UNIDADES DE CONCENTRACIÓN

1.- Se prepara una solución disolviendo 83g de K2C2O4 en suficiente agua hasta completar 500 mL de solución. Determinar la concentración de la solución en: M, N, c, %w, %mol de agua, M K+, M C2O4

-2, m y X K2C2O4.

2.- Se tiene una solución de Na2S2O3 con una concentración de 158 g/L. Determinar la concentración de ésta solución en:a) M y N en términos de Na2S2O3

b) M y N en términos de Na+

c) M y N en términos de S2O3-2

3.- Se ha preparado una solución de KClO3 para ser utilizada en la reacciónMnO2 + Na2CO3 + KClO3 NaMnO4 + KCl + CO2

Si se tienen 220 mL de solución de KClO3 con una concentración 0.78 N y ρ= 1.015g/mL, calcular la concentración de la solución en: %w, c, M, m, X.

4.- Se tiene una solución de HNO3 con una ρ= 1.41 g/mL y una XNHO3= 0.3721. Calcular la concentración de la solución en: M, c, m y %w. Sugerencia: Tomar como base de cálculo 1 mol de solución.

5.- Se preparó una solución con 230 g de Pb(C2H3O2)2 · 3 H2O en 400 mL de agua. La densidad de la solución resultante es de 1.35 g/mL. Calcular la concentración de dicha solución en: m, M, %w, c, N y X.

6.- Se tienen 2L de solución de Na2CO3 al 17.7%w y ρ= 1.19 g/mL. Determinar:a) La concentración de la solución en c, M, N, m y X.b) ¿Qué cantidad de Na2CO3 al 100% de pureza se debe utilizar para preparar dicha solución?c) ¿Qué cantidad de Na2CO3 al 92% de pureza se debe utilizar para preparar dicha solución?Considerar que las impurezas son solubles.

7.- Se ha preparado una solución de KMnO4 para ser utilizada en la reacciónNa2C2O4 + KMnO4 + H2SO4 K2SO4 + Na2SO4 + MnSO4 + CO2 + H2O

Si se tienen 650 mL de solución de KMnO4 con una concentración de 45 g/L y ρ= 1.03g/mL. Determinar la concentración de la solución en: M, N, %w, m y X, así como la cantidad de KMnO4 y de H2O que se utilizaron para preparar ésta solución.

8.- Se tienen 2L de solución 1.5m de MgCl2 cuya ρ= 1.09 g/mL. Determinar la concentración de ésta solución en: M, c, %w y X. Determinar además las cantidades de H2O y MgCl2 que se utilizaron para preparar ésta solución. Sugerencia: tomar como base de cálculo 1 Kg de disolvente.

9.- Se dispone de una solución de H2SO4 de m = 15.306 y ρ = 1.42 g/mL. Determinar la concentración de esta solución en: M, N, c, %w y X. Sugerencia: tomar como base de cálculo 1 kg de disolvente.

10.- Un pescador escucho en la televisión que el agua de mar contiene aproximadamente 4x10-12 g de Oro por cada mililitro y ahora desea recolectar 180 g de Oro para una pulsera.a) ¿Qué cantidad de agua de mar deberá evaporar para juntar tal cantidad de oro?b) ¿Qué cantidad de NaCl se obtendrá junto con los 180 mg de Oro si la concentración del NaCl en el agua de mar es de aproximadamente 0.37M?

11.- El “Amoniaco comercial” concentrado es una solución acuosa al 29% en masa de NH3 y ρ = 0.9 g/mL. Determinar la concentración de esta solución en términos de m, X, M y c.

12.- Se tiene una solución de Ca3(Po4)2 con una concentración de 4.65 g/L. Determinar la concentración de esta solución en:a) M y N en términos de Ca3(Po4)2.b) M y N en términos de Ca+2

c) M y N en términos de PO4-3

13.- Se prepararon 900 mL de solución 1.012 m de Fe(NO3)2 con ρ = 1.127 g/mL. Determinar la concentración de ésta solución en %w, c, M, N y X así como también las cantidades de H2O de Fe(NO3)2·6 H2O que se utilizaron para preparar la misma. Sugerencia: tomar como base de cálculo 1 Kg de disolvente.

RESPUESTAS

1.- M = 1 mol de K2Cr2O7/L solución N = 2 eq K2Cr2O7/L solución c = 166 K2Cr2O7/L solución %w no se puede calcular %mol no se puede calcular M K+ = 2 mol K+/L solución M C2O4

-2 = 1 mol C2O4-2/ L solución

M no se puede calcular X K2C2O4 no se puede calcular

2.- a) M = 1 mol Na2S2O3/ L solución N = 2 eq Na2S2O3/ L solución b) M = 2 mol Na+/ L solución N = 2 eq Na+/ L solución c) M = 1 mol S2O3

-2/ L solución N = 2 eq S2O3

-2/ L solución

3.- %w = 1.561 c = 15.925 g KClO3/L solución M = 0.13 mol KClO3/L solución m= 0.1301 mol KClO3/Kg disolvente X KClO3= 2.337x10-3

4.- M = 153.1 mol HNO3/ L solución N = 15.1 eq HNO3/ L solución c = 951.33 g HNO3/ L solución m = 32.92 mol HNO3/ L solución %w = 67.47

5.- m = 1.4018 mol Pb(C2H3O2)2/ Kg H2O M = 1.300 mol Pb(C2H3O2)2/ L solución %w soluto = 31.306 c = 422.63 g Pb(C2H3O2)2/ L solución N = 2.60 eq Pb(C2H3O2)2/ L solución Xsoluto = 0.0246

6.- a) c = 210.63 g Na2CO3/ L solución M = 1.987 mol Na2CO3/ L solución N = 3.974 eq Na2CO3/ L solución m = 2.0289 mol Na2CO3/ Kg disolvente X Na2CO3 = 0.0352 b) 421.26 g Na2CO3 puro c) 457.89 g Na2CO3 impuro

7.- M 0.2212 mol KMnO4/ L solución N = 1.1075 eq KMnO4/ L solución %wsoluto = 3.398 m = 0.2226 KMnO4/ Kg disolvente Xsoluto = 4.01x10-3

22.75 g KMnO4 y 646.75 g disolvente

8.- M = 1.431 m2ol MgCl2/ L solución N = 2.862 eq MgCl2/ L solución c = 135.95 g MgCl2/ L solución %w = 12.473 X = 0.0263 271.9 g MgCl2 y 1908.1 g H2O

9.- M = 8.694 mol H2SO4/ L solución N = 17.388 eq H2SO4/ L solución c = 852 g H2SO4/ L solución %w = 60 X = 0.216

10.- 4.5x107 m3 agua de mar 9.74x105 ton NaCl

11.- m = 24.027 mol NH3/ Kg H2O X = 0.302 M = 15.353 mol NH3/L solución c = 261 g NH3/L solución

12.- a) M= 0.015 mol Ca3(PO4)2/ L solución N = 0.09 eq Ca3(PO4)2/ L solución b) M = 0.045 mol Ca+2/ L solución N = 0.09 eq Ca+2/ L solución c) M = 0.030 mol PO4

-3/ L solución N = 0.09 eq PO4

-3/ L solución13.- %wsoluto= 15.41 c = 173.67 g Fe(NO3)2/ L solución M = 0.965 mol Fe(NO3)2/ L solución N = 1.93 eq Fe(NO3)2/ L solución X = 0.0179

13.- 764.23 g H2O 250.07 g Fe(NO3)2·6 H2O

ACIDOS Y BASESÁcidos y bases fuertes.1.- Determinar el pH de cada una de las siguientes soluciones:a) Solución 0.15N de HNO3.b) Solución 0.24M de HCl

c) Solución 0.17F de NaOHd) Solución 0.35N de KOH2.- Determinar la concentración de cada una de éstas soluciones:a) Solución de HBr con un pH de 1.2b) Solución de NaOH con un pH de 12.85c) Solución de KOH con un pH de 13.6d) Solución de HClO4 con un pH de 0.753.- Se tienen 500 mL de una solución 0.01F de NaOH. ¿Qué volumen de agua de deberá agregar a dicha solución para obtener otra con un pH de 12.5?4.- Se desean preparar 280 mL de solución de HNO3 con un pOH de 13.4. Determinar el volumen de la solución de HNO 3

de 21% de concentración y ρ = 1.125 g/mL necesarios para prepararla.5.- Al mezclar una solución de HNO3 de pH = 0.35 con un volumen desconocido de solución de KOH de pH = 13.58, se obtuvieron 640 mL de solución con un pH de 0.65. Determinar el volumen de cada una de las soluciones que se mezclaron.6.- Determinar el volumen de una solución 0.4N de HClO4 y el volumen de solución de HClO4 de pH = 0.25 que se deben mezclar para obtener 500 mL de solución de este ácido con un pH = 0.35.7.- Se mezclan 350 mL de solución 0.25N de HCl con 420 mL 0.17N de NaOH. Determinar el pH de la solución resultante.8.- Se mezclan 30 mL de solución 0.4F de HBr con 510 mL de solución de KOH con un p= de 13.2. Determinar el pH de la solución final.9.- Determinar el pH de la solución que resulta cuando se mezclan 410 mL de solución de HClO 4 de pH = 0.45 con 300 mL de solución 0.5N de NaOH.10.- Se desean preparar 140 mL de solución de HClO4 con un pH = 0.65 y para tal fin se van a aprovechar dos soluciones de este ácido, una con un pH de 0.78 y la otra con un pH de 0.60. Determinar el volumen que se debe utilizar de cada una de estas para preparar los 140 mL de solución.Ácidos y bases débiles11.- Determinar el pH de cada una de las siguientes soluciones:a) Solución 0.42F de CH3COOH Ka= 1.8x10-5

b) Solución 0.16F de NH3 Kb= 1.8x10-5

c) Solución 0.25N de CH3NH2 Kb= 4.4x10-4

d) Solución 0.67F de HCN Ka= 4.9x10-10

12.- Determinar la concentración de cada una de las siguientes soluciones:a) Solución de AgOH con un pH = 10.7 Kb= 6x10-5

b) Solución de HF con un pH = 1.95 pKa= 3.30c) Solución de HNO2 con un pH = 2.28 Ka= 4.5x10-4

d) Solución de anilina (C6H5NH2) con un pH = 9.12 Kb= 4.2x10-10

13.- Determinar el grado de disociación de cada una de las siguientes soluciones:a) Solución 1F de dietilamina (C2H5)2NH Kb= 1.3x10-3

b) Solución o.1F dietilamina (C2H5)2NH c) Solución 0.01F dietilamina (C2H5)2NH d) Solución 1F de ácido hipocloroso (HClO) pKa= 7.45e) Solución 0.1F de ácido hipocloroso (HClO) f) Solución 0.01F de ácido hipocloroso (HClO) 14.- Determinar el pH de la solución que resulta al mezcla 370 mL de solución de HClO de pH = 4.2 con 310 mL de solución del mismo ácido de pH = 4.05. La pKa del HClO es 7.45.15.- Se requieren preparar 325 mL de solución de Hidracina (N2H4) que tenga un pH = 10.5. Determinar el peso de hidracina que deberá utilizarse, considerando que es una base débil monovalente con una pKb de 5.52.16.- Se desean preparar 670 mL de solución de HF con un pH = 1.84 y para tal fin se van a aprovechar dos soluciones de este ácido, una con un pH = 1.65 y la otra con un pH = 2.15. Determinar el volumen que se debe utilizar de cada una de estas soluciones para preparar la solución antes mencionada. La pKa del HF a la temperatura de trabajo es de 3.30.17.- Calcular la masa de HCO2H que deberá disolverse para preparar 520 mL de solución con un pH = 4.8, si la Ka del HCO2H es de 1.77x10-4.18.- Determinar el % (porciento de disociación) de cada una de las siguientes soluciones:a) Solución 0.34M de C6H5CO2H Ka= 6.3x10-5

b) Solución 0.34M de HCO2H Ka= 1.77x10-4

c) Solución 0.34M de C6H5NH2 Kb= 4.2x10-10

d) Solución 0.34M de NH(C2H5)2 Kb= 1.3x10-3

19.- Se desean preparar 800 mL de solución de NH3 con un pH = 11.50. Determinar las cantidades de solución de NH3 de pH = 11.75 y de agua necesarias para prepararla. Kb= 1.8x10-5

20.- El ácido láctico es un ácido monoprótico (C3H6O3) con un valor de Ka = 1.39x10-4. Si se tiene una solución de este ácido con un pH = 2.85, determinar su concentración en el equilibrio.21.- Se preparó una solución 0.15M de ácido acético (CH3COOH) y al determinarle el pH, este resultó ser de 2.784. Calcular el valor de la Ka de este ácido.22.- Se preparó una solución 0.45F de HClO. SI el porciento de ionización es de 0.0279, calcular el pH de la solución y la constante de ionización de este ácido.23.- Se requieren preparara 600 mL de solución de piperidina (C5H11N) con un pH = 12y se cuenta con una solución de este compuesto con un pOH = 2.047. Determinar la cantidad de piperidina que se deberá agregar a esta última solución para lograr el objetivo. Considerar que el volumen de la solución no cambia al agregar la piperidina por ser ésta una cantidad pequeña. Kb= 1.3x10-3

24.- A 320 mL de solución de Hidracina N2H4 con un pH = 11.3 se le agregan 480 mL de agua. Si los volúmenes son aditivos, determinar el pH, pOH y el % α en la solución final. El valor de Kb para la hidracina es de 3.02x10-6

25.- Se desean preparar 450 mL de solución de HClO2 con un pH = 1.92. Determinar la cantidad en gramos de HClO2 que se deben utilizar, así como también la concentración de este ácido en el equilibrio. Ka= 1x10-2

26.- Se mezclan 140 mL de solución de piridina (C5H5N) de pH = 8.7 con 90 mL de solución de este misma base de concentración desconocida, obteniéndose una solución con un pH = 8.6. Determinar el pH de la solución de concentración desconocida. Kb= 1.5x10-9

MEZCLA DE ÁCIDOS Y BASES FUERTES CON DÉBILES.

FUERTE EN EXCESO.27.- Se mezclan 200 mL de solución 0.17F de (C2H5)2NH con 130 mL de solución de HCl con un pH = 0.46. Determinar el pH de la solución resultante.28.- Se mezclaron 125 mL de una solución de ácido acético (CH3COOH) de pH = 2.45 con 150 mL de solución 0.8N de KOH. Determinar el pH de la solución resultante.

DÉBIL EN EXCESO.29.- Se mezclan 600 mL de solución 0.4F de NH3 con 250 mL de solución 0.6N de HCl. Determinar el pH de la solución final. EL valor de Kb para el amoniaco es de 1.8x10-5

30.- Se mezclan 475 mL de solución 0.20F de ácido fórmico (HCOOH) con 200 mL de solución 0.3F de KOH. Determinar el pH de la solución final. Ka= 1.77x10-4

31.- Se mezclan 550 mL de solución 0 16 F de AgOH con 200 mL de solución de HNO3 de pOH = 1 3 4 Determinar el pH de la solución resultante Kb = 6 x 10-5

SOLUCIONES REGULADORAS.32.- Se tienen 200 mL de solución 0.45 F de NH3 y 0.4 F de NH4CI Determinara)El pH de la solución.b) El pH de la solución que resulta cuando a 100 mL de la solución anterior se le agregan 2 mL de solución 0 15 M de HCl.c)El pH de la solución que resulta cuando a los 100 mL restantes de la solución inicial se le agregan 2 mL de solución 0.15 M de NaOH.Kb= 1 8 x 10-5

Se disolvieron 9.2 g de formiato de sodio (HCO2Na) y 5.5 g de ácido fórmico (HCO2H) en suficiente agua hasta tener 400 mL de solución. Ka= 1.77 x 10 -4

Calcular el pH de esta solución.Si a 200 mL de la solución anterior se le agregan 4 mL de solución 0.075 M de KOH, ¿Cuál es el pH de la solución resultante?Si a 150 mL de la solución inicial se le agregan 5 mL de solución 0.070 M de HNO 3 ¿Cuál es el pH de la solución resultante?

34.- Se desean preparar las siguientes soluciones reguladoras:a)500 mL con un pH = 12.1b) 700 mL con un pH = 2.42c)400mLconunpH = 5.14

d) 1500 mL con un pH = 9.65.Si existiera un ácido o una base con la constante de acidez o de basicidad que usted deseara, ¿con que valores de Ka y Kb escogería a los ácidos y a las bases para preparar cada una de las soluciones antes mencionadas?HIDRÓLISIS.35,- Se hacen reaccionar 140 mL de solución 0.25 M de HCIO2 con 100 mL de solución 0.55 M de NaOH. Determinar el pH de la solución final. Ka = 1 x 10"2.36.- Determinar el pH de una solución 0.45 M de NaNO2 Ka = 4.5 x 10-5.37,- Determinar la cantidad en gramos de NH4NO3 que se necesitan para preparar 600 mL de solución acuosa de NH4NO3

con un pH de 4.9. Kb= 1.8 x 10-5

38.- Se requiere aumentar el pH a 750 mL de solución de CH3CO2Na de un valor de 8.85 a 8.92 Determinar la cantidad de acetato de sodio que se le deberá agregar para lograr el objetivo. El valor de Ka para el ácido acético es de 1.8 x 10-5

VARIOS:39.- Determinar la cantidad de ácido táctico (C3H6O3) que se deberá agregar a 700 mL de solución de lactato de sodio (C3H5O3Na) de pH = 8 468 para obtener una solución con un pH de 4 237. Nota: Debido a que la cantidad de C3H6O3 que se agrega es pequeña, se considera que no influye en el volumen de la solución final. Ka = 1.39 x 10-4

40.- Se prepararon en el laboratorio, dos soluciones. Una de ácido benzoico (C6H5CO2H) de concentración 0.32 F y la otra de NaOH con una concentración 0.30 F De la solución de ácido benzoico se tomaron 3 alícuotas de 75 mL cada una y se colocaron en vasos de precipitados, los cuales se marcaron como A, B y C. Determinara)El pH de la solución de ácido benzoicob) El pH de la solución de NaOH.c)El pH de la solución del vaso "A" después de agregar 40 mL de la solución de NaOH.d) El pH de la solución del vaso 'B" después de agregar 80 mL de la solución de NaOH.e)El pH de la solución del vaso "C" después de agregar 120 mL de la solución de NaOH. Ka = 6.3x 10"5.41.- Se mezclan 10 mL de solución 0.39 N de HF con 50 mL de solución 0 30 N de NaF. Determinar:a)%a de HF en la solución inicial.b)%a de HF en la solución final. pKa = 3.3042.- Determinar la cantidad de CH3NH3NO3 que deberá agregarse a 600 mL de solución 0.5 F de metilamina (CH3NH2) para tener una variación en el pH de 0.8. Considerar que no hay cambio de volumen por la adición de la sal. Kb = 5 x 10-4

43.- Se prepararon 360 mL de solución 0 24 N de AgOH, los cuales se repartieron en partes iguales en tres vasos de precipitados marcados como " I "\ "2" y "3" Determinara)El pH de la solución del vaso "1" después de agregarle 85 mL de solución 0.5 N de HNO3

b)El pH de la solución del vaso "2" después de agregarle 100 mL de solución 0.15 N de HNO3.c)El pH de la solución del vaso "3" después de agregarle 40 mL de solución 0.72 N de HNO3.Kb = 6xl0-5.44.- Una solución 0.35 M de dietilamina (C2H5)2NH contiene una concentración desconocida de cloruro de dietil amonio (C2H5)2NH2Cl y tiene un pH = 10.3. Calculara)La concentración de cloruro de dietil amonio en la solución.b) El pH de la solución que resulta cuando se mezclan 450 mL de esta solución con 10 mL de solución 0.12M de HCl.Kb= 1 . 3 x 10-3

45.- Se tienen 650 mL de solución 0.38 M de ácido acético (CH3COOH) a la cual ve le agregan 20 g de acetato de sodio (CH3COONa) Determinar el pH de la solución después de agregarle suficiente agua hasta tener 800 mL de la misma Ka= 1.8 x 10-5

46,- Se tienen 300 mL de solución preparada con HBrO y 10 g de NaBrO Sabiendo que el pH de la solución es de 9 y la Ka del HBrO es de 2.1 x 10-9, calculara) La molaridad (M) del HBrO en la solución.b) El pH de la solución final si se agregaran a los 300 mL de la solución inicial 15 mL de solución 0.1 F de KOHc) El pH de la solución final si se agregaran a los 300 mL de la solución inicial 10 mL de solución 0.25 F de HC104.

47.- Con el objeto de calcular la constante de acidez del ácido ciánico (HCNO) se llevaron a cabo las siguientes determinaciones

El pH de una solución de este ácido es de 2.352 y una muestra de 40 mL de esta solución se tituló con solución valorada 0.115 N de NaOH consumiéndose 31.3 mL para llegar al punto de equivalencia. ¿Cuál es el valor de la Ka para este ácido?

48.- Se prepararon dos soluciones, una de HCIO2 y la otra de KOH de concentraciones 0.34 y 0.38 respectivamente. De la solución de HCIO2, se tomaron 3 alícuotas de 30 mL cada una y se colocaron en matraces Erlenmeyer marcados como "A, "B" y "C. Calculara) El pH de la solución del matraz "A" después de agregarle 60 mL de la solución de KOH.b) El pH de la solución del matraz "B" después de agregarle el volumen equivalente de la solución de KOHc) El pH de la solución del matraz “C" después de agregarle 15 mL de la solución de KOH. Ka = 1 x 10-2

49.- Se dispone de dos soluciones, una de NaOH de concentración 0.24 F y otra de ácido ciánico (HCNO) de concentración 0 16 F De la solución de HCNO se tomaron 3 alícuotas de 75 mL cada una, las cuales se colocaron en tres vasos de precipitados marcados como A, B y C. Calcular:a) El pH de la solución de NaOH.b ) El pH de la solución de HCNOc) E l pH de la solución del vaso "A" después de agregar 50 mL de solución de NaOHd) El pH de la solución del vaso "B" después de agregar 75 mL de solución de NaOHe) El pH de la solución del vaso "C" después de agregar 25 mL de solución de NaOH Ka = 2.2 x 10-4

50.- Para conocer la concentración de una solución de (C2H5)3N contenida en un frasco de 3.5 L, se tomó una alícuota de 25 mL de esta solución y se diluyó con agua destilada hasta un volumen de 75 mL. Esta solución se tituló con solución valorada 0.145 N de HCl, consumiéndose 39.8 mL para llegar al punto de equivalencia. Determinar el pH de la solución una vez concluida la titulación. El valor de Kb para la trietilamina es 2.6 x 10-4

51.- En la preparación de una solución reguladora, se mezclaron 140 mL de solución de AgOH con un %α = 2.42 y 60 mL de solución 0.14 F de HN03. Determinar el pH de la solución resultante Kb = 6 x 1 0 - 5

RESPUESTAS DEL PROBLEMARIO ÁCIDO/BASE

1.- a)0.824 b) 0.62 c) 13.23 d) 13.544 .2.- a) 0 063, b) 0 071. C ) 0 . 398. d) 0.178.1082. 3 ml de H 2O 4.- 1. 8 mL sol n HNO3

5.- 467 6 mL sol'n HN03 172.4 mL sol'n KOH

6.-433 3 mL sol'n 0 4 N 66 7 mL sol'n de p H 0 . 125

7.- pH = 1 . 6 8 8.- pH - 13.119.- pH = 11. 8 10.- 44.9 mL sol'n de pH 0 78

95.1 mL sol'n de pH 0 6011.- a) 2.56, b) 11.23, c) 12.02; d) 4.74

12.- a) 4.19 X 10\ b) 0.251; c) 0.061d) 0.414

13.-a) 0 0354. b) 0.108; c) 0 301; I d)0 000188. e)0.000596. f)0.00188

14.-pH = 4.12

15.-0 344 g de N2H4 16.- 434 mL solución de pH 2.15 236 mL sol'n de pH 1.65

17.- 3.39.x 105 g 18.-a) 1.36% b)2.26% c)3.51xl0-3 d) 6%

19.- 547 mL de H20 y 253 mL sol'n NH3

20.- 0.0144

21.- 1.803 X 10-5 22.-pH = 3.901; Ka = 3.5x10-8

23.- 816 mg de piperidina 24.-pH= 11.10; pOH = 2 9, %a = 0 2395

2S.-0.817gHClO2; NEQ = 0.0145 26.- pH = 8.1127.-pH= 1 474 28.-pH= 13.07429.- pH = 9.033 30.-pH=3.98631.-pH = 9.654 32.-a) 9.306; i b) 9.3, c)9 31333.-3)3.806, b) 3 81; c) 3.799 T4.- a) Kb = 0.0126

b) Ka = 3.802 x 10-3

c) Ka = 7.244 x 10-6

d) Kb = 4.467 x 10-5

'35.- pH = 7.582 36.- pH = 8.537.- 13.694 g de NH4NO3 38.-2 109 g de CH3CO2Na39.- 3 15 g de ácido láctico 40.-a) 2.348; b) 13.477; c)4.2;

d ) 8.695. e ) 12.78941.-a) 3.58; b) 0.20048 42.-5 717 g de CH3NH3N03

43.-a) 1.175; b)9.742; c ) 5.261. 44.-a) 2 2804 M; b ) p H = 10 29645.- pH = 4.739 46.-a) 0.133 M, b) 9.025; c) 8.961.47.-2.311 x 10-4 48,-a) 13.146, b) 7 627, c) 2.10349.-a) 13.380; b) 2.235; c)8.32; d ) 12.602; e) 3.658.

50.-pH = 5 857

51.- pH = 9.628

Serie de problemas 5 - Equilibrio de complejos

1. La concentración en el equilibrio del ión Hg+2 en una solución 10-2 M de Na2(HgCl4) es 1,27.10-4 M. Calcule la constante de inestabilidad del complejo [HgCl4]=. 8.57.10-16

2. La Ki del [Ag(CN)2]- es 1,8 . 10-19 . Calcule:a) La concentración de Ag+ en una solución 0,01 M de [Ag(CN)2]-.b) La concentración de Ag+ en una solución 0,01M de [Ag(CN)2]- y 10-3 M de CN-

Rta.: a. 7.66.10-8M b. 1.8.10-15M

3. ¿Qué cantidad de KCN es necesario agregar a 10 ml de una solución de AgNO 3 0,05 M para impedir que precipite AgCl, cuando se agrega 1 ml de solución de NaCl 0,1 M?Datos: Kps AgCl = 10-10 Ki [Ag(CN)2]

- = 1,8 . 10-19 Masa Molar del KCN = 66gRta.: 0.065g

4. Se tiene una solución 10-2 M de Cu+ y 10-4 M de Cd+2. Se la trata con KCN hasta tener un exceso de CN - de 0,02 M. Se pasa SH2 (g) hasta que [S=] sea igual a 0,01M. ¿Cuál de los dos precipitará como sulfuro?Datos: Kps Cu2S = 10-46 Kps CdS = 3,6 .10-29 Ki [Cu(CN)4]-3 = 10-27,3 Ki[Cd(CN)4]-2 = 10-19

Rta.: precipita CdS y no Cu2S

5. Se tiene 1 litro de solución de Fe(NO3)3 8.10-4 M regulada a pH= 3.0. ¿Cuántos gramos de NaF deben agregarse si se desea que no precipite el Fe(OH)3? DATOS: Kps Fe(OH)3 = 10-38 ;Ki FeF+2 = 10-5,5; Ka HF = 10-3,2; Masa Molar del NaF = 42gRta.: 0.022g

6. Calcular la concentración molar de Hg+2 en una solución que tiene 2 mg de Hg(CN)2 en 200 ml de solución. Datos: KiHg(CN)2 = 10-34,7

Rta.: 5.82.10-14M

7. Una solución contiene [Ag(S2O3)2]-3 0,01 M y S2O32- 0,02 M. Calcular la concentración molar de Ag+. Datos: Ki

[Ag(S2O3)2]-3 = 1.10-13

Rta.: 2.5 10-12M

8. El complejo [Fe(SCN)] +2 tiene un pKi = 2,1 y su coloración roja puede ser percibida a partir de una concentración 3,16 . 10-6 M. Si se tiene una mezcla que contiene Fe+3 10-3 M y SCN- 10-1 M. ¿Qué concentración de F- es necesario agregar para que el color rojo desaparezca por formación del FeF2+ de pKi = 5,5?Rta.: 1.35 10-2M

9. Si a 10 ml de [Ag(NH3)2]+ 0,2 M se agregan 3 ml de NaCl 0,05 M ¿precipitará AgCl?Datos: Ki[Ag(NH3)2]+ = 6,8 10-8; KpsAgCl = 1,5 . 10-10

Rta.: si

10. ¿Cuántos moles de AgCl podrán ser disueltos por 100 ml de una solución que contiene NH 3 y NaCl en concentraciones iguales a 10-1 M?Datos: Ki [Ag(NH3)2]+ = 6,8 10-8; Kps AgCl = 1,5 . 10-10

2.12 10-5 moles

11. Si se mezclan 50 ml de AgNO3 0,01 M y 50 ml de NH3 3 M:a. ¿Cuál es la concentración de Ag+ resultante?b. ¿Cuál es la máxima concentración de Cl- compatible con esta solución ?Datos: Kps AgCl = 1,5 . 10-10 ; Ki [Ag(NH3)2]+ = 6,08 . 10-8

Rta.: a. 1.35 10-10M; b. 1.095M

12. A partir de 4.10-4 moles de AgX precipitado se quieren preparar 100 ml de una solución de Ag +. Determine el mínimo volumen de Na2S2O3 0,1M que será necesario agregar para disolver el precipitado y obtener dicha solución.Datos: pKi [Ag(S2O3)2]-3 = 13,4 pKps AgX = 12,1Rta.: 8.9 ml

Serie de problemas 6 - Volumetría por formación de Complejos

1. Se desea titular una solución de EDTA aproximadamente 0.0100 M con una bureta de 50,00 ml. ¿Cuantos gramos de oxido de zinc (patrón primario) se deben pesar para hacer el contraste?Rta.: 0.0325 g (para un volumen de 40.00 ml)

2. Una muestra contiene en solución KCl y CdCl2. Se titulan 25.00 ml con 28.90 ml de solución de AgNO3 0.1600 N. Otra alícuota de 50,00 ml se titula con 15,10 ml de solución de EDTA 0.1500M. Calcular la concentración de ambas sales en solución.Rta.: Cd2+: 0.0453 M y K+: 0.09436 M

3. Una mezcla que solo contiene CaCO3 y MgCO3 pesa 0.2280 g. Se disuelve en HCl y se consumen 23.00 ml de EDTA 0.1070 M. Al valorar la solución empleando Negro de eriocromo T (NET) como indicador. Calcular los % de CaO y MgO en la muestra.Rta.:CaCO3: 0.1313g y MgCO3: 0.0967g

4. Calcular la concentración de Al3+ en una solución a partir de los siguientes datos: a 10.00 ml de solución se le agregan 15,00 ml de EDTA 0.1100 M y el exceso se titula con 3.00 ml de ZnSO4 0.1010 M.Rta.: 0.135 eq/l

5. Se analiza una muestra de CaCO3 de la siguiente manera: Se pesan 1.002 g de la muestra, se disuelven en HCl y se llevan a 250 ml. Una alícuota de 25,00 ml consume 19,60 ml de EDTA 0.0510 M. Calcular el %p / p de CaCO3.

Rta.: 99.63% de CaCO3

6. Se valora una muestra de Na2SO4 midiendo 50.00 ml de solución y tratándola con 25.00 ml de BaCl2 0.1008 M. Se filtra el precipitado obtenido y valora el exceso del catión Ba2+ con EDTA 0.0500 M gastándose 25,80 ml. Calcular la concentración de Na2SO4 en mg/ml.Rta.: 3.50 mg / ml

7. Una solución contiene 18.60 g de Na2H2Y. 2 H2O (PM 372 g/mol) por litro. Expresar la concentración en: molaridad, Normalidad respecto a la reacción (Ca2+ + H2Y2- CaY2- + 2H+) y el título de Ca2+ en mg/ml.Rta.: 0.05M, 0.05N y 2.004 mg/ml

Serie de problemas 5Equilibrio Redox.1. Establecer la FEM y determinar qué electrodo es positivo y cuál es negativo en la pila:CdoCd2+(0.125 M) Sn2+(0.35 M)Sn4+(0.017 M)PtDatos: Eo Cd2+/Cdo = - 0.403 V Eo Sn4+/Sn2+ = 0.150 V FEM: 0.541

2. Establecer el E en la siguiente pila y determinar cuál es el electrodo es positivo y cuál el negativoPtH2(1 atm)H+(10-14) NaCl (0.1 M), Hg2Cl2Hgo

Datos: Eo Hg2+/Hgo = 0.789 V; Eo H+/H2 = 0.00 V; Kps Cl2Hg2 = 1.1 · 10-18 ; fCl- = 0.77

E. 1,157V electrodo positivo: NaCl (0.1 M), Hg2Cl2Hgo

3. Diagrame las siguientes celdas, indique la polaridad de cada electrodo y la reacción que ocurre en el mismo. Calcule la FEM en cada caso.a. Pt; H2 (0.2 atm); AH 0.01 M ll NaCl 0.01 M; Hg2Cl2 (s); Hg.b. Ag; AgCl (s); HCl 0.03 M ll FeCl2 0.01 M; FeCl3 0.01 M ; Pt.

c. Pt; Ce(SO4)2 0.04M; Ce2(SO4)3 0.0001M ll Ce(SO4)2 0.01M; Ce2(SO4)3 0.02M; Pt.d. Pt; UO2(SO4) 0.02M; U(SO4)2 0.01M; H+ 0.02M ll CuSO4 0.02M; Cu.

Datos: E0 H+/H2 = 0.00 V E0 Hg22+ / Hg = 0.789 V E0 UO2 2+ / U4+ = 0.334V

E0 Fe3+/Fe2+ = 0.771 V E0 Ce4+ / Ce3+ = -1.61 V E0 Cu 2+ / Cu = 0.337VE0 Ag+/Ag = 0.799 V pKpsAgCl = 10.0 pKps Hg2Cl2 = 17.88

FEM: a. 0.472 V b. 0.481 V c. 0.18V d. 0.147 V 4. ¿Cuales son las FEM de las siguientes celdas si Ka = 10-5?a. Pt; H2 (1 atm) ; 0.080 M AH ll ENHb. Pt; H2 (1 atm) ; 0.040 M AH, 0.030 M NaA ll ECNc. Pt; H2 (1 atm) ; 0.080 M NaA ll ECSDatos: ECN = 0.28 V ECS = 0.242 V FEM: a. 0.183 V b. 0.572 V c. 0.779 V

5. a) ¿Qué oxida más cantidad de Fe2+ : 10 ml de H2O2 0.88 M ó 22 ml de MnO4- 0.04 M?.

b)¿Cuánto ferroso oxidará más una solución respecto de la otra? a. Oxidará mas 10 ml de H2O2 0.88 M b. 0.0132 eq.

6. Siendo la siguiente ecuación la que representa la reacción oxidante del MnO4- en medio ácido:

MnO4- + 8 H+ + 5 e- Mn2+ + 4 H2O

hallar la variación del potencial de la reacción al pasar la acidez de pH = 0 a pH = 6.Datos: Eo MnO4

-/Mn2+ = 1.51 V -0.576 V

7. Calcular el valor numérico de la Keq para la reacción:2 Fe2+ + I2 2 Fe3+ + 2 I-

Datos: Eo Fe3+/Fe2+ = 0.771 V Eo I2/I- = 0.536 V Keq: 1.468.10-8

8. Determine el Kps del PbSO4 a 25oC.Datos: Eo Pb2+/Pbo = - 0.13 V; Eo PbSO4/Pbo = - 0.36 V Kps:2.15.10-8

9. Una solución que contiene Fe3+ oxida al Feo, en el equilibrio la concentración de Fe2+ = 0.1 M. Calcular la concentración de Fe3+ en la solución.Datos: Eo Fe2+/Feo = - 0.44 V ; Eo Fe3+/Fe2+ = 0.771 V lFe+3l: 2.07 10-22

10. Calcule la Ka del ácido AH, sabiendo que el potencial de la pila:"Pt,H2(1 atm),AH(0.1 M) Elec. Calomel" es = 0.500 V

Datos: ECal = 0.282 V Ka: 5.43 10-7

11. Se tiene un electrodo de Pt sumergido en una solución 0,1 M de Fe(III) y 10-2 M de Fe(II).a) ¿Qué potenciales tendrá la hemipila Fe(III)/Fe(II) mencionada a pH= 1.0, 5.0 y 8.0b) Si la hemipila anterior se conecta mediante un puente salino a un electrodo de Ag/AgCl en KCl 1 M, a qué pH debe llevarse la solución Fe(III)/Fe(II) para que no circule corriente por la pila. Eº Fe(III)/Fe(II) : 0,78 V; Eº Ag(I)/Agº : 0,80 V; Kps AgCl : 10-10 ; Kps Fe(OH)3 :10-38 ; Kps Fe(OH)2 : 10-14

a) E pH1 0.84V EpH5 0.24 V EpH8 -0.30V b) pH 5.22

12. Un sistema es originalmente 0.0100 M en AgNO3 y contiene un exceso de Cd. ¿Cuál es la composición y potencial en el equilibrio?Datos: E0 Cd2+ / Cd = -0.403 V

lCd2+l: 5 10-3 M; lAg+l 6.55 10-22 M; E: -0.472 V

13. El E0 para la siguiente reacción:M3+ + 3 e- Mº

es 0.093 V. Calcular el Kps del MCl3, si la FEM de la siguiente celda es 0.240 V, siendo el ENH positivo:Mº; MCl3 (s) ; 0.030 M CaCl2 ll ENH Kps: 4.84 10-21

VOLUMETRÍA POR OXIDO-REDUCCIÓN1. Calcule para cada una de las siguientes sustancias :a. Peso equivalente.b. La molaridad de una solución 0.12 Nc. La normalidad de una solución 0.4 M

i. Cd0 ( como reductor)ii. Cl2 ( como oxidante)iii. TiSO4

iv. Na2S2O8 ( reducido a sulfato)v. UO2SO4

vi. K2Cr2O7

i. a.56,20 g/eq b.0.06M.c.0.8Nii. ii. a. 35.45 g/eqiii. iii. a 120.01 g/eq b. 0.06M c. 0.8Niv. iv. a. 119.00 g/eq b.0.06M c. 0.8Nv. v. a. 183.02 g/eq b. 006M c. 0.8Nvi. vi. a. 49.03 g/eq b. 0.02M c. 2.4N

2. Calcular el potencial del punto equivalente para la titulación de 50.00 mL de Fe2+ con Cr2O7= 0.1 N en las siguientes

condiciones ( Asuma pH regulado):a. [Fe2+]i= 0.1000 N y [ H+] = 1.00Nb. [Fe2+]i= 0.1000 N y [ H+] = 0.10Nc. [Fe2+]i= 1.00 N y [ H+] = 1.00N Datos: Eº Fe3+/Fe2+: 0.77 V, Eº Cr2O7

=/ Cr3+: 1.33 V a: 1.26V; b: 1.14V y c: 1.25V

3. ¿Cuál es el título en As2O3 de una solución de KMnO4 cuyo título en Fe es 6.95 mg/l? 6.18 mg/l

4. Una porción de 0.3000 g de Na2C2O4 requiere 27.00 ml de KMnO4 para su titulación. ¿Cuantos mg de As2O3 hay en una muestra que requiere 49.00 ml para su titulación? 401.8 mg

5. Un estudiante usa Na2C2O4 para valorar una solución de KMnO4, y piensa que es ácido oxálico dihidratado (H2C2O4. 2H2O). Calcula que el KMnO4 es 0.1056 N y lo usa para determinar Fe de una muestra que informa 55.6 % de Fe2O3. Calcule el % correcto. 52.3%

6. Una solución contiene 2.000 g de Na2SO3 y 9.62 g de Na2S2O3 por litro. ¿Cuál será la normalidad respecto al I2?. ¿Cuál es su título en I2? 0.0921 N; 11.69 mg I2/ml

7. El potasio en una mezcla de 0.6000 g de KCl y NaCl se precipita como K2Na[Co(NO2)6]. El precipitado se disuelve y se valora el HNO2 con Ce4+, gastándose 36.00 ml de solución 0.1200 N . ¿Cuál es el % de KCl en la muestra?. 8.94%

8. Una solución es 0.1 M en Fe3+ y 0.1 M en SCN-. Si la coloración roja del complejo FeSCN2+ (pKi = 3.0) se percibe a partir de una concentración 10 –5.5 M. ¿Por debajo de que valor se deberá fijar el potencial de la solución para hacer desaparecer el color rojo?Datos: E0 Fe3+ / Fe2+ = 0.76 V E. 0.37 V

9. En medio muy ácido el I- reduce el H3AsO4 a H3AsO3, oxidándose a I2. Por el contrario en medio NaHCO3 (pH= 8.01), el As(III) se oxida a As (V) por el I2. Explique estas reacciones.Datos: E0 I2 / I- = 0.54 V

E0 H3AsO4/ HAsO2= 0.559 V

10. A partir de 50 .00 ml de una solución que contiene Fe y Al se precipita y calcinan los óxidos, que pesan 0.2476 g. Estos se disgregan con bisulfato y luego de su disolución se diluyen a 250 ml. Una alícuota de 50.00 ml de ésta solución se pasa a través de una columna de Jones y se titula con solución 0.0200 N de MnO4

- gastándose 15.51 ml. calcular los % de Fe y Al expresados como cloruros. 0.503 %m/v FeCl30.646 %m/v AlCl3

11. Se titula una solución de Sn(II) con VO3- en medio HCl 0.10 M. En un caso se usa un indicador tal que el proceso se

detiene cuando el potencial de la solución es 0.24 V; en otro caso se utiliza un indicador que vira a 0.58 V. ¿Qué error se comete en cada caso?.Datos: E0 VO3

- / VO2+ = 1.00 V E0 Sn4+ / Sn2+ = 0.15 V - 0.09 % y 0.1 %

12. Se quiere oxidar S2O3= 0.010 M en presencia de I- 0.01000M con Fe3+. Los iones férricos oxidan a la vez al S2O3

= y al I-. Por el agregado de F-, que compleja al Fe3+, se puede oxidar selectivamente al S2O3

= sin oxidar al I-. Se desea oxidar selectivamente al 99.9 % del S2O3

= sin que sea visible la coloración del I2 (pLC =4.3). Si el pKi del FeF2+ es 11.9. ¿Cuales deben ser las concentraciones máximas y mínimas de F- a las que se debe llegar, si la concentración de Fe3+ es 0.10 ?.Datos: E0 S4O6

= / S2O3= = 0.08 V E0 I3

- / I- = 0.54 V 0.0104 M < lF-lT< 0.091 M

13. El nitrito se puede determinar por oxidación con exceso de Ce(IV), seguida de valoración por retroceso del Ce(IV) que no ha reaccionado. Una muestra sólida de 4,030 g que contiene sólo nitrito de sodio y nitrato de sodio se disuelven en 500 ml. Una alícuota de 25 ml de esta solución se trata con 50,00 ml de Ce(IV) 0,1186 M en ácidos fuertes durante 5 min. y el exceso de Ce(IV) se valora por retroceso con 31,13 ml de sulfato ferroso amónico 0,04289 M. Calcular el porcentaje de nitrito de sodio en la muestra sólida

Rta.: 78.67% de NaNO2

GRAVIMETRÍA

1. Una muestra de 0,2234 g de aleación produce 0,1117 g de Cu por electrodeposición. ¿Cuál es el % de cobre en la aleación? 50.00%

2. Una muestra de 1,000 g de acero analizada por combustión da 30,0 mg de CO2. ¿Cuál es el % de C en el acero?0.819%

3. ¿Cuántos kg de CaO se pueden obtener por descomposición de 50,0 kg de CaCO3 de 98,8% de pureza? 27,68 kg

4. Calcular la pérdida máxima por solubilidad al lavar un precipitado de AgCl (solubilidad 2.0 mg/l) con 250 ml de agua. ¿Cuál es la cantidad mínima de precipitado que debe obtenerse para que la pérdida por solubilidad represente menos del 0,1 % de error relativo? 500 mg

5. Un precipitado de sílice (SiO2) impuro pesa 0,1500 g, contiene 1,80 mg de Fe y 0,200 mg de Ti. Si se partió de 0,5050 g de muestra:a) ¿Cuál es el % correcto de sílice?.b) ¿Qué error se cometerá si no efectúa la evaporación fluorhídrica de sílice?.NOTA: El Fe está como Fe2O3 y el Ti como TiO2. a. 29.13 % b. 1.96 %

6. Se determina Ba por precipitación como BaSO4 sobre 50,00 ml de muestra. El precipitado pesó 0,2012 g pero su ulterior análisis indicó que contenía 1,4 mg de BaCl2 coprecipitado. Calcular la concentración de Ba en g/ml de muestra. 2.37 10-3 g/ml

7. Una mezcla de AgCl y AgI contiene 49,82 % de Ag. ¿Cuáles son los porcentajes de cada componente?. ¿Cuál es el % de Cl? AgCl: 13.22% AgI: 86.78% Cl: 3.27 %

8. Una muestra que contiene sólo AgCl y AgI es calentada en una corriente de Cl2, que convierte el AgI en AgCl. Si la pérdida de peso es del 27,53 %, ¿cuál es el % de I- en la muestra? 38.20 %

9. Una muestra compuesta sólo por KCl y NaCl contiene un 52,34 % de Cloro.a) ¿Cuáles son los % de Na y K?b) ¿Cuánto KCl debe quitarse a 100 g de esta muestra para dar una mezcla que contenga 51,64 % de cloro?.a. 14.36% de Na 33.37% de K b. 16.6

10. Una muestra 0,9172 g de oxalato de calcio anhidro se calentó para descomponerla en CaO y CO2. El residuo pasó 0,4650 g, ¿se descompuso totalmente?. ¿Por qué?. No

11. 1,1765 g de una mezcla de CaCO3 y BaCO3 se calcina para dar los óxidos, pesando el residuo 0,8107 g.a) ¿Cuáles son los porcentajes de cada componente en la muestra original?.b) Si los óxidos se hubieran llevado hasta humos blancos con ácido sulfúrico, ¿cuál sería el peso de los sulfatos obtenidos?. a. CaCO3: 40.58 % BaCO3: 59.42 % b. 1.4762 g

12. Se trituraron y mezclaron bien 20 pastillas dietéticas de Fe con un total de masa de 22,131 g. Se disolvieron en HNO 3

2,998 g del polvo obtenido, y se calentó para transformar todo el Fe en Fe(III). Por adición de NH 3, se precipitó cuantitativamente el Fe en forma de Fe2O3.xH2O, que calcinado dio 0,264 g de Fe2O3 (PM 159,69).¿Cuál era el contenido medio de FeSO4.7H2O (PM 278,01) de una pastilla? 0.339g de FeSO4.7H2O / pastilla