rango y la desviación estándar de las mediciones.
2.9) En un análisis gravimétrico por duplicado se obtienen los siguientes resultados: 2,384 - 2,372 g Fe2O3/100 g. ¿Cómo expresaría el resultado?
2.10) En cinco determinaciones de una dada cantidad constante de titulado se gas-tan los siguientes volúmenes de titulante: 25,34 - 25,36 - 25,35 - 25,40 - 25,37 mL. Calcular el volumen promedio y la desviación estándar de las mediciones de volumen.
Ejemplo de aplicación del Test de Grubbs para detectar datos sospechosos Se supone que se quiere determinar níquel en una aleación y se obtienen los si-guientes resultados analíticos: (% m/m) 16,4 – 16,8 – 16,9 – 17,0 – 17,2 – 16,8 – 16,8 – 16,2 – 16,4 – 17,0 – 13,2 – 16,8. Aparentemente, el valor 13,2 parece no pertenecer a la población de datos. Un dato que está fuera de los otros puntos se llama “dato sospechoso”. La pregunta es la siguiente: ¿Se debe descartar el dato o se debe mantener el da-
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to? Para esto, se debe aplicar el test de Grubbs. Primero, se debe calcular el promedio y el desvío estándar con los doce datos. El promedio resulta igual a 16,5 % m/m y el desvío estándar igual a 1,07 % m/m. Luego se debe calcular el parámetro estadístico G de Grubbs, definido por la si-guiente ecuación:
calculado
valor sospechoso - XG =
s
Donde el numerador es la diferencia absoluta entre el valor sospechoso y el prome-dio, y el denominador es el desvío estándar. Si Gcalculado es mayor que el valor de Gtablas el dato debe ser descartado. En nuestro ejemplo, el valor de G calculado es igual a 3,08.
Número de observaciones G (90 % confianza)
G (95 % confianza)
G (99 % confianza)
4 1,42 1,46 1,49
5 1,60 1,67 1,75
6 1,73 1,82 1,94
7 1,83 1,94 2,10
8 1,91 2,03 2,22
9 1,98 2,11 2,32
10 2,03 2,18 2,41
11 2,09 2,23 2,48
12 2,13 2,29 2,55
15 2,25 2,41 2,71
20 2,38 2,56 2,88
Tabla de valores críticos del parámetro G Como el valor de G de tablas para 12 ensayos es 2,29, el dato debe ser descartado.
2.11) Cinco determinaciones de cloruro en una muestra dieron los valores: 30,34 -30,11 - 30,42 - 30,38 y 30,33 % de Cl- ¿Alguno de los datos le resulta sospe-choso? ¿debería ser eliminado al 95 % de confianza?
2.12) Se tiene la siguiente serie de datos para determinar, con un nivel de confianza del 95%, si el resultado discordante debe rechazarse o no.
7,295 – 7,284 – 7,388 – 7,292 – 7,299
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2.13) La determinación de carbono en un acero dio los siguientes valores, 0,0097 -0,0096 - 0,0095 - 0,0106 - 0,0099 – 0,0099 y 0,0097 %: a) Calcular la media y la desviación estándar de las mediciones. b) Expresar el resultado para un nivel de confianza del 95%.
Dato: t595 % = 2,57 t695 % = 2,45 t795 % = 2,36
2.14) Cuatro medidas del peso de un objeto dan: 27,1 - 27,5 - 27,6 – 27,5 mg. Expresar el resultado para un nivel de confianza del 90 y del 99 %. Dato: t299 % = 9,92 t399 % = 5,84 t290 % = 2,92 t390 % = 2,35
2.15) Sobre siete muestras de una partida de mineral feldespato se procedió a anali-zar el contenido de sodio, expresado como % de Na2O, con los siguientes re-sultados: 4,80 % - 4,85 % - 4,82 % - 4,83 % - 4,78 % - 4,85 % - 4,70 %. Expre-sar el resultado para un nivel de confianza del 95 %. Datos : t395 % = 3,18 t 495 % = 2,78 t595 % = 2,57 t695 % = 2,45
Resultados
2.3) 20,00 mL 2.4) a) 1 mL
b) 1,002.10-4 g/mL 2.5) 0,994 2.6) 6,12 % m/m 2.7) 0,0969 % m/V 2.8) X = 22,86 %
w = 0,25 s = 0,12
2.9) X = 2,378 % w = 0,012 n = 2
2.10) X = 25,36 mL s = 0,023
2.11) debe eliminarse el dato 30,11 2.12) debe eliminarse el dato 7,388 2.13) a) X = 0,0097 % ; s = 0,00016
b) (0,00972 0,00015) % C debe eliminarse el dato 0,0106
2.14) L.C. 90 % = (27,533 0,097) mg
L.C. 99 % = (27,43 0,65) mg
2.15) L.C. 95 % = (4,822 0,029) mg
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SERIE 3
PROBLEMAS DE EQUILIBRIO ACIDO-BASE
3.1) El producto iónico del H2O a 0 C es 1,1 .10-15; a 25 C es 1,0 .10-14 y a 60 C es 9,6 .10-14. Calcular el pH del H2O pura a las temperaturas mencionadas.
3.2) Calcular la (H+) y la (OH-) de las siguientes soluciones de HCl; a) 3,86 .10-3 M; b) 5,05 .10-8 M; c) 2,00 .10-9 M;
d) 10,0 mL de HCl 20 % p/p y = 1,098 g/mL se llevan a 100,0 mL en matraz aforado.
3.3) Calcular la (HO-) y la (H+) de las siguientes soluciones acuosas de KOH: a) 5,00 .10-3 M; b) 9,90 .10-8 M; c) 1,00 .10-10 M; d) 2,10 mg de KOH se llevan a un volumen final de 850 mL.
3.4) Calcular el pH de una solución 4,5.10-4 M de Sr(OH)2. Considerar que el elec-trolito está totalmente disociado.
3.5) Se tiene una solución de NaOH cuya concentración es 40,0 g/L ¿Cuántas ve-ces habrá que diluirla para tener una solución de pOH = 2,00?
3.6) Se tienen 100 mL de una solución de HCl 0,10 M ¿Qué volumen de H2O debe agregarse para obtener una solución de pH = 2,50?. Suponer volúmenes aditi-vos.
3.7) La constante de ionización del ácido láctico es 1,40. 10-4. Calcular el grado de ionización y la concentración de ácido sin disociar en la solución. a) 1,00 M; b) 0,0100 M.
3.8) A 25 C, una solución de una base débil B de concentración 0,0100 M, está ionizada en un 5,3 %. Calcular: a) la concentración de iones HO- y BH+ en el equilibrio. b) la concentración de B en el equilibrio. c) la constante de la base B.
3.9) Calcular el pH de las siguientes soluciones acuosas: a) H2SO4 1,00. 10-2 M; Ka2 = 2,00. 10-2 b) H2S 0,0500 M; Ka1 = 1,00. 10-7; Ka2 = 1,00. 10-15 c) 0,216 g de H2C2O4.3H2O se disuelven en H2O y se llevan a un volumen de
100 mL. pKa1 = 1,23 pKa2 = 4,19
3.10) Calcular el pH y la concentración de todas las especies presentes en las si-guientes soluciones acuosas: a) HAc 5,00. 10-3 M; Ka = 1,80. 10-5 b) HCN 0,100 M; Ka = 4,80. 10-10
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c) H2CO3 1,5. 10-5 M; pKa1 = 6,35 pKa2 = 10,33 d) H3PO4 0,100 M; Ka1 = 7,10. 10-3 ; Ka2 = 6,30. 10-8 Ka3 = 4,40. 10-13
3.11) ¿Qué concentración de NH3 se necesita para tener una solución de pH = 9,80? Kb = 1,80. 10-5
3.12) Se agregan 25,00 mL de solución de HCl 0,050 M a cada una de las siguientes soluciones: a) 25,00 mL de HNO3 0,30 M; b) 25,00 mL de HAc 0,20 M. Ka = 1,80. 10-5 Calcular el pH de las soluciones resultantes considerando aditividad de volú-menes.
3.13) Se mezclan 20,00 mL de una solución de HAc (15 % m/m, = 1,05 g.cm-3) con
15,00 mL de una solución de un ácido desconocido HX (10 % m/m, = 1,03 g.cm-3) y la solución resultante se diluye a 500,0 mL. El pH de la solución re-sultante es 2,56. Calcular el valor de Ka del ácido desconocido HX.
Ka HAc = 1,75 x 10-5 HAc = 60,00 g/mol HX = 80,00 g/mol
3.14) Se diluyen 20,00 mL de una solución de un ácido débil HX a 250,0 mL en ma-traz aforado. La solución ácida resultante tiene un pH = 4,55. Calcular el pH y la concentración de la solución ácida original.
Dato : pKa HX = 6,75
3.15) Calcular el pH y la concentración de todas las especies presentes en las si-guientes soluciones acuosas: a) NaF 5,00. 10-2 M; pKa HF = 3,17 b) NaCN 0,25 M; Ka HCN = 4,80. 10-10 c) NH4Cl 4,00. 10-3 M; Kb NH3 = 1,80. 10-5 d) Na2CO3 1,00. 10-4 M; pKa1 = 6,85 ; pKa2 = 10,33
3.16) Calcular el pH de una solución acuosa de Na2S 0,100 M. pKa1 = 7,0 pKa2 = 15,0
3.17) Cuando 25,00 mL de una solución de Na2S se llevan a 50,00 mL con agua destilada, el pH es 13,0. Calcular la concentración de la solución original en g/100 mL.
3.18) Calcular el pH de una solución 0,200 M de NaHCO3. pKa1 H2CO3 = 6,85 pKa2 H2CO3 = 10,33
Resultados
3.1) 7,48; 7,00; 6,51 3.2) a) (H+) = 3,86. 10-3 M ; (HO-) = 2,59. 10-12 M
b) (H+) = 1,28. 10-7 M ; (HO-) = 7,79. 10-8 M c) (H+) = 1,01. 10-7 M ; (HO-) = 9,90. 10-8 M d) (H+) = 6,02. 10-1 M ; (HO-) = 1,66. 10-14 M
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3.3) a) (HO-) = 5,00. 10-3 M ; (H+) = 2,00. 10-12 M b) (HO-) = 1,61. 10-7 M ; (H+) = 6,21. 10-8 M c) (HO-) = 1,00. 10-7 M ; (H+) = 1,00. 10-7 M d) (HO-) = 4,40. 10-5 M ; (H+) = 2,27. 10-10 M
3.4) 10,95 3.5) 1/100 3.6) 3062 mL
3.7) a) (HL) = 0,988 M ; = 0,012
b) (HL) = 8,9. 10-3 M ; = 0,111 3.8) (HO-) = (BH+) = 5,30. 10-4 M ; (B) = 9,47. 10-3 M ; Kb = 2,97. 10-5 M 3.9) a) 1,81; b) 4,15; c) 1,91 3.10) a) pH = 3,54; (H+) = (AcO-) = 2,91.10-4 M;
(HO-) = 3,43. 10-11 M; (HAc) = 4,71.10-3 M b) pH =5,16; (H+) = (CN-) = 6,93. 10-6 M;
(HO-)= 1,44.10-9 M; (HCN) = 0,10 M c) pH = 5,62; (H+) = (HCO3
-) = 2,37.10-6M; (HO-)= 4,21.10-9M ;(CO3
=) = 4,68.10-11 M; (H2CO3) = 1,26. 10-5 M. d) pH = 1,63; (H+) = (H2PO4
-) = 2,33.10-2M; (HO-) = 4,29.10-13M; (PO4
3-) = 1,19.10-18M; (HPO42-) = 6,30.10-8 M;
(H3PO4) = 7,67.10-2 M 3.11) 2,84. 10-4 M. 3.12) a) pH = 0,76 ; b) 1,60 3.13) Ka = 1,58. 10-4 3.14) c = 0,0562 M ; pH = 4,00 3.15) a) pH = 7,93; (H+)=1,16. 10-8 M; (HO-) = 8,60.10-7 M;
(Na+) = (F-) = 5,00.10-2 M; (HF) = 8,60.10-7 M b) pH = 11,36; (H+)=4,40.10-12 M; (HO-) = 2,27.10-3 M;
(Na+)= (CN-) = 0,25 M; (HCN) = 2,27.10-3 M c) pH = 5,83; (H+) = 1,49.10-6 M; (HO-)=6,71.10-9 M;
(Cl-) = (NH4+) = 4,00. 10-3 M; (NH3)=1,49.10-6 M
d) pH = 9,87; (H+)=1,35.10-10 M; (HO-) = 7,42.10-5 M; (Na+)=2,00.10-4 M; (CO3
2-) = 2,58.10-5 M; (HCO3-)=7,42.10-5 M;
(H2CO3) = 7,08.10-8 M 3.16) pH = 13,0 3.17) 1,56 g/100 mL 3.18) 8,59
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SERIE 4
PROBLEMAS DE SOLUCIONES REGULADORAS DE pH.
4.1) Calcular el pH de las siguientes soluciones acuosas: a) 0,20 M en HAcO + 0,10 M en NaAcO pKa = 4,75 b) 0,10 M en NH3 + 0,05 M en NH4Cl pKb = 4,75 c) 0,10 M en HF + 0,20 M en KF pKa = 3,17 d) 0,05 M en HCl + 0,10 M en NH3 pKb = 4,75 e) 0,10 M en NaHCO3 + 0,50 M en Na2CO3 pKa1=6,85; pKa2= 10,33
4.2) ¿Cuántos moles de NaOH se deben agregar a 1 litro de una solución 0,100 M de HF para obtener una solución reguladora de pH 2,5? Considerar que el vo-lumen no varía.
pKa = 3,17
4.3) ¿Qué volumen de solución de HCl 0,100 M será necesario agregar a 500 mL de solución de NH3 0,100 M para obtener una solución reguladora de pH 8,50?
Kb NH3 = 1,80. 10-5
4.4) Calcular qué variación de pH ocurre cuando a 1,00 litro de solución 0,500 M en NaAcO y 0,750 M en HAcO se agrega 1 mL de solución de NaOH 1,0 M.
pKa = 4,75
4.5) Calcular la variación de pH que se producirá al agregar 10,0 mL de solución de HCl 1,0 M a 1,00 litro de una solución 0,150 M en Na2SO4 y 0,150 M en NaH-SO4.
Ka2 = 1,26. 10-2
4.6) Se quieren preparar 500 mL de una solución buffer NaF/HF de pH = 3,50. Se pesan 21,0 g de NaF y se agrega solución de HF 3,60 % m/v. Calcular el volumen de solución de HF necesario.
pKa = 3,17
4.7) Una solución reguladora preparada con la base débil B cuyo pKb = 4,10 y su sal BHCl tiene un pH de 9,60. Cuando se adicionan 35 mmol de NaOH a 200 mL de la solución reguladora su pH cambia a 10,10. Calcular las molaridades de B y de BHCl en la solución reguladora inicial.
4.8) Se quieren preparar 500 mL de una solución reguladora de pH = 5,40. Se par-te de 50,0 mL de una solución 1,00 M de piridina (C6H5N) ¿Qué volumen de HCl 1,00 M es necesario agregar para obtener esta solución?
pKb C6H5N = 8,80
4.9) Se desea preparar una solución reguladora de pH = 5,50. Se dispone de 250,0 mL de una solución acuosa del ácido débil H2A de concentración 0,0500 M.
¿qué volumen de NaOH 1,00 % m/m (densidad a 20 C = 1,0032 g/mL) deberá agregarse?
Datos : M NaOH = 39,998 g/mol pK1 AH2 = 3,25 pK2 AH2 = 6,02
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4.10) Se diluyen 20,00 mL de una solución de un ácido débil HM 0,0250 M a 250,0 mL en matraz aforado. La solución ácida resultante tiene un pH = 6,55. Calcu-lar el pH de la solución ácida original y el valor correspondiente de su pKa. Con la solución ácida original se desean preparar 250 mL de una solución re-guladora de pH = 10,40. Calcule el volumen de una solución de NaOH 0,25 M que será necesario agregar a 120,0 mL de la solución ácida para preparar la solución reguladora.
Resultados
4.1) a) 4,45 ; b) 9,55 ; c) 3,47 ; d) 9,25 ; e) 11,02 4.2) 0,014 moles 4.3) 425 mL
4.4) pH = 0,0017
4.5) pH = - 0,0503 4.6) 130 mL 4.7) (B) = 0,209 M ; (BH+) = 0,418 M 4.8) 19,3 mL 4.9) 61,4 mL 4.10) pHinic = 6,02 ; Ka HM = 3,47. 10-11 M ; VNaOH = 5,74 mL
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SERIE 5
PROBLEMAS DE TITULACIONES ACIDO-BASE
5.1) Calcular el equivalente gramo de las siguientes sustancias suponiendo neutra-lización completa: a) KHSO4 b) As2O5 c) NH3 d) HgO e) KIO3 (+ KI en exceso) f) Na2CO3 g) Na2B4O7. 10H2O h) C6H4(CO2H)CO2K (biftalato ácido de potasio)
Ejemplos resueltos para calcular el equivalente gramo
d) HgO + 4 I- + H2O HgI42- + 2 OH- M equiv = M /2
e) IO3- + 5 I- + 6 H+
3 I2 + 3 H2O M equiv = M /6
f) 1° Pto de equiv: Na2CO3 + HCl NaHCO3 + H2O indicador: fenolftaleína
2° Pto de equiv: NaHCO3 + HCl CO2 + H2O + NaCl ʺ verde de bromocresol
M equiv(Na2CO3) = M /2 ( en la neutralización completa) g) Na2B4O7 + 3 H2O + 2 H3O
+ → 2Na+ + 4 H3BO3 M equiv= M/2
5.2) ¿Cuál es la normalidad como ácido de una solución 0,100 M de KHC2O4.H2C2O4.2H2O?
5.3) ¿Cuál es la normalidad de una solución alcalina preparada disolviendo en agua 6,73 g de NaOH (99,5% de NaOH - 0,5 % de H2O) y 9,42 g de Ba(OH)2.8H2O y diluyendo a 850 mL ?
5.4) Para preparar 1,00 litro de una solución de NaOH se usan 40,0 g de NaOH que contiene 2,00 % m/m de Na2CO3 y 6,00 % m/m de H2O. Calcular la nor-malidad de la solución resultante considerando neutralización completa.
5.5) Una muestra de 0,3320 g de Na2C2O4 se descompuso en Na2CO3 y se necesi-taron 24,76 mL de solución de HCl para neutralizarla totalmente ¿Cuál es la normalidad de la solución del ácido?
5.6) Se disuelven 0,1042 g de Na2CO3 puro en 50,00 mL de solución de H2SO4 0,1024 N. La solución se hierve para desprender el CO2 liberado en la reac-ción. Luego se titula por retorno con solución de NaOH 0,1120 N ¿Qué volu-men de solución de NaOH se necesita?
5.7) Una nuestra de 2,020 g de ZnO impuro se pone en digestión con 100 mL de
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solución de H2SO4 0,5000 N y el exceso de ácido se neutraliza con 2,96 mL de solución de NaOH 0,1312 N. Calcular el % de pureza de la muestra, suponien-do que sólo contiene impurezas inertes.
5.8) Una muestra constituida por Li2CO3 y BaCO3 pesa 1,000 g y requiere para su neutralización 15,00 mL de solución de HCl 1,000 N. Calcular el % de Li y el % de BaCO3 en la muestra.
5.9) Se disuelve en agua 1,000 g de ácido sulfúrico fumante (mezcla de H2SO4 y SO3), siendo necesarios para su neutralización 21,41 mL de solución de NaOH 1,000 N. Calcular el % de cada componente.
5.10) Se requieren 27,63 mL de una solución de NaOH 0,09381 M para alcanzar el punto de equivalencia de la titulación de 100,0 mL de solución de un ácido dé-bil. El pH en el punto de equivalencia es de 10,99. Calcular el pH de la solución cuando el volumen de solución de NaOH agrega-do es de 19,47 mL.
Ejemplo de resolución para determinar la concentración de la muestra original
Indicar el titulante, el indicador, la forma de la curva y la relación de volúmenes con-sumidos para las siguientes valoraciones:
a) 2NaOH + 3 Na2CO3 → b) 3 NaOH + 5 NaHCO3 → c) 3NaOH +1NaH2PO4 →
Mezcla inicial Mezcla compatible Titulante Relación de volúmenes
a) 2NaOH + 3 Na2CO3 2NaOH / 3 Na2CO3 HCl Vh= Vf
b) 3 NaOH + 5 NaHCO3 3Na2CO3 / 2 NaHCO3 HCl Vh = Vf
c) 3 NaOH +1NaH2PO4 1 NaOH / 1 Na3PO4 HCl Vt = Vh
5.12) Una muestra de 3,500 g contiene NaOH y Na2CO3. Se disolvió en 250,0 mL. Una alícuota de 50,00 mL requiere 41,70 mL de solución de HCl 0,0860 N para virar la fenolftaleína. Una segunda alícuota de 50,00 mL se trató con BaCl2 pa-ra precipitar el carbonato. La solución necesita 7,60 mL de solución del ácido para virar la fenolftaleína. Calcular el % de cada componente de la muestra.
5.13) Una muestra de 1,2000 g constituida por NaOH y Na2CO3, que contiene impu-rezas inertes, se disuelve y valora en frío con solución de HCl 0,5000 N, em-pleando fenolftaleína como indicador, la solución vira a incoloro después de adicionar 30,00 mL de ácido. Se agrega a continuación naranja de metilo, y se
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requieren 5,00 mL más de la solución del ácido para el viraje. Calcular el % de cada componente.
5.14) Se colocan 0,1679 g de NaHCO3 de 87,0% de pureza, con 0,1118 g de NaOH puro, en un matraz. Tras homogeneizar adecuadamente con agua destilada, se lleva la solución a 100,0 mL. Se toma una alícuota de 25,00 mL y se valora con HCl 0,1035 N empleando naranja de metilo como indicador. Sobre otra alícuota de 50,00 mL se valora con el mismo ácido, empleando fenolftaleína como indicador. ¿Qué volúmenes de HCl se emplearon en cada titulación? ¿Cuál es la composición de la mezcla valorada? Escriba todas las reacciones involucradas.
Datos: M NaOH =40,00g/mol; M NaHCO3 = 84,00g/mol;
M Na2CO3 = 106,00g/mol.
5.15) A una muestra de 3,000 g de K2CO3 impuro, que contiene KOH, se le agrega fenolftaleína, y se requieren 38,66 mL de solución de H2SO4 0,5 N (f = 1,034) para hacerla virar. Se agrega luego naranja de metilo, y se completa la valora-ción con 30,22 mL de la solución del ácido. Calcular el % de cada especie.
5.16) Una muestra contiene como componentes activos NaOH, Na2CO3, NaHCO3, o mezclas compatibles de estos compuestos. Se disuelven en agua dos mues-tras, cada una de las cuales pesa 1,000 g. A una de ella. se le agrega fenolfta-leína y se valora la solución fría, con solución de ácido 1,038 N, consumiéndo-se 17,96 mL. La otra muestra se valora en frío con naranja de metilo, y se gas-tan 21,17 mL del mismo ácido. ¿Qué compuestos se hallan presentes, y en qué porcentajes?
5.17) Se entregan a un químico para su análisis diversas muestras, advirtiéndole que contienen NaOH, Na2CO3, NaHCO3, o mezclas compatibles de esas sus-tancias, junto con impurezas inertes. A partir de los datos que se indican a continuación, identificar las sustancias y calcular el % de cada una de ellas. En todos los casos se emplean muestras de 1,000 g y solución de HCl 0,2500 N. Muestra 1: con fenolftaleína, se consumen 24,32 mL. Una segunda muestra requiere 48,64 mL con naranja de metilo. Muestra 2: agregando fenolftaleína se produjo cambio de color, y con naranja de metilo se consumieron 38,47 mL. Muestra 3: se consumieron 15,29 mL para que se produzca el viraje en frío de la fenolftaleína, y hubo que agregar 33,19 mL más para neutralización comple-ta. Muestra 4: se valoró con ácido, hasta la desaparición del color de la fenolfta-leína, consumiéndose 39,96 mL. Agregando un exceso de ácido, hirviendo y valorando por retorno con álcali, se comprobó que el álcali era equivalente al exceso de ácido que se agregó.
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5.18) En un matraz aforado de 250,0 mL se prepara una solución mezclando 1,22 mL de H3PO4 85,0 % m/m (densidad = 1,80 g/mL) con 4,20 g de Na2HPO4 pu-ro, llevando a volumen con agua destilada. Sobre 25,00 mL de la solución pre-parada se procede a titular con NaOH 0,1025 M. a) Escriba todas las reacciones involucradas. b) ¿Qué volumen de titulante se consumirá para alcanzar puntos finales
empleando heliantina y timolftaleína como indicadores? Datos: M H3PO4 = 98,00 g/mol; M NaH2PO4 = 120,00 g/mol;
M Na2HPO4 = 142,00 g/mol
5.19) Una mezcla que se sabe contiene Na3PO4, Na2HPO4, NaH2PO4, o mezclas compatibles de estas sustancias, junto con impurezas inertes, pesa 2,00 g. Al valorar esta muestra con solución de HCl 0,500 N, en presencia de naranja de metilo, se consumen 32,0 mL. Valorando la misma masa de muestra con igual cantidad de ácido en presencia de timolftaleína, se consumen 12,0 mL. Calcular la composición porcentual de la muestra.
5.20) Una mezcla compatible de 1,000 g contiene dos de las siguientes sustancias: HCl, Na2HPO4, NaOH, y H3PO4. Al valorar con solución de NaOH 0,5000N, en presencia de timolftaleína, se consumen 27,0 mL de base. Con naranja de me-tilo, el mismo peso de muestra consume 17,3 mL de solución de NaOH ¿Qué componentes, y qué masa en gramos de los mismos, se encuentran en la muestra?
5.21) Se sabe que una solución contiene A) HCl y H3PO4; B) H3PO4 y NaH2PO4, o los tres componentes por separado. Una muestra valorada con NaOH consu-me A mL en presencia de naranja de metilo, la misma masa de la muestra consume B mL del NaOH con fenolftaleína ¿Qué relación matemática debe existir entre A y B, en el caso de tener la mezcla A), la B), o H3PO4 puro?
5.22) Se disolvió en agua una muestra de 1,208 g de NaHCO3 puro y se agregaron a la solución 0,3850 g de NaOH. La solución posteriormente se diluyó a 250,0 mL en un matraz volumétrico y se tituló una alícuota de 50,00 mL con solución de HCl 0,1000 M. ¿Qué volúmenes de la solución ácida se habrán consumido para los puntos fi-nales? (Considerar que la bureta no se vuelve a llenar después del primer punto). Datos: M NaHCO3 = 84,00 g/mol; M NaOH = 40,00 g/mol
5.23) Una solución acuosa puede contener NaOH, Na3PO4, Na2HPO4, NaH2PO4 o una mezcla binaria compatible de ellas. Se toman 10,00 mL de la solución muestra y se llevan a 100,0 mL con agua destilada en matraz aforado. De la solución diluida se toman 25,00 mL, se agregan gotas de timolftaleina y se titu-la con solución valorada de HCl, consumiéndose 5,30 mL. Sobre 15,00 mL de la misma solución diluida, se agregan gotas de naranja de metilo como indicador y se necesitan 13,98 mL del mismo ácido para alcanzar el punto final. Indique: a) ¿Cuáles de las posibles mezclas binarias son compatibles y por qué? To-
das las mezclas posibles, ¿pueden titularse con HCl?
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b) ¿Cuál o cuáles son los constituyentes de la muestra? Justificar. c) Calcular el % m/V de él o los componentes. Datos: M NaOH = 40,00 g/mol; M Na2HPO4 = 141,9590 g/mol
M Na3PO4 = 163,9408 g/mol; M NaH2PO4 = 119,9771 g/mol M KIO3 = 214,004 g/mol 165,5 mg de KIO3 equivalen a 18,50 mL de la solución de HCl
5.24) Se pesan 59,50 g de una solución de HCl (concentrada) (= 1,19 g/mL) y se diluyen a 100,0 mL. Una alícuota de 25,00 mL de esta solución se diluye a 100,0 mL y se rotula como solución A.
Se pesan 28,80 g de una solución de H3PO4 ( 1,68 g/mL) y se diluyen a 250,0 mL y se rotula como solución B. Se toman 25,00 mL de solución A y 10,00 mL de solución B y se diluyen a 100,0 mL. Se titula una alícuota de 25,00 mL de esta solución con solución de NaOH 0,5002 N empleándose 23,70 mL hasta el primer punto equivalente y 28,70 mL totales hasta el segundo. Calcular: a) La concentración de la solución de HCl en la solución original, expresada
como % m/V. b) La molaridad de la solución de H3PO4 original.
Datos: M HCl = 36,45 g/mol M H3PO4 = 97,99 g/mol
5.25) Se disolvió en agua una muestra de 0,5544 g de NaHCO3 impuro y se agregó a la solución una cierta masa de NaOH puro. La solución posteriormente se di-luyó a 200,0 mL en un matraz volumétrico y se tituló una alícuota de 75,00 mL con solución de HCl 0,1050 M, gastándose respectivamente para el viraje de la fenolftaleína y la heliantina, 14,82 mL y 34,85 mL. a) ¿Qué pureza tenía el NaHCO3 inicial? b) ¿Qué masa se agregó de NaOH? (Considere que la bureta no se vuelve
a llenar después del primer punto). Datos: M NaHCO3 = 84,00 g/mol; M NaOH = 40,00 g/mol
5.26) Calcular el valor del pH en el 0, 10, 50, 90, 99, 100 y 110 % para la titulación de 50,0 mL de solución de HCl 0,100 M con una solución de NaOH 0,100 M. Trazar la curva de titulación con estos datos, representando gráficamente el pH en función del volumen de titulante. Mencione dos indicadores útiles para emplear en esta titulación, justificando su elección.
5.27) Calcular el valor del pH en el 0, 10, 50, 90, 99, 100 y 110 % para la titulación de 50,0 mL de solución de HAc 0,100 M con una solución de NaOH 0,100 M. Trazar la curva de titulación con estos datos, representando gráficamente el pH en función del volumen de titulante. Mencione dos indicadores útiles para emplear en esta titulación, justificando su elección Datos: Ka HAc = 1,80. 10-5
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5.28) Calcular el valor del pH después de la adición de 0,0, 5,0, 25,0, 45,0, 50,0, 60,0, 75,0, 95,0, 100,0 y 105,0 mL de solución de NaOH 0,100 N a 50,0 mL de solución de H2CO3 0,100 M. Trazar la curva de titulación con estos datos, re-presentando gráficamente el pH en función del volumen de titulante. Datos: pKa1 H2CO3 = 6,85 pKa2 H2CO3 = 10,33
Resultados
5.1) a) 136,172 b) 114,921 (38,3068)
c) 17,0307 d) 108,294 e) 35,667 f) 52,995 g) 190,684 h) 204,231
5.2) 0,300 N 5.3) 0,2672 N 5.4) 0,935 N 5.5) 0,2001 N 5.6) 28,16 mL 5.7) 99,9 % 5.8) % Li = 5,40 ; % BaCO3 = 71,3 5.9) % H2SO4 = 77,8 ; % SO3 = 22,19 5.10) 10,06 5.11) % NaOH = 3,735 ; % Na2CO3 = 44,4 5.12) % NaOH = 41,7 ; % Na2CO3 = 22,0811 5.13) Vf= 13,50 mL; Vnm= 10,95mL 5.14) % KOH = 8,16 ; % K2CO3 = 72,0 5.15) % NaOH = 61,2 ; % Na2CO3 = 35,32 5.16) Muestra 1: % Na2CO3 = 64,4
Muestra 2: % NaHCO3 = 80,8 Muestra 3: % Na2CO3 = 40,51 % y NaHCO3 = 37,59 % Muestra 4: % NaOH = 39,96 %
5.17) Vt= 37,3mL; Vh= 0 mL 5.18) impurezas= 22,6% 5.19) % Na3PO4 = 49,2 ; % Na2HPO4 = 28,4 5.20) m HCl = 0,139 g ; m H3PO4 = 0,475 g 5.21) a) B < 2 A
b) B > 2 A c) B = 2 A
5.22) V1 = 19,25 mL ; V2 = 48,01 mL 5.23) b) Na3PO4 y Na2HPO4 ; c) % Na3PO4 = 8,72 % Na2HPO4 = 18,09 5.24) a) 43.64 % m/V ; 14,59 M 5.25) a) 85,0 % ; b) 0,1650 g 5.26) pH = 1,00 ; 1,09 ; 1,48 ; 2,28 ; 3,30 ; 7,00 ; 11,68 5.27) pH = 2,88 ; 3,79 ; 4,74 ; 5,70 ; 6,74 ; 8,72 ; 11,68 5.28) pH = 3,92 ; 5,90 ; 6,85 ; 7,80 ; 8,59 ; 9,73 ; 10,33 ; 11,28 ; 11,43 ; 11,51
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SERIE 6
PROBLEMAS DE EQUILIBRIO DE PRECIPITACION
6.1) Expresar el producto de solubilidad (Kps) en función de la solubilidad molar para los siguientes tipos de sales (sin tener en cuenta posibles procesos ácido-base y despreciando correcciones por factores de actividad):
a) MX b) MX2 c) M3X d) M2X3
6.2) Calcular la solubilidad en agua de las siguientes sales (despreciar procesos ácido-base):
a) PbSO4 en mg/100 mL Kps = 2,00. 10-8 M = 303,3 g/mol b) CaF2 en g/100mL Kps = 4,00. 10-11 M = 78,1 g/mol c) Cu(IO3)2 en mg/mL Kps = 1,00. 10-7 M = 413,4 g/mol d) Hg2Cl2 en g/L Kps = 6,00. 10-19 M = 472,1 g/mol
6.3) Calcular la solubilidad del AgCl y del Ag2CrO4 en NaNO3 0,040 M si: a) el factor de actividad es 0,70 para todos los jones; b) el factor de actividad se considera igual a 1,0.
pKps AgCl = 9,70 pKps Ag2CrO4 = 11,50
6.4) La solubilidad del PbI2 es 0,070 g/100 mL. Calcular el Kps. ¿qué suposiciones deben hacerse para poder calcularlo?
M PbI2 = 461,00 g/mol
6.5) La solubilidad del Ag3 PO4 es de 1,945 mg/L. Calcular su producto de solubili-dad. Suponer para todos los iones f = 1,0.Suponga despreciables procesos ácido base del ion fosfato en agua.
M Ag3PO4 = 418,7 g/mol
6.6) Se preparó una solución saturada de Ba(IO3)2.H2O en agua pura. Una alícuota de 50,0 mL de esta solución contenía 0,081 milimoles de ion IO3
-. Calcular: a) Kps de la sal hidratada b) la solubilidad en gramos del monohidrato por 100 mL de solución. M Ba(IO3)2.H2O = 502,00 g/mol
6.7) La solubilidad del Bi2S3 es de 5,6. 10-6 g/100 mL. Calcular el Kps de la sal. Su-ponga despreciables procesos ácido base
M Bi2S3 = 514,00 g/mol
6.8) Una muestra de 0,500 g de AgCl se lava con 200 mL de agua destilada. ¿Qué fracción de muestra se ha perdido?
Kps AgCl = 1,00. 10-10 M AgCl = 143,3 g/mol
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6.9) Se precipita el ion IO3- de una solución por agregado de AgNO3. Después de
completar la precipitación el líquido sobrenadante es 0,003 M en Ag+ y tiene un volumen de 200 mL. El precipitado se filtra y se lava con 200 mL de agua. a) Calcular la masa en mg perdida por solubilidad en la solución inicial. b) Calcular la masa en mg perdida en el líquido de lavado (suponer que se
alcanza el equilibrio y que el agua de lavado no contiene exceso alguno de AgNO3).
Kps AgIO3 = 3,00. 10-8 M AgIO3 = 282,80 g/mol
6.10) El pKps del MgF2 es 8,18. Calcular: a) la solubilidad en agua pura; b) la solubilidad en KF 0,100 M. c) Suponer despreciables los procesos ácido-base.
6.11) Calcular las solubilidades molares de los siguientes compuestos (despreciar los procesos ácido-base); a) SrSO4 en una solución 0,01M de Na2SO4 Kps SrSO4 = 3,00. 10-7 b) Ag2C2O4 en una solución 0,002 M de AgNO3 Kps Ag2C2O4 = 5,00. 10-12
6.12) Se tienen dos porciones de 50,0 mL de una solución 0,0200 M de Ag2SO4. A una de ellas se agregan 50,0 mL de K2SO4 2,00 M y a la otra 50,0 mL de AgNO3 2,00 M. ¿En cuál de ellas es más prominente el efecto de ion co-mún? Considerar que los volúmenes son aditivos y que los procesos ácido-base son despreciables.
Kps Ag2SO4 = 8,0. 10-5
6.13) Los Kps del AgCl y del AgI son respectivamente 1,50. 10-10 y 1,50. 10-16. Si se agrega lentamente y agitando AgNO3 sólido a 1,00 l de solución 1,00 M en KCl y 0,100 M en Kl. Calcular:
a) La (Ag+) cuando comienza a precipitar AgI; b) La (Ag+) cuando comienza a precipitar AgCl; c) ¿Cuál precipita primero? d) La (I-) cuando comienza a precipitar el AgCl; e) ¿Es posible la separación de Cl- y I- por precipitación con Ag+?
6.14) Se agregan 25,0 mL de una solución 0,500 M en KI a 25,0 mL de una solución 0,250 M en AgNO3 y 0,0500 M en Pb(NO3)2. ¿Cuál es la concentración de Pb2+ y Ag+ en el equilibrio?
Kps PbI2 = 1,40. 10-8 Kps Agl = 1,50. 10-16
6.15) Se agrega ion Cl- a una mezcla conteniendo Pb(NO3)2 0,0200 M, TlNO3 0,0100 M y AgNO3 0,0300 M. a) ¿En qué orden precipitarán los cloruros? b) ¿Es posible separar cuantitativamente los metales por este método?
Kps PbCl2 = 2,00. 10-4 Kps TlCl = 2,00. 10-4 Kps AgCl = 1,00. 10-10
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6.16) A 500 mL de una solución de 0,0100M de Pb(NO3)2 se añaden 0,500 moles de KCl sin variación de volumen. ¿Cuáles serán las concentraciones molares fina-les de Pb(II) y Cl- ?Kps(PbCl2)=1,60x10-5
6.17) Se tiene una solución de NaOH de pH = 10,00. ¿Cuántos gramos de Mg2+ pueden permanecer en 500 mL de dicha solución sin precipitar como Mg(OH)2?
Kps Mg(OH)2 = 3,40. 10-11 M Mg = 24,31 g/mol
6.18) ¿Es posible separar cuantitativamente cobre de manganeso por precipitación del hidróxido más insoluble de una solución que es 0,100 M en cada ion? Si la separación es factible ¿qué ámbito de pOH se debe emplear?
Kps Cu(OH)2 = 2,00. 10-19 Kps Mn(OH)2 = 4,00. 10-14
6.19) Se tiene una solución 0,0500M en Ca2+ ( Kps= 2,40 x10-5) y 0,0300 M en Ag+ (Kps= 1,50x10-5), se quiere precipitar el 99,% del ión mas insoluble por agre-gado de ión sulfato. ¿Será posible efectuar la precipitación sin contaminación con la sal del ión mas soluble? (desprecie procesos de hidrolisis) ¿Cuantos moles de Na2SO4 será necesario agregar a 500,0 mL de la solución original para realizar la precipitación si se regula a pH = 3,00 (Ka2 H2SO4) = 1,00x10-2)
6.20) Calcular las solubilidades molares de:
a) CaF2 a pH = 2,00 Kps = 4,00. 10-11 Ka HF = 6,00. 10-4
b) CaC2O4 a pH =2,10 Kps = 2,00. 10-9 Ka1 = 6,50. 10-2 Ka2 = 6,00. 10-5
c) MgF2 a pH = 3,30 Kps = 7,00. 10-9
6.21) a) Calcular el pH requerido para impedir la precipitación del CdS de una solu-ción que es 0,0100 M en Cd2+ y está saturada con H2S. b) ¿Cuál debe ser el pH si se desea precipitar cuantitativamente el Cd2+? c) Idem que a) para una solución 0,0100 M en Ag+. ¿Es ese pH posible? d) Idem que a) para una solución 0,0109 M en Mn2+. e) ¿Es útil el método para separar Mn de Cd? Kps CdS = 5,0. 10-17 Kps MnS = 1,0. 10-16 Kps Ag2S = 1,0. 10-48
Pi = [S2-][H3O+]2= 1,00x10-23
6.22) Se tienen 10,00 mL de una solución 1,00. 10-2 M en FeCl3 y 3,00. 10-2 M en HCl. Se desea llevar esa solución a 100,0 mL agregando el volumen máximo de solución de NaOH 0,0500 M como para que no precipite Fe(OH)3 en la so-lución final. Calcular el volumen de solución de NaOH a agregar. Admitir que no existen otras especies con Fe en solución más que Fe3+. Kps Fe(OH)3 = 1,00. 10-36
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6.23) Calcular el pH de una solución en la cual la solubilidad del BaF2 es 4,81 g/litro. pKps BaF2 = 5,76 pKa HF = 3,20 M BaF2 = 175 g/mol
6.24) Calcular el Kps del CaF2 si su solubilidad a pH = 4,00 es de 3,17. 10-2 mg de sal/mililitro. M CaF2 = 78,00 g/mol pKa HF = 3,20
6.25) Se desean mezclar 100,0 mL de solución de NH4OH 0,10 M con 100,0 mL de una solución 0,020 M en MnCl2. Calcular el número mínimo de moles de NH4Cl que se deben agregar para impedir la precipitación del Mn(OH)2. Kps Mn(OH)2 = 4,00. 10-14 Kb NH3 = 2,00. 10-5
6.26) 50,00 mL de una solución 0,200 M de MgCl2 se mezclan con 50,00 mL de un buffer constituido por NH3/NH4
+. El buffer es 0,200 M en NH3 antes de la mez-cla. Si se encontró que se deben usar para el buffer 0,945 g de NH4Cl para im-pedir la precipitación del Mg(OH)2. Calcular su producto de solubilidad.
6.27) La solubilidad del BaCO3 en agua es 30,93 mg/l. ¿Cuál será el pH de la solu-ción? ¿Cuál es el valor del Kps de esa sal?
Datos : M BaCO3 = 197,00 g/mol K1 H2CO3 = 4,46 x 10-7 K2 H2CO3 = 4,67 x 10-11
6.28) Se dispone de 0,1480 g de SrCO3. Se desea conocer: a) El volumen de una solución de HCl 1,50 % m/V requerido para disolverlo,
completando luego a 150,0 mL. b) El pH de dicha solución
Datos: K1 H2CO3 = 4,46. 10-7 K2 H2CO3 = 4,67. 10-11 Kps SrCO3 = 8,1. 10-9 M HCl = 36,50 g/mol M SrCO3 = 147,62 g/mol
6.29) Si se adicionan 600 mg de SrF2 (s)(Mr= 125,00) a 500 mL de una solución de HNO3 x M ¿Cuál será el pH de la solución? ¿Cuál debe ser el valor mínimo de x para permitir disolver toda la sal?
Datos: Kps SrF2 = 2,8 x 10-9 Ka HF = 6,76 x 10-4
6.30) Se disuelve el sólido MeX2 en agua, siendo la solubilidad de 1,35 g/L a 25 °C. Calcular: a) El pH de la solución. b) el Kps del sólido MeX2.
Datos: pKa HX = 4,30 M MeX2 = 150 g/mol
Resultados
6.2) a) 4,29 mg/100 mL b) 1,68. 10-3 g/100 mL c) 1,21 mg/mL d) 2,51. 10-4 g/L
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6.3) a) (AgCl) = 2,02. 10-5 M y (Ag2CrO4) = 1,32. 10-4 M b) (AgCl) = 1,41. 10-5 M y (Ag2CrO4) = 9,25. 10-5 M
6.4) Kps PbI2 = 1,40. 10-8 6.5) Kps Ag(PO4)3 = 1,25. 10-20 6.6) a) Kps Ba(IO3)2. H2O = 2,13. 10-9
b) 4,07. 10-2 g/100 mL 6.7) Kps Bi2S3 = 1,66. 10-33 6.8) 0,057 % 6.9) a) 0,57 mg
b) 9,8 mg 6.10) a) 1,18. 10-3 M
b) 6,61. 10-7 M 6.11) a) 3,00. 10-5 M
b) 1,25. 10-6 M 6.12) AgNO3 6.13) a) 1,5. 10-15 M
b) 1,5. 10-10 M c) AgI d) 1,0. 10-6 M e) Sí
6.14) (Ag+)eq. = 2,00. 10-15 M y (Pb2+) = 2,49. 10-6 M 6.15) a) AgCl – TlCl - PbCl2 6.16) (Pb2+) =1,67x10-5 M ; (Cl-) = 0,980M 6.17) 0,041 g 6.18) 6,20 < pOH < 6,85 6.19) más insoluble es el CaSO4; cuando precipita el 99% del calcio, precipita
el 41,1 % de la Ag. No es posible una separación cuantitativa.;sulfato : 0,0542 moles
6.20) a) 1,46. 10-3 M b) 5,46. 10-4 M c) 1,81. 10-3 M
6.21) a) pH = 4,35 b) pH = 6,35 c) pH = -10,5 (No) d) pH = 4,50 e) No
6.22) 4,00 mL 6.23) pH = 2,43 6.24) Kps CaF2 = 2,0. 10-10 6.25) 0,10 moles 6.26) Kps Mg(OH)2 = 1,28. 10-11 6.27) pH = 10,02 ; Kps = 8,12. 10-9 6.28) a) 3,15 mL b) 6,74 6.29) a) 1,63 b) 0,0420 M 6.30) a) 8,28 b) 2,92. 10-6
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SERIE 7
PROBLEMAS DE VOLUMETRIA DE PRECIPITACION
7.1) Una muestra de 0,3000 g de una moneda de plata se disuelve en HNO3 y se valora con 21,32 mL de solución de KSCN 0,1013 M. Calcular el % de Ag.
7.2) ¿Qué % de Ag tiene una moneda, si 0,200 g de ésta requieren 39,60 mL de solución de KSCN (0,4103 g/100 mL) para precipitar toda la plata?
7.3) ¿Cuál es % de Cl en una muestra de 0,2527 g que requiere para su titulación 17,52 mL de una solución de AgNO3 cuyo título en Cl- es 3,141 mg/mL?
7.4) Una muestra impura de cloruro de estroncio pesa 0,500 g. Después de añadir 50,00 mL de solución de AgNO3 0,210 M y filtrar el precipitado de AgCI, la so-lución que resulta requiere para precipitar la plata 25,50 mL de solución de KSCN 0,280 M. ¿Cuál es el porcentaje de SrCl2 en la muestra?
7.5) A partir de 50,00 mL de una solución de HCl se obtiene un precipitado de 0,964 g de AgCl. Calcular: a) ¿Cuál es la molaridad del ácido? b) ¿Cuántos mL de ese ácido serán necesarios para preparar 2,000 L de so-
lución 0,0500 M?
7.6) ¿Qué volumen de solución de AgNO3 0,2500 M son necesarios para valorar directamente el Cl- de una solución que contiene 0,5680g de BaCl2.2H2O?
7.7) Una muestra de 100,0 mL de un agua se valora según Mohr y se gastan 17,66 mL de solución de AgNO3 0,0500 M. Calcular, a) la molaridad del agua en cloruro; b) el número de mg de NaCl por litro.
7.8) Para la determinación de Cl- según Volhard se titula una solución de NH4SCN empleando una solución de AgNO3 0,1000 M; 25,00 mL de ésta última requie-ren 49,10 mL de la primera. Calcular la molaridad del tiocianato.
7.9) Una masa de 0,2167g de plata electrolítica pura requirió para su titulación 27,27 mL de una solución de KSCN. ¿Cuál es el título de la solución en Ag (mg Ag/mL) y la molaridad de dicha solución de tiocianato?
7.10) Se analiza por el método de Volhard una muestra de una moneda de Ag cuya masa es 0,5000 g y que contiene 90,0 % de Ag. ¿Cuál debe ser la molaridad de una solución de KSCN para que no sean necesarios en la valoración más de 50,00 mL?
7.11) Se tratan 0,2000 g de una muestra de ZnS con 50,0 mL de solución de AgNO3 0,1000 M. Después de la transformación completa, la mezcla se filtra, se lava y el exceso de Ag se titula por retorno con 15,50 mL de solución de SCN- 0,1000 M. Calcular el % de ZnS en la muestra.
7.12) En la titulación de ioduros según Volhard se agregaron 25,00 mL de una solu-ción de AgNO3 0,1 M (f = 1,012) y se tituló por retorno con KSCN 0,05 M (f =
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0,992) gastándose 3,25 mL. Calcular el resultado, expresado en masa de iodu-ro de amonio.
7.13) ¿Cuál es el % de Br- y de impurezas inertes en una muestra de 1,600 g consti-tuida por una mezcla de CaBr2.6H2O e impurezas inertes, si se agregan a la solución acuosa de la muestra 52,00 mL de solución de AgNO3 0,2000 M, y el exceso de Ag+ requiere 4,00 mL de solución de KSCN 0,1000 M para precipi-tar el AgSCN?
7.14) ¿Qué volumen de solución de KHC2O4.H2C2O4.2H2O, 0,200 M , se requiere para precipitar como CaC2O4. 2 H2O el Ca de una muestra de 0,408 g de ce-mento, que contiene un 60,32 % de CaO?
7.15) Una muestra de 2,000 g de feldespato produce 0,2558 g de una mezcla de NaCl y KCl. Si se agregan a los cloruros disueltos 35,00 mL de una solución de AgNO3 0,1000 M y el exceso de Ag+ requiere para su valoración 0,92 mL de solución de KSCN 0,02000 N. ¿Cuál es el % de K en el feldespato?
7.16) Una mezcla de LiCl y BaCl2 que pesa 0,5000 g se titula según Volhard. Se usan 37,60 mL de solución de AgNO3 0,2000 M y el retorno requiere 18,50 mL de solución de KSCN 0,1100 M. Calcular el % de Li en la mezcla.
7.17) Una muestra de feldespato contiene 7,58 % de Na2O y 9,93 % de K2O ¿Cuál debe ser la molaridad de una solución de AgNO3 para que se requieran 22,71 mL de la misma para precipitar el ion Cl- de los cloruros alcalinos que se obtie-nen a partir de 0,1500 g de muestra?
7.18) Una muestra contiene Ca(ClO3)2. Se pesan 0,838 g, se disuelven, se reducen a cloruros y se agregan 100,0 mL de solución 0,1000 N de AgNO3. Se diluye a 250,0 mL en matraz aforado, se filtra una parte y se toman 100,0 mL del filtra-do. Se titulan con 9,10 mL de solución de KSCN 0,1200 M. Calcular la pureza, en porcentaje del compuesto.
7.19) Una muestra de 0,612 g de Ca(ClO3)2.2H2O fue analizada por reducción del clorato a cloruro, el cual fue precipitado por adición de 25,00 mL de solución de AgNO3 0,2000 M. El exceso de Ag fue valorado con 3,10 mL de solución de KSCN. Una alícuota de 10,00 mL de la solución de AgNO3 requirió para su precipitación completa 10,75 mL de solución de KSCN. Calcular el % de Ca(ClO3)2.2H2O en la muestra.
7.20) Se desea conocer el % de Br- en una mezcla que contiene KCl y CaBr2 para ello se toman 3,234 g de muestra, se disuelven y se llevan a 100,0 mL. Sobre 50,00 mL de esa solución se agregan 43,00 mL de solución de AgNO3 0,5000 M y el exceso de Ag+ se valora con solución de KSCN 0,1000 M gastándose 15,00 mL.
7.21) Calcular el valor de pAg después de la adición de 5,0, 15,0, 25,0, 30,0, 35,0, 45,0, 49,0, 50,0 y 60,0 mL de solución de AgNO3 0,100 M a 50,0 mL de solu-ción de KSCN 0,100 M. Trazar la curva de titulación con estos datos, represen-tando gráficamente el pAg en función del volumen de titulante.
Kps AgSCN = 2,6. 10-12
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Resultados
7.1) 77,7 % 7.2) 90,2 % 7.3) 21,78 % 7.4) 53,3 % 7.5) a) 0,1345 M
b) 743 mL 7.6) 18,60 mL 7.7) a) 0,00883 M
b) 516 mg/L 7.8) 0,0509 N 7.9) 0,07367 M y 7,946 mg/mL
7.10) 0,0834 M 7.11) 84,0 % 7.12) 0,343 g 7.13) % Br- = 49,9 y % impurezas inertes = 3,76 7.14) 11,0 mL 7.15) 6,3 % 7.16) 1,599 % 7.17) 0,03008 M 7.18) 89,8 % 7.19) 87,8 % 7.20) 24,51 % 7.21) pAg = 10,50 ; 10,32 ; 10,11 ; 9,98 ; 9,83 ; 9,31 ; 8,59 ; 5,79 ; 2,04
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SERIE 8
PROBLEMAS DE EQUILIBRIO DE COMPLEJOS Y EQUILIBRIOS COMBINADOS
8.1) En una solución 1,00. 10-2 N de Na2HgCl4 la concentración de ion mercúrico libre es 1,30. 10-4 M. Calcular la constante de inestabilidad del complejo.
8.2) Calcular la concentración de ion Ag+ en una solución 1,00. 10-2 N en AgNO3 y 0,100 M en NH3.
Ki Ag(NH3)2+ = 6,00. 10-8
8.3) La Ki del complejo Ag(CN)2- es 2,00. 10-19. Calcular la concentración de ion Ag+
libre en soluciones: a) 1,00. 10-2 M en el complejo b) 1,00. 10-2 N en el complejo y 1,00. 10-3 M en CN- libre.
8.4) Calcular las concentraciones de todas las especies en solución cuando se mezclan 500 mL de solución de Hg(NO3)2 2,00. 10-3 M con 500 mL de solu-ción: a) 2,00. 10-2 M en Kl; b) 2,00. 10-3 M en KI.
Considerar volúmenes aditivos. Ki HgI4 = 2,00. 10-30
8.5) Se tienen 9,0 mL de solución 5,00.10-2 M en AgNO3. Se quiere agregar 1,00 mL de solución de NaCl 0,100 M sin que precipite AgCl. Calcular la masa de KCN que hay que agregar para impedir la precipitación. Considerar los volú-menes aditivos y que no hay procesos ácido-base.
Kps AgCl = 1,00. 10-10 Ki Ag(CN)2- = 2,00. 10-19 M KCN = 66,00 g/mol
8.6) A partir de 4,00.10-4 moles de AgX precipitado se quieren preparar 100 mL de una solución de Ag+. Determinar el mínimo volumen de Na2S2O3 0,100 M que será necesario agregar para disolverlo y obtener dicha solución.
pKps AgX = 12,10 Ki Ag(S2O3)23- = 13,40
8.7) Se disuelven 0,100 moles de AgNO3 y 5,00 moles de NH3 en agua, y la solu-ción resultante se lleva a 500,0 mL. ¿Precipitará el AgBr si se le agregan 0,100 milimoles de KBr a la solución? Considerar que la variación de volumen y los procesos ácido-base son despreciables.
Kps AgBr = 5,00. 10-13 Ki Ag(NH3)2+ = 6,00. 10-8
8.8) Se quiere disolver 0,560 g de AgCl en un volumen de 200,0 mL. Se añaden 3,23 g de NH4NO3. Calcular: El volumen de una solución de NaOH 0,950 M que se debe agregar. Suponer que el NH4NO3 y la solución de NaOH no modifican el volumen.
Datos : Ki Ag(NH3)2+ = 2,00. 10-9 M AgCl = 143,5 g/mol
Kps AgCl = 1,00.10-10 M NH4NO3 = 80,00 g/mol Kb NH3 = 1,80. 10-5
8.9) a) ¿Cuántos moles de AgI se disolverán en 1,00 litro de solución amoniacal si la solución final resulta ser 1,00 M en NH3? b) ¿Qué concentración de NH3 será necesaria para disolver 1,00. 10-2 moles
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de AgI en 1 litro de solución? c) Comentar el resultado obtenido.
Kps AgI = 9,00. 10-17 Ki Ag(NH3)2+ = 6,00. 10-8
8.10) Calcular la masa de AgCl (s) que se disuelve en 250 mL de una solución de NaCN 0,100 M. Considerar despreciables los procesos ácido-base
Datos : M AgCl = 143,50 g/mol Kps AgCl = 1,78 x 10-10 Ki Ag(CN)-
2 = 7,08 x 10-19
8.11) A una solución 1,00. 10-2 M en Cu+ y 1,00. 10-4 M en Cd2+ se le agrega KCN basta obtener un exceso de cianuro libre de 2,00. 10-2 M, sin producir variación en el volumen. Se pasa H2S (g) hasta que la concentración de ion sulfuro es 1,00. 10-2 M. ¿Cuál de los dos iones precipitará como sulfuro? Considerar que los procesos ácido-base son despreciables.
pKi Cu(CN)43- = 27,0 pKi Cd(CN)4
2- = 19,0 pKps Cu2S = 46,0 pKps CdS = 29,0
8.12) Se tiene una solución 0,100 M en el complejo MX2 cuya constante de inestabi-lidad es 1,00. 10-21. Calcular el pH necesario para que el 10 % del complejo se halle disociado.
Ka HX = 1,00. 10-9
8.13) Se tiene una solución que es 0,100 M en el complejo AX. Calcular cuál es el % de complejo que queda sin disociar si se regula la solución a pH = 1,00.
Ki AX = 1,00. 10-14 Ka HX = 1,00. 10-10
8.14) Se tiene 1,00 L de una solución 3,00. 10-4 M de Fe(NO3)3 regulada a pH 3,00. ¿Cuántos gramos de NaF deben agregarse si se quiere impedir la precipita-ción de hidróxido férrico? pKps Fe(OH)3 = 38,0 pKi FeF2+ = 5,50 pKa HF = 3,00 M NaF = 42,00 g/mol
8.15) Se tienen 1,00. 10-5 moles de Fe(OH)3 precipitado. Calcular:
a) el pH necesario para disolverlos en 20,00 mL; b) ídem si la solución final fuese 0,100 M en ion F-.
pKps Fe(OH)3 = 38,0 pKi FeF2+ = 5,50
8.16) Si a 1,00 L de una solución 2,00 M en NH4Cl y 1,00 M en NH3 se agregan 1,00. 10-3 moles de Ni(NO3)2. ¿Precipitará el Ni(OH)2? Considerar que el volu-men no varía al agregar el sólido. pKps Ni(OH)2 = 15,0 pKi Ni(NH3)6
2+ = 8,70 pKb NH3 = 4,80
8.17) Se tienen 100 mL de una solución que es 0,0100 M en Ba2+ y 0,100 M en Pb2+. Se quiere precipitar el 99,99 % del Ba como BaSO4 regulado a pH= 5,0. ¿Cuántos gramos de NH4AcO se deben agregar para que no precipite el Pb como PbSO4? Kps BaSO4 = 1,00. 10-10 Kps PbSO4 = 1,00. 10-8 pKi Pb(AcO)4
2- = 3,00 Ka HAcO = 2,00. 10-5 Kb NH3 = 2,00. 10-5 M NH4AcO = 77,00 g/mol
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8.18) Se disuelven 0,050 moles de HgCl2 en agua llevándose el volumen a 500 mL, y se añaden 0,30 moles de KCN sin variación de volumen. Calcular: a) las concentraciones de CN- y de Hg2+ en la solución resultante; b) la concentración de S2- mínima necesaria para que comience a precipitar
HgS en dicha solución. Kps HgS = 1,00. 10-50 Ki Hg(CN)4
2- = 4,00. 10-42 Ka HCN = 6,00. 10-10
8.19) Calcular el volumen de una solución de Na2SO4 0,150 M que es necesario agregar a 75,00 mL de una solución que es 0,840 M en NaAc y 2,10.10-3 M en Pb(NO3)2 para que comience a precipitar el PbSO4?. Considerar que el volu-men agregado no altera el volumen inicial.
Datos : Kps PbSO4 = 1,0 x 10-8 Ki Pb(AcO)42- = 1,1 x 10-3
pKa HAc = 4,75
Resultados
8.1) 9,63. 10-16 8.2) 9,38. 10-8 8.3) a) 7,94. 10-8 M
b) 2,00. 10-15 M 8.4) a) (Hg2+) = 1,54. 10-24 M (I-) = 6,00. 10-3 M (HgI4
2-) = 1,00. 10-3 M b) (Hg2+) = 7,50. 10-4 M (I-) = 2,86. 10-8 M (HgI4
2-) = 2,50. 10-4 M 8.5) 59 mg 8.6) 8,90 mL 8.7) No precipita. AgBr 8.8) 26,59 mL 8.9) a) 3,87. 10-5 moles
b) 258 M (absurdo) 8.10) 1,79 g 8.11) Precipita CdS 8.12) 0,68 8.13) 99,0 % 8.14) 19,9 mg 8.15) a) 2,43
b) 3,93 8.16) No precipita Ni(OH)2 8.17) 14,63 g 8.18) a) (CN-) = 0,198 M (Hg2+) = 2,59. 10-40 M
b) 3,86. 10-11 M 8.19) 1,04 mL
32
SERIE 9
PROBLEMAS DE VOLUMETRIA POR FORMACION DE COMPLEJOS
9.1) Una muestra contiene en solución KCl y CdCl2. Se titulan 25,00 mL con 28,90 mL de solución de AgNO3 0,1600 M. Otra alícuota de 50,00 mL se titula con 15,10 mL de solución 0,1500 M de EDTA. Calcular la concentración de ambas sales en solución en g/100 mL.
9.2) Una solución contiene MgCl2 y MgSO4. Una alícuota de 25,00 mL requiere 39,8 mL de solución de EDTA 0,1300 M para su valoración. Otra alícuota de 50,00 mL se valora con 22,00 mL de solución de AgNO3 0,1200 M. Calcular la concentración de ambas sales, expresarlas en g/100 mL.
9.3) Se disuelven 0,4644 g de CaCO3 en HCl, y se diluye a 1,00 litro. Si una alícuo-ta de 50,00 mL de esta solución consume 31,40 mL de solución de EDTA, ¿cuál será el contenido (en ppm) de CaCl2 de 50,00 mL de una muestra que requiere 19,20 mL de la misma solución de EDTA?
9.4) Una mezcla que sólo contiene CaCO3 y MgCO3 pesa 0,2280 g. Se disuelve en HCl, y se consumen 23,00 mL de solución de EDTA 0,1070 M al valorar la so-lución empleando negro de eriocromo T (NET) como indicador. Calcular los porcentajes de CaO y MgO en la muestra.
9.5) Una muestra de 0,5000 g de un mineral que contiene Ca y Mg se titula con EDTA 0,1000 M, gastándose 25,30 mL al emplear NET como indicador. Otros 0,5000 g de muestra se titulan con la misma solución de EDTA, pero emplean-do murexida como indicador, empleándose esta vez 18,30 mL de solución de EDTA. Calcular los porcentajes de Ca y Mg en la muestra, expresados como % de Ca y % de Mg.
9.6) Calcular la concentración de Ca+2 y Mg+2 (mmol/l) a partir de los datos siguien-tes: para determinar la cantidad total de Ca y Mg, 20,00 mL de solución se titu-lan con solución de EDTA 0,1120 M (indicador = NET), utilizándose 18,15 mL. Para determinar Ca, a 20,00 mL de solución se agregan 19,00 mL de la solu-ción de EDTA y el exceso se titula hasta viraje de la murexida a color anaran-jado con CaCl2 0,1021 N, utilizándose 12,00 mL.
9.7) Calcular la masa de aluminio en una solución a partir de los siguientes datos: a la solución se agregan 15,00 mL de solución de EDTA 0,1100 M, y el exceso se titula con 3,00 mL de solución de ZnSO4 0,1010 M.
9.8) 3,2000 g de una mezcla constituida por KCl, FeCl3 e impurezas inertes, se di-suelven adecuadamente y se diluye a 100,0 mL. Se efectúa una dilución 1:4 y sobre 10,00 mL de muestra diluida se titula con una solución de AgNO3 con-sumiéndose 12,70 mL. Sobre otra alícuota de muestra diluida de 25,00 mL, se efectúa una titulación con una solución de EDTA 0,03000 M a pH = 2, consu-miéndose 15,59 mL. Si 10,00 mL de la solución de AgNO3 equivalen a 46,8 mg de NaCl ¿Cuál es el porcentaje de KCl y de FeCl3 en la mezcla original? Datos: M KCl = 74,50 g/mol; M FeCl3 = 162,50 g/mol; M NaCl = 58,50 g/mol
33
9.9) Se efectúa la titulación de 50,0 mL de solución de Cu(NO3)2 0,0200 M con so-lución de EDTA 0,0400 M en un medio regulado a pH 4,00. Calcular el pCu pa-ra 10,0 mL, 25,0 mL y 30,0 mL de titulante consumidos.
Datos: Kf CuEDTA = 7,9. 1018 ; α EDTA (pH = 4,00) = 3,6. 10-9
Resultados
9.1) 0,704 % de KCl y 0,830 % de CdCl2 9.2) 0,2514 % de MgCl2 y 2,17 % de MgSO4 9.3) 315 ppm 9.4) 20,54 % de MgO y 31,95 % de CaO 9.5) 14,67 % de Ca y 3,404 % de Mg 9.6) 45,14 mmol/l de Ca y 56,5 mmol/l de Mg 9.7) 0,0363 g 9.8) 38,00 % de FeCl3 y 42,35 % de KCl 9.9) pCu (10,00mL) =2,00 ; pCu ( 25,00mL) = 6,16 ; pCu ( 30,0mL) = 9,75
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SERIE 10
PROBLEMAS DE EQUILIBRIO DE OXIDO-REDUCCION Y COMBINADOS
Nota: Para los problemas de esta serie considerar como constante de Nernst el valor de 0,0592 a 25 ºC
10.1) Dada la siguiente pila: Me/Zn/ZnSO4 (1 M) // CuSO4 (1 M)/Cu/Me
a) Indicar el sentido de circulación de la corriente y las corrientes que ocurren
en cada electrodo. b) Indicar cuál de los electrodos es el cátodo, cuál es el ánodo y la polaridad
de los mismos. Eo Cu2+/Cu = 0,364 V Eo Zn2+/Zn = -0,763 V
10.2) Se tiene la siguiente pila: (-) Co/Co2+ (1,00. 10-2 M) // Cl- (1,00 M) / Cl2 (1 atm), Pt (+)
Cuando la pila comienza a funcionar se observa que el voltaje de la celda es 1,69 V y que el polo (-) es el electrodo de cobalto. a) ¿Cuál es la reacción espontánea en la celda? b) ¿Cuál es el potencial estándar de la cupla Co2+/Co? c) ¿Cómo varía el potencial de la celda en función de la presión de Cl2? Eo Cl2/Cl- = 1,36 V
10.3) a) Establecer la diferencia de potencial de la siguiente pila: Pt, H2 (1 atm) /H+ (a = 1,00. 10-14) // KCl (0,10 M)/Hg2Cl2, Hg, Pt
b) ¿Cuál de los electrodos es el polo positivo?
E Hg22+/Hg = 0,79 V Kps Hg2Cl2 = 1,00. 10-18 f Cl- (en KCl 0,10 M) = 0,80
10.4) Una solución de Fe3+ en una solución de HCl 1,0 M se reduce con exceso de
Ag. Calcular la relación Fe3+/Fe2+ en el equilibrio. Eo Fe3+/Fe2+ = 0,77 V Eo Ag+/Ag = 0,80 V pKps AgCl = 10,00
10.5) Expresar el Kps del AgCl en función de los potenciales normales de los elec-trodos, de AgCl/Ag y Ag+/Ag. Calcular el valor numérico.
Eo AgCl/Ag = 0,22 V Eo Ag+/Ag = 0,80 V
10.6) a) Calcular el potencial normal de la reacción:
Cu2+ + 1 e- Cu+
b) Calcular el Kps del CuI. Eo Cu2+/Cu = 0,35 V Eo Cu+/Cu = 0,52 V Eo Cu2+/CuI = 0,88 V
10.7) El E para la hemirreacción: Bi3+ + 3 e- Bi Eo = 0,277 V
Si para el sistema BiO+ + 2 H+ + 3 e- Bi + H2O Eo = 0,320 V Calcular la constante de equilibrio para la reacción:
Bi3+ + H2O BiO+ + 2 H+
35
10.8) Dada la siguiente pila: Pt/Fe3+ (1,0.10-6 M),Fe2+ (1,0.10-2 M)//Cr2O7
2- (0,10 M),Cr3+(1,0.10-5 M),H+(0,10 M)/Pt
a) Establecer la polaridad de los electrodos y calcular el potencial de la pila
con circuito abierto. b) Calcular la Keq de la reacción que ocurre espontáneamente e indicar cuál
es esta. Admitir que la solución de Fe3+ y de Fe2+ está lo suficientemente ácida como para que no precipiten los hidróxidos.
Eo Cr2O72-/Cr3+ = 1,33 V Eo Fe3+/Fe2+ = 0,77 V
10.9) Dado un sistema que es 0,10 M en Ce4+ y 0,050 M en Tl+, calcular, a) La Keq de la reacción. b) La (TI+) en el equilibrio.
Eo Ce4+/Ce3+ = 1,61 V Eo Tl3+/Tl+ = 1,25 V
10.10) La diferencia de potencial de la siguiente pila es de 0,50 V. Pt, H2 (1 atm) / HA (1,0.10-2 M) // KCl (1,0 M)/ Hg2Cl2, Hg, Pt
Calcular la Ka del ácido HA. Eo ECN = 0,28 V
10.11) La diferencia de potencial de la siguiente pila es de 0,46 V. Pt, H2 (1 atm) / HA (0,100 M) // KCl (0,100 M) / AgCl, Ag
Calcular la constante de acidez de HA. Eo AgCl/Ag = 0,22 V
10.12) a) Se tiene una solución que es 1,00. 10-3 M en Ce4+ y 0,100 M en Ce3+. Analizar analítica y gráficamente la dependencia del potencial de la solu-ción en función del pH.
b) Esta solución se conecta por medio de electrodos de Pt y un puente sa-lino a una solución que es 1,00. 10-2 M en Mn2+, con MnO2 (s) precipita-do.
Calcular analítica y gráficamente el pH al cuál el electrodo de la cupla Ce4+/Ce3+ cambia la polaridad, si se establece como condición que el pH de ambas soluciones sea el mismo.
Kps Ce(OH)4 = 1,00.10-55 Kps Ce(OH)3 = 1,00.10-22 Kps Mn(OH)2 = 1,00.10-14 Eo Ce4+/Ce3+ = 1,61 V Eo MnO2/Mn2+ = 1,23 V
10.13) a) Calcular el valor numérico de la Keq para la reacción:
Fe3+ + I- Fe2+ + ½ I2 (s)
b) Idem para la reacción:
FeF63+ + I- Fe2+ + 6 F- + ½ I2 (s)
c) Interpretar los resultados obtenidos en función del poder reductor de la
cupla Fe3+/Fe2+.
E Fe3+/Fe2+ = 0,77 V E I2/I- = 0,54 V pKi FeF6
3- = 16,0
36
10.14) Calcular la Ki del complejo Ag(S2O3)23-.
Eo Ag+/Ag = 0,80 V Eo Ag(S2O3)23-/Ag = -0,01 V
10.15) En un electrodo ocurre la siguiente reacción:
ML24+ + 1 e- ML2
3+ donde L- es un ion ligante. Escribir su potencial en función de las constantes
de inestabilidad de los dos iones complejos y del E M6+/M5+.
10.16) Calcular el potencial formal de la cupla Co3+/Co2+ en NH3 1,00 M. Interpretar los resultados obtenidos en función del poder reductor de la cupla Co3+/Co2+. Eo Co3+/Co2+ = 1,84 V pKi Co(NH3)6
2+ = 5,00 pKi Co(NH3)63+ = 35,0
10.17) Dada la siguiente pila: Pt, Fe3+ (1,0.10-3 M),Fe2+ (1,0.10-3 M), H+ (regulado pH = 3) //
Fe3+(1,0.10-3 M),Fe2+(1,0. 10-2 M), H+ (regulado pH = 2), Pt
a) Calcular la diferencia de potencial a circuito abierto y establecer la polari-dad de los electrodos.
b) Calcular el potencial de la hemicelda de la izquierda a pH = 1, 5 y 9. c) Calcular el número de moles de NaF que deben agregarse al comparti-
miento de la derecha para que no circule corriente. Considerar que se trabaja con 1 litro de solución y que el único complejo formado es FeF2+.
Kps Fe(OH)3 = 1,00. 10-38 Kps Fe(OH)2 = 1,00. 10-14 Ka HF = 6,00. 10-4 Ki FeF2+ = 3,00. 10-6 Eo Fe3+/Fe2+ = 0,77 V
10.18) Calcular las concentraciones en el equilibrio de cada especie, si se mezclan 600 mL de una solución de FeSO4 0,200 M con 400 mL de una solución de KMnO4 0,0700 M. Suponer volúmenes aditivos.
pH regulado durante la experiencia igual a 1,2. Datos: Eo MnO4
-/Mn2+ = 1,51 V Eo Fe3+ /Fe2+ = 0,77 V
10.19) Dada la siguiente reacción: H+ + H2O2 + Fe2+ -----> Fe3+ + H2O
Calcular las concentraciones en el equilibrio de cada especie, si se mezclan 300 mL de una solución de H2O2 1,33 M con 200 mL de una solución de Fe2+ 2,00 M. Suponer volúmenes aditivos.
pH regulado durante la experiencia igual a 2 Datos: Eo H2O2 /OH- = 0,94 V Kw = 1,0 x 10-14
Eo Fe3+ /Fe2+ = 0,77 V
10.20) Calcular las concentraciones de cada especie en el equilibrio, si se mezclan 400 mL de una solución de Fe(NO3)2 0,1500 M con 400 mL de K2Cr2O7 0,1100 M. Suponer volúmenes aditivos.
pH regulado durante la experiencia igual a 1,5. Datos: Eo Cr2O7
2-/Cr3+ = 1,33 V Eo Fe3+ /Fe2+ = 0,77 V
37
Resultados
10.2) b) –0,27 V 10.3) a) 1,15 V; b) electrodo de calomel 10.4) 3,21. 10-10 10.5) 1,59. 10-10 10.6) a) 0,18 V; b) 1,50. 10-12 10.7) 6,62. 10-3 10.8) a) 0,75 V; b) 5,71. 1056 10.9) a) 1,45. 1012 ; b) 4,41. 10-6 M 10.10) 3,77. 10-6 10.11) 7,87. 10-6 10.12) b) 3,72 10.13) a) 7,68. 103 ; b) 7,68. 10-13 10.14) 2,08. 10-14 10.15) ------------- 10.16) 0,06 V 10.17) a) 0,0592 V; b) 0,77 V; 0,30 V; -0,35 V; c) 1,38. 10-3 10.18) (MnO4
-)=0,004 M ;(Mn2+)=0,024 M ;(Fe3+)=0,12 M ;(Fe2+)=4,52. 10-12 M 10.19) (H2O2)=0,40 M ;(Fe3+)=0,80 M ;(Fe2+)=1,70. 10-15 M 10.20) (Cr2O7
2-)=0,0425 M;(Cr3+)=0,025 M;(Fe3+)=0,075 M;(Fe2+)=4,08. 10-8 M
38
SERIE 11
PROBLEMAS DE VOLUMETRIA REDOX
11.1) Calcular el peso equivalente de los siguientes reductores: a) H2C2O4. 2 H2O (oxidado a CO2) b) FeSO4. 7 H2O (oxidado a Fe3+) c) H2O2 (oxidado a O2) d) H2S (oxidado a SO4
2-) e) Na2S2O3 (oxidado a S4O6
2-)
11.2) Calcular el peso equivalente de los siguientes oxidantes:
a) KMnO4 (a Mn2+ y a MnO2) b) K2Cr2O7 (a Cr3+) c) KIO3 (a ICl3
2-) d) H2O2 (aH2O) e) As2O5 (a As3+) f) KBrO3 (a Br-) g) Na2S2O8 (a SO4
2-)
11.3) Calcular el número de miliequivalentes de Fe2+ que se oxidaron con:
a) 10 mL de H2O2 0,90 M b) 100 mL de KMnO4 0,040 M; c) 50 mL de K2Cr2O7 0,010 M;
11.4) ¿Cuál es la normalidad de una solución reductora que contiene 10,00 g de K4(Fe(CN)6).3H2O en 500 mL?
11.5) Una solución ferrosa, contiene 1,176 g del compuesto FeSO4.(NH4)2SO4. 6H2O, en 30,00 mL. Una solución de K2Cr2O7 contiene 0,2940 g en 20,00 mL. Determinar:
a) la normalidad de la solución ferrosa, como reductor; b) la normalidad del dicromato, como oxidante; c) el volumen de dicromato que equivale a 1,00 mL de la solución ferrosa.
11.6) Una solución de HNO3, es considerada 3,00 N (como ácido). ¿Qué volumen de agua destilada se debe añadir a 50,0 mL de esa solución para que sea 3,00 N como agente oxidante? (Suponer que el HNO3 se reduce a NO y que los volú-menes son aditivos).
11.7) Dada una solución de KMnO4, tal que 1,000 mL equivale a 1,000 mL de solu-ción de KHC2O4, ésta equivale a 1,000 mL de solución de NaOH, y ésta última equivale a 0,1000 milimoles de KHC8H4O4 (biftalato de potasio),
a) ¿Cuántos gramos de Fe2O3 son equivalentes a 1,00 mL de la solución de
KMnO4 empleada en la titulación de Fe2+? b) ¿Cuántas ppm de Mn contiene la solución de KMnO4?
39
11.8) ¿Cuál es la normalidad de una solución de permanganato de potasio, tal que 40,00 mL de la misma oxidan un peso de KHC2O4.H2C2O4.2H2O, que requiere para neutralizarse 30,00 mL de la solución de NaOH 0,5000 N? ¿A cuánto equivale 1,000 mL de permanganato, expresado en función de la masa de As2O3, si el As3+, pasa a H3AsO4 en medio ácido?
11.9) ¿Cuál es el % de Fe de una muestra mineral que pesa 0,7100 g, si después de disolver el Fe y reducirlo con amalgama de Zn, se consumen para oxidarlo 48,06 mL de solución de KMnO4 (1,000 mL equivale a 0,006700 g de Na2C2O4)? ¿Qué masa de KMnO4 contiene cada mL de la solución?
11.10) ¿Qué masa de agua oxigenada contiene una solución que consume para su valoración 14,05 mL de solución de KMnO4, tal que 1,000 mL equivalen a 0,008378 g de Fe (es decir, oxida esta cantidad de Fe desde el estado diva-lente hasta el estado trivalente)? ¿Qué masa y qué volumen de oxígeno se-co y medido en CNPT, se desprenden en la valoración?
11.11) ¿Cuál es el % de MnO2 en un mineral, si se tratan 0,4000 g de la muestra con 0,6000 g de H2C2O4.2H2O puro, y ácido sulfúrico diluido, y después de la reducción completa, el exceso de ácido oxálico consume en su valoración 26,26 mI de solución de KMnO4 0,1000 N?
11.12) Se disolvió una muestra de 0,2250 g de una mezcla que consistía sólo en Fe y Fe2O3; el hierro se convierte al estado divalente y se titula con KMnO4, re-quiriéndose 37,50 mL de solución 0,0991 N. Calcular el % de Fe y de Fe2O3
en la muestra.
11.13) Un acero, que contiene 0,90 % de Mn se analiza por los tres métodos que se citan a continuación. En todos los casos se parte de una masa de mues-tra de 2,500 g y de solución 0,0833 N de KMnO4 y 0,100 N de FeSO4. Calcu-lar en cada caso, el volumen de permanganato que se consume: a) El Mn se oxida a MnO4
- con bismutato y, después de reducido con 25,00
mL de solución de FeSO4 patrón, se valora el exceso de ion Fe2+ con una solución patrón secundario de KMnO4.
b) El Mn se oxida a MnO2 con KClO3, se filtra y disuelve en 25,00 mL de sul-fato ferroso patrón. El exceso de ion Fe2+ se valora en KMnO4.
c) El Mn se valora directamente con KMnO4, en una solución que se man-tiene neutra con ZnO.
11.14) Una solución contiene 2,00 g de sulfito de sodio, y 9,62 g de tiosulfato de sodio por litro. ¿Cuál será su normalidad respecto al I2? ¿Cuál es su título en I2?
11.15) Se toman 10,00 mL de una solución de agua oxigenada, y se llevan a 100,0 mL con agua destilada. Una alícuota de 20,00 mL se trata con exceso de KI y ácido sulfúrico. El I2 liberado se titula con 30,00 mL de solución de Na2S2O3 0,100 N. Calcular el % de H2O2 y los volúmenes de la misma en la solución original.
11.16) Se agrega un exceso de Kl a una solución de dicromato de potasio, y se va-lora el iodo liberado con 48,80 mL de solución de Na2S2O3 0,1000 N. ¿Qué
40
masa de K2Cr2O7, contenía la solución de dicromato?
11.17) A 25,00 mL de solución de KMnO4 0,1000 N se agrega un exceso de Kl y ácido. El iodo liberado se titula con solución de Na2S2O3. Si se requieren 26,00 mL de ésta última, ¿cuál es la normalidad de la solución de tiosulfato?
11.18) Calcular los mg de H2S por litro, de una muestra de aire: 50,00 l de aire se burbujean en una solución amoniacal de CdCl2. El CdS formado se disuelve en una solución ácida conteniendo 50,00 mL de solución de iodo 0,1000 N. Para titular el exceso de iodo se consumen 12,97 mL de solución de Na2S2O3 0,1500 N.
11.19) Un cierto polvo, está constituido por Na2HAsO3, As2O5 y materia inerte. Se disuelven 0,2500 g y se titula el material con solución de iodo valorada, en una solución que se mantiene neutra disolviendo un exceso de NaHCO3:
AsO33- + I2 + 2 HCO3
- AsO43- + 2 I- + 2 CO2 + H2O
Se consumen 15,80 mL de solución de iodo 0,1030 N. Se agrega un exceso de HCI y de Kl:
AsO43- + 2 I- + 8 H+ As3+ + I2 + 4 H2O
y el iodo liberado reacciona con 20,70 mL de tiosulfato de sodio 0,1300 N. Calcular los % de Na2HAsO3 y de As2O5 en la muestra.
11.20) Una muestra de 0,250 g de Na2C2O4 puro, se disuelve en H2SO4 (diluido) y consume en su oxidación 40,15 mL de una solución de sulfato cérico. a) ¿cuál es la normalidad de la solución cérica? b) ¿qué masa de Ce(SO4)2.2(NH4)2SO4.2H2O, habrá que disolver en 500 rnl
para preparar una solución de esta normalidad?
11.21) Al analizar un mineral de uranio, se pasa el U a (UO)SO4, y se valora a con-tinuación con una solución de KMnO4, hasta llegar a (UO2)SO4. Si en esa oxidación cada mL de solución de KMnO4 es equivalente a 1,00 mg de U, ¿cuál es el valor de cada mL de la solución de KMnO4 en función de: a) miligramos de As2O3; b) miligramos de CaO en la valoración de oxalato de calcio?
11.22) Una muestra de 1,0000 g de un polvo blanqueador, se disuelve en agua y se trasvasa a un matraz de 100,0 mL. Sobre 10,00 mL de suspensión se efectúa el siguiente tratamiento: se agrega un exceso de Kl, se ajusta el me-dio con H2SO4, y se valora con una solución de Na2S2O3, gastándose 33,81 mL. La solución de Na2S2O3, se valoró con una masa de 49,03 mg de K2Cr2O7, empleándose 20,00 mL en la titulación. Calcular el % de cloro activo en la muestra.
11.23) 2,00 g de una muestra que contiene BaCl2 se tratan con 50,00 mL de solu-ción de cromato de potasio 0,100 M. La mezcla se traslada a un matraz de 250,0 mL, se lleva a volumen, y el cromato de bario formado se deja deposi-tar. 50,00 mL del líquido sobrenadante se acidifican, y luego de agregar Kl se titula con solución de Na2S2O3 0,100 N, gastándose 5,00 mL. Calcular el
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% de BaCl2 en la muestra.
11.24) Se pesa 1,000 g de un bronce, se disuelve en un medio adecuado, y se ca-lienta. Se evapora la solución, se agrega agua y se vuelve a hervir. Se filtra, recibiendo el filtrado en un matraz de 500,0 mL. Se toma una alícuota de 50,00 mL, se ajusta el medio pera eliminar interferencias, se agrega un ex-ceso de Kl, y se titula el iodo liberado con solución de Na2S2O3 0,1000 N, gastándose 12,35 rnl. Calcular el % de Cu en el bronce.
11.25) Una alícuota de 1,00 mL de una muestra líquida que contiene Na+ se lleva a volumen en un matraz de 250,0 mL. Se toma una alícuota de 20,00 mL, se ajusta el medio y se precipita el Na cono NaZn(UO2)3(C2H3O2)9.9H2O. Se fil-tra, se lava, se disuelve el precipitado, y se lleva con ácido sulfúrico 6 N has-ta un volumen de 15,00 mL. Se reduce la solución con un reductor de Jones, se ajusta el medio y se titula la solución resultante, con solución de dicroma-to de potasio 0,1007 N, gastándose un volumen de 16,27 mL. Calcular el % de Na en la solución.
11.26) Para determinar el porcentaje de Cr en un acero se siguió el procedimiento que se detalla a continuación: Se disolvió 0,500 g de acero en ácido, y se oxidó el Cr a Cr2O7
= por ebulli-ción con persulfato de amonio. Luego de destruir el exceso de persulfato por ebullición, se agregaron 1,242 g de sal de Mohr (NH4)2SO4.FeSO4.6H2O. Para valorar el exceso de ion ferroso formado, se requirieron 14,10 mL de solución de KMnO4. El permanganato de potasio utilizado fue valorado em-pleando 112,0 mg de H2C2O4.2H2O, consumiéndose en la titulación 38,40 mL de solución. Calcular el % de Cr en el acero.
11.27) Calcular los valores de potencial para los siguientes porcentajes de reactivo titulante (calculado sobre el volumen de punto de equivalencia), en la titula-ción de Sn2+ con Fe3+: 9, 25, 50, 91, 99, 99,9. 100, 100,1, 101, 110, 200 %.
E0 Fe3+/Fe2+ = 0,77 v E0 Sn4+/Sn2+ = 0,15 v
11.28) En la titulación de 100,0 mL de solución de Fe(II) 0,1000 M con solución de Ce(IV). 0,1000 M, calcular la diferencia de potencial entre el 99 y el 101 % de la titulación
E0 Fe3+/Fe2+ = 0,77 v E0 Ce4+/Ce3+ = 1,61 v
Resultados 11.1) a) 63,034
b) 278,015 c) 17,007 d) 4,260 e) 158,106
11.2) a) 31,608 y 52,680 b) 49,033 c) 53,500 d) 17,007 e) 57,459
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f) 27,833 g) 119,051
11.3) a) 18 meq b) 20 meq c) 3 meq
11.4) 0,0473 N 11.5) a) 0,1000 N
b) 0,2998 N c) 0,334 mL
11.6) 100 mL 11.7) a) 0,0160 g
b) 2198 ppm 11.8) 0,5000 N y 0,02473 N 11.9) 37,80 % y 0,00316 g 11.10) 0,03585 g de H2O2
0,03372 g de O2 23,6 mL de O2
11.11) 74,91 % 11.12) 25,82 % de Fe2O3
74,18 % de Fe 11.13) a) 5,4 mL
b) 20,2 mL c) 16,4 mL
11.14) 0,0926 N 11,7 mg I2 /mL
11.15) 2,55 % y 8,4 vol. 11.16) 0,2393 g 11.17) 0,0962 N 11.18) 1,041 mg/L 11.19) 55,3 % de Na2HAsO3
24,45 % de As2O5 11.20) 0,0929 N y 29,39 g 11.21) a) 0,416 mg
b) 0,236 mg 11.22) 59,9 % 11.23) 43,4 % 11.24) 78,5 % 11.25) 7,8 % 11.26) 8,72 % 11.27) E = 0,112; 0,136; 0,150; 0,180; 0,209; 0,238; 0,357; 0,593; 0,652;
0,711; 0,770 V
11.28) E = 0,604 V
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SERIE 12
PROBLEMAS DE GRAVIMETRIA
12.1) lndicar los factores gravimétricos para convertir: a) Mg2P2O7 en MgO b) Fe3O4 en Fe2O3 c) U3O8 en U d) B2O3 en Na2B4O7.10 H2O e) (NH4)2PtCl6 en NH3 f) CaF2 en AlF3 g) CaCO3 en Ca(HCO3)2
h) Pt en KCl (KCl K2PtCl6 Pt)
i) PbMoO4 en P2O5 (P2O5 (NH4)3PO4.12 MoO3 PbMoO4
j) AgCl en As (Ag3AsO4 AgCl)
12.2) Calcular el factor gravimétrico para transformar la masa de AgCl encontrada en un análisis gravimétrico en BaCl2.2 H2O.
12.3) Una muestra de mineral de 1,000 g da un precipitado de Zn2P2O7 que pesa 0,5000 g. ¿Cuál es el % de Zn, calculado cono ZnCO3?
12.4) Una muestra de 0,5000 g de Ag3PO4 impuro, produce por disolución y precipi-tación 0,4000 g de AgCl. Calcular el % de pureza del material.
12.5) ¿Qué masa de pirofosfato de cinc se puede obtener a partir de una muestra de 1,000 g de cloruro de cinc hexahidrato?
12.6) Si 0,5000 g de un compuesto que contiene hierro dieron 0,4990 g de Fe2O3. Expresar el resultado como % m/m de Fe2O3 y como % m/m de Fe.
12.7) Calcular el % de Na2O en un silicato, si al analizar una porción pesada de éste de 0,6805 g fueron obtenidos 0,1455 g de uranilacetato de sodio y cinc cuya composición es NaZn(UO2)3.(C2H3O2)9.6 H2O.
12.8) Un precipitado de SiO2, Al2O3 y Fe2O3 tratado con HF y H2SO4 para eliminar el silicio como SiF4, disminuyó su peso en 0,2607 g. Calcular el contenido de silicio en el precipitado inicial.
12.9) Para analizar la antimonita Sb2S3 se pesó una porción de 0,1872 g. Después de un tratamiento adecuado todo el azufre fue transformado en SO4
2-, que se determinó como BaSO4, cuyo peso resultó igual a 0,3243 g. Calcular el % de Sb2O3 en la muestra.
12.10) Una solución de KI fue tratada con PdCl2 a fin de precipitar el iodo. El preci-pitado de Pdl2 fue calcinado en flujo de hidrógeno, reduciéndose a paladio metálico, el cual pesó 0,2345 g. Calcular el contenido de KI en la solución inicial.
12.11) ¿Cuál es la composición porcentual de un latón que contiene únicamente
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Cu, Pb y Zn, si una muestra que pesa 0,5000 g produce 0,0023 g de PbSO4
y 0,4108 g de ZnNH4PO4? ¿Qué peso de Zn2P2O7 se obtendría al calcinar ZnNH4PO4?
12.12) Una muestra contenía 19,50 % de agua y a partir de 2,000 g de ella se ob-tuvo un precipitado de U3O8 que pesó 0,9000 g. Calcular el % de uranio, ex-presado como nitrato de uranilo hexahidrato, sobre muestra seca.
12.13) En la determinación de Na y K en un silicato se obtuvieron 0,1800 g de NaCl y KCl puros, habiéndose partido de 0,6000 g de muestra. De este residuo se precipita el K como K2PtCl6 obteniéndose 0,2700 g. Calcular el % de K2O y el % de Na2O en el silicato.
12.14) Una solución que contiene NaCl y NaBr mezclados se analiza como sigue: 10,00 g se tratan con un exceso de AgNO3, formando 0,2444 g de una mez-cla de AgCl y AgBr; el precipitado se trata con cloro (g), quedando converti-do el AgBr en AgCl; el precipitado sufre una pérdida de 0,0278 g. Calcular los % m/m de: a) Na total; b) NaCl; c) NaBr.
12.15) Se disuelven 5,02 g de una mezcla de arseniato y cloruro de potasio con impurezas inertes y se llevan a 100,0 mL. Sobre 10,00 mL se precipita NH4UO2AsO4, que por calcinación da 0,4385 g de U3O8. A partir de otra alí-cuota igual se precipita K2PtCl6 y se obtiene un residuo de 0,5879 g de Pt. Calcular la composición porcentual de la muestra.
12.16) ¿Qué volumen de solución de H2SO4 con densidad 1,060 g/mL se necesitan para la precipitación de todo el Ba en forma de BaSO4 a partir de una solu-ción que contiene 0,55 g de BaCl2.2 H2O puro?
Dato: % m/m de la solución de H2SO4 = 8,56
12.17) ¿Qué volumen de solución de HCl (densidad = 1,20 g/mL; % m/m = 39,8) se necesitan para la disolución de 10,00 g de caliza que contiene el 95,5 % de CaCO3 y 4,5 % de impurezas inertes?
Resultados
12.2) 0,8522 12.3) 41,15 % 12.4) 77,88 % 12.5) 0,623 g 12.6) 99,80 % de Fe2O3 ; 69,80 % de Fe 12.7) 0,4308 % 12.8) 0,1219 g 12.9) 84,05 % 12.10) 0,732 g 12.11) 69,58 % Cu ; 0,31 % de Pb ; 30,11 % Zn ; 0,3508 g
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12.12) 100,0 % 12.13) 8,722 % K2O ; 8,587 % Na2O 12.14) a) 0,347 %
b) 0,518 % c) 0,644 %
12.15) 79,7 % K3AsO4 ; 19,89 % KCl 12.16) 2,43 mL 12.17) 14,6 mL
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SERIE 13
POTENCIOMETRÍA
13.1) Para valorar una solución de ácido acético, se. miden 10,00 mL de la misma, se agregan 50 mL de agua destilada y se valora con solución de NaOH 0,1 N (f = 0,9941), gastándose 15,09 mL (el punto final se detecta potenciométrica-mente). Calcular la concentración de la solución de ácido acético expresada en N.
13.2) Un agua natural según su origen, puede contener una mezcla compatible de NaHCO3, Na2CO3, y/o NaOH, como especies de reacción alcalina. Se valoran 100,0 mL de una muestra con solución de H2SO4 0,01 M (f = 0,998), gastándo-se 10,30 mL hasta el primer salto de potencial y 22,45 mL más hasta el se-gundo salto. a) Indicar la composición de la muestra, expresando la concentración de ca-
da especie presente en g/l. b) Dibujar la curva de titulación potenciométrica (pH vs. mL de H2SO4).
M NaOH = 40,00 g/mol M Na2CO3 = 106,00 g/mol M NaHCO3 = 84,00 g/mol
13.3) Para determinar el contenido de azufre en una muestra de acero, una porción de 7,12 g de éste se trata con HCl y el H2S separado se absorbe en una solu-ción de acetato de cadmio y cinc. Esta solución, junto con el precipitado (CdS-ZnS), se trata con 20,00 mL de una solución de iodo. Por último el exceso de iodo se titula potenciométricamente con una solución de tiosulfato de sodio 0,0490 M, gastándose 5,10 mL. Calcular el porcentaje de azufre en el acero, sabiendo que 1,00 mL de la solución de iodo equivalen a 1,022 mL de la solu-ción de tiosulfato.
Hemirreacción:
e2SS2
M S = 32,00 g/mol
13.4) En dos vasos se pipetean exactamente 25,00 mL de nitrato de plata 0,1000 M. Se insertan dos electrodos de plata idénticos y las dos soluciones se unen con un puente salino de nitrato de potasio. La diferencia de potencial entre los dos electrodos es, como era de esperar, cero; a uno de los vasos se le agrega una alícuota de 10,00 mL de una solución de nitrato de plomo y al otro 10,00 mL de agua destilada. Aparece un potencial de 0,070 mV entre los electrodos de pla-ta. Si la solución de nitrato de plomo se preparó disolviendo una muestra de 10,00 g de plomo metálico en ácido nítrico y diluyendo hasta un volumen de 100,0 mL. a) Calcular el porcentaje de la impureza de plata presente en el plomo. b) Explicar por qué el puente salino es de nitrato de potasio y no de cloruro?
M Ag = 108,00 g/mol
13.5) El potencial estándar de la reacción:
Pbe2Pb2
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es -0,126 v. Cuando una solución que es 0,0001 M en Sn2+ se agita con ex-ceso de plomo metálico, al llegar al equilibrio la concentración de Pb es 3,15.10-5 M. a) ¿Cuál es el valor de E0 para la hemirreacción:
Sne2Sn2
13.6) Se sabe que el ion Zn forma un complejo relativamente estable con el ligante multidentado Z3-:
ZnZZZn 32
Para medir la constante de formación del complejo, se construye la siguiente pila:
Zn/Zn(NO3)2 (1,00.10-4 N), Na3Z (0,500M)// ECS
Se halló que el potencial de esta pila era 1,597 v. Calcular la constante de formación del complejo.
E0 Zn = -0,763 v ECS = 0,242 v.
13.7) Se empleó la siguiente pila para la determinación de pCrO4=:
Ag/ Ag2CrO4 (saturado), CrO4= (x M) // ECS
a) Derivar una ecuación que relacione el potencial de la pila con pCrO4
=. b) Calcular el valor de pCrO4
= cuando el potencial de pila es de -0,285 v. E0Ag = 0,799 v Kps Ag2CrO4 = 1,1. 10-12 ECS = 0,242 v
13.8) Quinhidrona es una mezcla equimolar de quinona (Q) e hidroquinona (H2Q). Estos dos compuestos reaccionan reversiblemente en un electrodo de platino:
QHe2H2Q 2 E0 = 0,699 v
El pH de una solución puede determinarse saturando la solución con quinhi-drona y haciéndola que constituya una parte de la pila:
Pt/ quinhidrona (saturada) , [H+] (x M) // ECS
Se halló que dicha pila tiene un potencial de -0,235 v. ¿Cuál fue el pH de la solución?
ECS = 0,242 v
13.9) La respuesta asociada con el electrodo de vidrio se relaciona con el pH del medio, por la expresión:
E = K + 0,059 pH
¿Cuál será el error en el pH que resulta de un error de 1 mV en la medición de E?
13.10) Calcular el pH de una solución, si el potencial del electrodo de vidrio respec-to de Ag/AgCl es igual a -133 mV y el potencial del mismo electrodo respec-to de igual referencia para un pH de 3,28 es igual a -33 mV. Considere tem-peratura = 250C.
13.11) Se halló que la siguiente pila tiene un potencial de 209 mV cuando la solu-
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ción del compartimento izquierdo era un buffer de pH = 4,00: electrodo de vidrio/ H+ (a = X) // ECS
Se obtuvieron los siguientes potenciales cuando la solución amortiguada fue sustituida por incógnitas. Calcule el pH de cada incógnita. a) 312 mV. b) 88 mV. c) -17 mV.
13.12) Se halló que la siguiente pila tiene un potencial de 275 mV: electrodo de membrana para Mg / Mg2+ (a =1,15. 10-2 M // ECS
Cuando la solución de actividad de Mg2+ conocida fue sustituida por una so-lución desconocida, el potencial leído fue de 412 mV. ¿Cuál fue el valor de pMg de esta solución desconocida?
13.13) Calcular el potencial de pila del punto de equivalencia para cada una de las siguientes titulaciones potenciométricas. Considerar como cátodo el sistema de electrodos indicadores; el electrodo de referencia es un ECS. En cada caso suponer que las soluciones del reactivo y la sustancia a titular son 0,100 N al principio. a) la titulación de Cl- con una solución estándar de Hg2(NO3)2, empleando
un electrodo indicador de mercurio. Kps Hg2Cl2 = 1,3.10-18 E0 Hg2
2+ = 0,789 v
b) la titulación de U4+ con I3-, empleando un electrodo indicador de Pt (su-
poner [I-] = 0,500 M y [H+] = 0,100 M, en el punto de equivalencia.
OH2Ue2H4UO 242
2 E0= 0,334 v
I3e2I3 E0= 0,536 v
c) la titulación de I- con AgNO3 usando un electrodo de plata.
Kps AgI = 7,9. 10-17 E0Ag = 0,799 v
d) la titulación de Mn2+ con MnO4- para dar MnO2, empleando un electrodo
de platino ([H+] = 1,00. 10-8 M en el punto de equivalencia).
OH2MnOe3H4MnO 224 E0= 1,695 v
e2H4MnOOH2Mn 222 E0= 1,230 v
13.14) Durante la títulación de 100,0 mL de una solución de Fe(II) con solución de Ce(lV) 0,1000 M, utilizando el ECS como electrodo de referencia, se lee un potencial de 0,528 v al llegar al 50 % de la titulación. Sabiendo que cuando el potencial leído es de 0,510 v, la concentración de Fe(II) es 0,0286 M y te-niendo en cuenta la dilución por agregado de titulante, calcular la concentra-ción de Fe (III) en ese punto y el volumen necesario de Ce (IV) para llegar al punto de equivalencia. ECS = 0,242 v
13.15) Se titulan 25,00 mL de una solución 0,100 N de NaCl, con solución 0,125 N
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de AgNO3, midiendo el potencial con un electrodo de plata como indicador y el ECS como referencia. Calcular el potencial vs. ECS cuando se haya agregado el 50 % del reactivo titulante.
E0 Ag = 0,799 v ECS = 0,242 v Kps AgCl = 10-10
Resultados
13.1) 0,1500 N 13.3) 0,169 % 13.4) a) 0,0736 % 13.5) a) –0,136 V 13.6) 2,16 . 1016 13.7) 2,75 13.8) 3,76 13.9) 0,017 13.10) 4,97 13.11) a) 3,37 b) 7,16 c) 8,94 13.12) 6,59 13.13) a) 0,365 V b) 0,136 V c) 0,081 V d) 0,750 V 13.14) 49,83 mL - (Fe3+) = 0,0142 M 13.15) 0,052 V
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SERIE 14
METODOS OPTICOS
14.1) Discutir la veracidad de las siguientes afirmaciones
a) La transmitancia de una solución 0,5 M de Cr (III) es el doble de la de una solución 0,25 N del mismo ion, si se leen en cubetas del mismo camino óptico.
b) La transmitancia de una solución 0,25 M de Cr (III) es el doble de la de una solución 0,5 M del mismo ion, si se leen en cubetas del mismo camino óptico.
c) Si la absorbancia de una solución A es 0,396 y la de una solución B es 0,128 (ambas leídas en iguales condiciones), al mezclar volúmenes igua-les de las dos soluciones, la absorbancia resultante será 0,524.
d) La absorbancia de una solución de dicromato de potasio depende del pH de la misma.
e) El gráfico ln T vs. concentración es lineal, si la sustancia cumple la ley de Beer.
f) Es indistinto colocar la muestra entre la fuente de luz y el monocromador, o entre éste y el detector.
g) En un colorímetro de filtros no se puede trabajar en UV. h) Se puede trabajar en UV con una lámpara de filamento incandescente.
14.2) Las sustancias A y B, presentan los siguientes espectros de absorción
Decidir qué longitud o longitudes de onda elegiría para medir: a) Una solución de A. b) Una solución de B. c) Una solución de A con B como impureza. d) Una solución de B con A como impureza.
14.3) Dado el siguiente espectro de absorción, indique con cuál de las ranuras (AA', BB' o CC’) se obtiene mayor sensibilidad.
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14.4) Se disuelven separadamente en ácido nítrico una muestra de 1,0 g de acero, que contiene 0,41 % de Mn y otra muestra de un acero análogo que pesa 1,1 g y cuyo contenido en Mn, se desconoce. Se oxida el Mn de ambas muestras a MnO4
- con periodato, se diluyen ambas al mismo volumen y se leen en espec-trofotómetro en cubetas de 1,0 cm. La absorbancia de la solución patrón es un 10 % mayor que la de la otra solución. Calcular el porcentaje de Mn en la muestra problema.
14.5) El color observado en un material absorbente por reflexión o transmisión es el complementario del color absorbido. Cualitativamente, ese color puede ser predecido por el círculo de la figura 1. Cuál es el color de una solución: a) que presenta un máximo de absorción a 19000 cm-1 ? b) Ídem en 3720 A ? c) Que presenta el espectro de la figura 2 ?
14.6) El sistema Fe(II) –o-fenantrolina obedece la ley de Beer en el ámbito de 0 a 8 ppm de Fe(II). Una solución que contiene 0,100 ppm de Fe(II) y un exceso de o-fenantrolina da una absorbancia de 0,200 en una celda de 1,00 cm. Una so-lución desconocida da una absorbancia de 0,470 en las mismas condiciones.
a) Calcular la concentración de Fe(II) en ppm y en moles por litro. b) Calcular la absortividad molar del complejo. P. At. Fe = 56.
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14.7) Una solución de una sustancia coloreada que responde a la ley de Beer, muestra una transmitancia de 80,0 % cuando se mide en una celda de 1,00 cm de longitud. a) Calcular el % T para una solución del doble de concentración en la misma
celda. b) Cuál debe ser la longitud de la celda para tener la misma transmitancia en
el caso de una solución cuya concentración es dos veces la original. c) Si la concentración era 0,005 % (p/v), ¿cuál es el valor de la absortividad ?
14.8) La absortividad molar del ion nitrito es 23,3 a 355 nm y la relación de la absor-tividad a 355 con respecto a la de 302 nm es 2,50. La absortividad molar del ion nitrato es insignificante a 355 nm y tiene un valor de 7,24 a 302 nm. Una mezcla particular dio: A302 = 1,010 y A355 = 0,730. Calcule las molaridades de ambos iones en la mezcla. Considere b = 1,0 cm.
14.9) La solubilidad del cromato de bario se va a determinar (a 30º C) por el color producido con la difenilcarbacida. El exceso de cromato de bario se agita con agua en un baño de temperatura constante por un tiempo lo suficientemente largo para asegurar que se alcance el equilibrio. Una alícuota de 10.0 mL del líquido sobrenadante se transfiere a un matraz aforado de 25 mL y se trata con 1 mL de ácido sulfúrico 5 N y 1 mL de una solución al 0,25 % del reactivo y se diluye hasta la marca. Se determina la absorbancia de esta solución y de una solución estándar que contiene 0,8 ppm de Cr (VI). Los resultados son: A std = 0,440; A x = 0,200. Suponiendo que se obedece la ley de Beer, calcular la so-lubilidad del cromato de bario en g/100 mL de solución.
P At. Cr = 52 P.M. BaCrO4 = 253.
14.10) Se tienen dos sustancias A y B, que presentan las siguientes absortividades molares a las longitudes de onda que se indican:
450 nm 615 nm
A 44000 350
B 1200 27000
Se mezclan volúmenes iguales de una solución de A y una de B y se obtie-nen las siguientes lecturas (en cubetas de 1,00 cm) :
A450 = 0,458 A615 = 0,409
a) Sabiendo que el peso molecular de A es 300 y el de B es 200, calcular la
concentración de cada uno en las soluciones originales en ppm.
b) Indicar las unidades de .
14.11) Una solución de una muestra que contiene permanganato y dicromato de potasio da una absorbancia de 0,688 a 500 nm en una cierta celda. Luego de decolorar el permanganato con nitrito de potasio, se obtiene una absor-
bancia de 0,306. Una solución patrón de permanganato (10,0 g de Mn/mL) presenta una absorbancia de 0,310, mientras que una de dicromato (200
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g/mL, expresado en Cr) da un valor de 0,492. Calcular las concentraciones de Cr y Mn en la muestra en ppm.
14.12) Una solución contiene ion cinc. Se tratan 20,0 mL con 5 mL de solución de di-tizona, se diluye a 50,0 mL y se lee una transmitancia de 41,0 %. Se pre-para una solución patrón con 200,0 mg de una droga que contiene 15,5 % de cinc, se agrega el reactivo y se diluye a 50,0 mL. La transmitancia es de 60,0 %. Se determina el blanco de reactivo diluyendo 5 mL de ditizona a 50,0 mL con agua destilada, y se lee una transmitancia de 96 %. Calcular la concentración de cinc en g/l.
14.13) Porciones de un milimol de un ácido débil HA y su sal NaA, se disuelven en volúmenes de un litro de diversas soluciones reguladoras. Las absorbancias de las soluciones resultantes, a 650 nm y en una celda de 2,00 cm, son:
Absorbancia pH
0,950 12,00
0,950 10,00
0,677 7,00
0,000 2,00
0,000 1,00
Calcular las absortividades molares de HA y de A- y la constante de dlsocia-ción del ácido HA.
14.14) En la determinación de urea en suero, aquélla se transforma enzimática-mente en NH3, según la reacción:
32222 NH2COOH)NH(CO
El NH3 se hace reaccionar con hipoclorito de sodio y fenol para dar azul de indofenol, que presenta un máximo de absorción a 540 m.
A 20 l de suero se le agrega la ureasa, se incuba el tiempo necesario para producir la hidrólisis, se agregan los reactivos necesarios y se lleva a 10,0 mL con agua destilada. Paralelamente se prepara una serie de patrones, colocando en cuatro tubos de ensayo las siguientes cantidades de una solución de 70 ppm de (NH4)2SO4, y añadiendo luego los reactivos, con excepción de la ureasa:
Blanco 0,000 mL Tubo 1 0,100 mL Tubo 2 0,200 mL Tubo 3 0,300 mL
Se lee en espectrofotómetro a 540 nm, llevando a 100 % de transmitancia con el blanco, obteniéndose las siguientes lecturas:
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Tubo 1 0,061 Tubo 2 0,123 Tubo 3 0,160 Muestra 0,131
Calcular la concentración de urea en el suero, expresándola en g/l. M urea = 60 g/mol M sulfato de amonio = 132 g/mol
14.15) El calciferol medido a 264 nm en alcohol como solvente, cumple la Ley de Beer en un amplio intervalo de concentraciones, con una absortividad molar de 18200. a) Si el peso molecular es 396, cual es el valor de a? b) ¿Qué intervalo de concentraciones, expresado en %, puede ser usado
para el análisis si se desea mantener la absorbancia dentro de los límites 0,4 - 0,9? Suponer b = 1,00 cm.
14.16) Se va a analizar una roca de silicato con respecto a su contenido en Cr. La muestra se muele hasta obtener un polvo fino y se pesan 0,500 g para el análisis. A través de un tratamiento adecuado, el material se descompone y el Cr se convierte en cromato de sodio. La solución filtrada se afora a 50,0 mL con ácido sulfúrico 0,2 N después de adicionar 2 mL de difenilcarbacida al 0,25 %. Se dispone de una solución de referencia que contiene 15,00 mg de dicromato de potasio puro, por litro. Una alícuota de 5,00 mL de la solu-ción de referencia se trata con 2 mL de la solución de difenilcarbacida y se diluye a 50,0 mL con ácido sulfúrico 0,2 N. Luego se determinan las absor-bancias, siendo la del estándar 0,354 y la de la muestra 0,272. Calcular el porcentaje de trióxido de cromo en la muestra. M Dicromato de potasio = 294 g/mol M Trióxido de cromo = 152 g/,ol
14.17) Se ha demostrado que la cafeína tiene una A = 0,510 para una concentra-ción de 1,00 mg/100 mL a 272 nm. Una mezcla de 2,500 g de una muestra de café soluble se rnezcló con agua hasta un volumen de 500,0 mL y se transfirió una alícuota de 25,00 mL a un matraz que contenía 25 mL de ácido sulfúrico 0,1 N. Esta fue sometida a un tratamiento de clarificación y se aforó a 500,0 mL. Una parte de esta solución tratada mostró una A = 0,415 a 272 nm. Considerar el paso óptico de la celda igual a 1,0 cm.
a) Calcular la absortividad. b) Calcular la concentración de cafeína en g/g de café.
14.18) Una alícuota de una sustancia S coloreada, se diluye con un volumen igual de agua y se mide su absorbancia, siendo ésta 0,325. Otra alícuota se dilu-ye con un volumen igual de una solución patrón, cuya concentración es 3,00. 10-4 M en S y la absorbancia es 0,657. Calcular la concentración de S en la solución original.
14.19) La absortividad molar de una sustancia X es 3,50.103 a una longitud de onda
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determinada. Una solución que contiene una concentración desconocida de X y otra sustancia Y, que también absorbe, tiene una transmitancia de 37,0 % en celda de 1,00 cm a esa longitud de onda. Una solución patrón, 2,00. 10-4 M en X y la misma concentración de Y que la muestra, tiene una trans-mitancia de 18,5 %. Cuál es la concentración de X en la muestra.
14.20) Para cada una de las siguientes situaciones, predecir si la ley de Beer mos-traría aparente desviación positiva, negativa o nula:
a) La sustancia absorbente es la forma no disociada de un ácido débil. b) La especie absorbente es el anión en equilibrio con el ácido débil. c) Un metal se determina por medio de un reactivo formador de color, mi-
diéndolo con un fotocolorímetro con un filtro de vidrio apropiado. d) En el sistema c) se agregó una cantidad de reactivo insuficiente para
reaccionar completamente con los tres patrones más concentrados de los diez que se utilizaron para confeccionar la curva de calibración.
14.21) En la determinación colorimétrica del Mn en una aleación, se disuelven y analizan paralelamente la sustancia problema A y la aleación patrón B de composición conocida. En los dos casos el Mn se oxida a permanganato con periodato y las soluciones se diluyen al mismo volumen. Las transmitancias que indica el espectrofotómetro son 70 y 49 %, respectivamente. Suponien-do que se cumple la ley de Beer y que la primera solución se lee en cubeta de 1,00 cm, cuál debe ser el paso óptico de la otra cubeta para que las dos soluciones tengan la misma transmitancia.
Resultados
14.6) a) 0,235 ppm – 4,21. 10-6 M b) = 1,12. 105 14.7) a) 64 % b) la mitad c) a = 1,94 14.8) (NO2
-) = 0,0313 M y (NO3-) = 0,0992 M
14.9) 4,42. 10-4 g/100 mL 14.10) a) 3 ppm de A y 3 ppm de B b) L/(mol.cm) 14.11) 124 ppm de Cr y 12,3 ppm de Mn 14.12) 2,8 g/L
14.13) Ka = 2,48. 10-8 - HA = 0 - A- = 237,5
14.14) 0,331 14.15) a) 45,96 b) 8.7. 10-4 – 1.96. 10-3 14.16) 0,0119 14.17) a) 51 b) 0,0325 g/g 14.18) 2,94. 10-4 M 14.19) 1,14. 10-4 M 14.21) 0,50 cm
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