165285951 Taller No 1 Analitica 3c3p3f
This document was ed by and they confirmed that they have the permission to share it. If you are author or own the copyright of this book, please report to us by using this report form. Report 3b7i
Overview 3e4r5l
& View 165285951 Taller No 1 Analitica as PDF for free.
More details w3441
- Words: 9,647
- Pages: 25
8. Calcule el número de milimoles de la especie indicada en: (a) 57 mg de P2O5 Masa atómica de P2O5 P = 30,97 g/mol * 2 = 61,94 g/mol O = 16 g/mol * 5 = 80 g/mol P2O5 = 141,94 g/mol
57 mg P2
O5∗1 g P2 O 5 =0,057 g P2 O5 1000 mg P2 O5
Un mol de P2O5 tiene 141,94 g de P2O5. Un milimol contiene 0,14194 g de P2O5.
83,97
g 1 mol g NaHC O3∗ =0,08397 NaHC mol 1000 mmol mmol
(
(
de este es:
P2 O 5
en 57 mg
0,40
b) 12,92 g de CO2 C = 12,01 g/mol * 1 = 12,01 g/mol O = 16 g/mol * 2 = 32 g/mol CO2 = 44,01 g/mol Un mol de CO2 tiene 44,01 g CO2, entonces 1 mmol CO2 = 0,044 g CO2 Usando factor de conversión tenemos:
12,92 g CO2∗1mmol =293,64 mmolCO 2 0,044 g CO 2
El número de milimoles de de este es:
293,64
(c) 40 g de
NaHCO3
Na=22,99 H=1
CO2
40 g
de este es:
C=12,01
g g ∗1=12,01 mol mol
O=15,99
g g ∗3=47,97 mol mol
Peso molecular del
g NaHC O3=83,97 mol
)
en
476,36
(d) 850 mg de MgNH4PO4
N g/mol H g/mol P g/mol O g/mol
24,312 g/mol * (1) = 24,312
=
14,006 g/mol * (1) = 14,006
=
1,0079 g/mol * (4) = 4,0316
=
30,973 g/mol * (1) = 30,973
=
15,999 g/mol * (4) = 63,996
MgNH4PO4 = 137,3186 g/mol
g ∗1 mol mol g 137,3186 =0,137 1000 mmol mmol 850 mg MgNH 4
en 12,92 g
g g ∗1=1 mol mol
Na H CO3
El número de milimoles de
0,85 g MgNH 4
g g ∗1=22,99 mol mol
1 mmol NaHCO
3 ( 40 g Na HC O3 )∗ 0,08397 g NaHCO =476,36 mmol NaH 3
O ∗1mmol P2 O5 n P2 O 5=0,057 g P2 5 =0,40 mmolMgP2 O5 = g/mol 0,14194 g P2 O5
El número de milimoles de
)
PO 4∗1 g MgNH 4 PO 4 =0,85 g MgNH 4 PO 1000mg MgNH 4 PO 4
PO 4∗1 mmol MgNH 4 PO 4 =6,20 mmol MgN 0,137 g MgNH 4 PO 4 MgNH 4 PO 4
El número de milimoles de
850 mg
de este es:
en
6,20
16. Calcule la concentración molar del ion H3O+ de una disolución que tiene un pH de: (a) 4,76 pH = 4,76
+¿ H 3 O¿ ¿ ¿ pH =−log ¿ +¿ H 3 O¿ ¿ ¿
+¿ H 3 O¿ ¿ ¿ log ¿
[ H 3 O ] =0,000017378
M
La concentración de [H3O+] es 1,74 * 10-5 M. (b) 4.58
+¿ ¿ H3O ¿ ¿ log ¿
pH = 4,58
+¿ H 3 O¿ ¿ ¿ pH=−log ¿
+¿ H 3 O¿ ¿ ¿
+¿ ¿ H 3O ¿ ¿ log ¿
[H3O+] =
+¿ H 3 O¿ ¿ ¿
2,398∗10−14 M
+¿ ¿ H3 O ¿ ¿ pH =−log ¿
+¿ H 3 O¿ ¿ ¿ pH=−log ¿
+¿ H 3 O¿ ¿ ¿ log ¿
+¿ ¿ H 3O ¿ ¿ log ¿
+¿ H 3 O¿ ¿ ¿
+¿ H 3 O¿ ¿ ¿
[H3O+] = 4,79
¿ 10−8 M
La concentración de [H3O+] es −8
4,79∗10 M .
0,30 M
(f) 5.76 La concentración de [H3O+] es (d) 13,62 pH = 13,62
.
(e) 7,32 pH = 7,32
M
La concentración de [H3O+] es 2,63*10-5 M. (c) 0.52 pH = 0,52
[H3O ] =
M
La concentración de [H3O+] es
[ H 3 O ] =2,63∗10−5
+
−14
2,398∗10
+¿ ¿ H3 O ¿ ¿ pH=−log ¿
0,30 M
.
pH =5,76 +¿ ¿ H3 O ¿ ¿ pH =−log ¿
+¿ ¿ H 3O ¿ ¿ log ¿
+¿ ¿ H3O ¿ ¿ log ¿
+¿ H 3 O¿ ¿ ¿
+¿ H 3 O¿ ¿ ¿
+¿ H 3 O¿ ¿ ¿
+¿ H 3 O¿ ¿ ¿
La concentración de [H3O+] es
1,74∗10−6 M
La concentración de [H3O+] es
pH =−0,31
+¿ H 3 O¿ ¿ ¿ pH=−log ¿
1210 mg K 3 Fe
+¿ ¿ H 3O ¿ ¿ log ¿
775
+¿ H 3 O¿ ¿ ¿ pH=−log ¿
mL∗1 L =0,775 L 1000 mL
K 3 Fe ( CN )6 1,21 g K 3 Fe
:
( CN )6∗1 mol K 3 Fe ( CN )6 =3,68∗10−3 mol K 3 F ( ) 329,2 g K 3 Fe CN 6
Calculamos la concentración molar analítica:
+¿ H 3 O¿ ¿ ¿ La concentración de [H3O+] es
( CN )6∗1 g K 3 Fe ( CN )6 =1,21 g K 3 Fe ( CN )6 1000 mg K 3 Fe ( CN )6
Encontramos el número de moles de
+¿ H 3 O¿ ¿ ¿
pH =−0,52
.
22. Se prepara una solución disolviendo 1210 mg K3Fe(CN)6 (329,2 g/mol) suficiente para obtener 775 mL. Calcule: (a) La concentración molar analítica de K3Fe(CN)6. Convertimos las unidades para facilitar la resolución del ejercicio:
(g) -0,31
(h) -0,52
3,31 M
.
M=
2,04 M
n L
3,68∗10−3 mol K 3 Fe (CN )6 M= =4,748∗10−3 M 0,775 L
.
La concentración molar analítica de K3Fe(CN)6 es 4,
−3
748∗10 M .
(b) La concentración molar de K+ Primero calculamos los gramos de K:
3−¿ 1 mol K +¿ +¿ 3−¿ K 211 g Fe ( CN )6 =3,70 ¿10−3 mol Fe (CN )¿6 39,098 g ¿ ( CN )36 −¿ K +¿ 1 mol Fe 3 mol ∗¿ ¿ 1 mol K 3 Fe ( CN )6 3−¿∗¿ ( CN )6∗1 mol K 3 Fe ( CN )6 0,78 g Fe(CN )¿6 g K ? →1,211 g K 3 Fe ∗¿ 329,2 g K 3 Fe ( CN )6 3−¿ Concentración molar de Fe(CN )¿ : +¿ 6 ¿ 0,431 g de K ¿ 3−¿ (CN )6 −3 −3 Luego, calculamos la concentración molar de K 3,70 ¿10 mol Fe =4,77 ¿ 10 M 0,775 L g 0.431 g M= → M K= =4,741∗10−3 M M =¿ P ( L) g ( m) 117,294 ∗( 0.775 L) mol 3−¿ La concentración molar de K es La concentración molar de Fe(CN )¿ es −3 6 4,741∗10 M . +
(
)
+
(c) Calcule la concentración molar de
3−¿ Fe(CN )¿6
(d) Calcular el porcentaje peso - volumen de K 3Fe (CN)6. Calculamos los gramos:
Peso atómico de
3−¿ Fe(CN )¿6
Fe = 55 g/mol C= 12 g/mol N= 14 g/mol CN= 26 g/mol x 6 = 156 g/mol 156 g/mol + 55 g/mol = 211 g/mol Peso atómico de Fe(CN)6 = 211g
Gramos de
4,77 ¿ 10−3 M .
3−¿ ¿ Fe(CN )6
en la solución:
1210 g K 3
Fe (CN )6∗0,001 g =1,21 g 1mg
Volumen de la Solución = 775 mL
P g sto = ∗100 v V sln
Reemplazando en la ecuación:
P 1,21 g = ∗100=0,16 v 775 mL
El porcentaje peso - volumen de K3Fe (CN)6 es
3−¿ 3−¿ 6
(CN ) ¿ 211 g Fe =0,78 g Fe(CN )6 329,2 g K 3 Fe ( CN )6 1,21 g K 3 Fe ( CN )6∗¿ Moles de
3−¿ ¿ Fe(CN )6
:
0,16
.
(e) Las milimoles de
+¿¿ K
en 50,0 mL de esta
disolución.
(
1210 mg K 3 Fe(CN )6∗
(
50 mL K 3 Fe (CN )6∗
1 g K 3 Fe (CN )6 =1,21 g K 3 Fe 1000 mg K 3 Fe ( CN )6
)
1,21 g K 3 Fe (CN )6 =0,078 g K 3 Fe( 775 mL K 3 Fe ( CN )6
)
+¿
K 1 mol K 3 Fe ( CN )6 ¿ ¿ +¿ 1mol K 3 Fe ( CN )6 0,078 g K 3 Fe ( CN )6∗ ∗¿ 329,2 g K 3 Fe ( CN )6 3 mol
(
)
+¿ 1 mol K +¿ K +¿ 1000mmol ¿ +¿ ¿=0,711 mmol K ¿ 7,11∗10−4 mol K ¿∗¿ ¿ Las milimoles de
disolución son
+¿¿ K
+ ¿. ¿ 0,711 mmol K
3−¿ Fe(CN )¿6
1 mol Fe ( CN )3−¿ 6 3−¿ Fe ( CN )6 211,949 g ¿ mol Fe ( CN )3−¿ 6 1 ∗¿ 1mol K 3 Fe ( CN )6 ¿ ∗1mol K 3 Fe ( CN )6 CN 6 ∗¿ 329,255 g K 3 Fe ( CN )6 1,21 g K 3 Fe ¿ 3−¿ ¿ 0,778 g Fe (CN )¿6
3−¿ ¿ Fe(CN )6
3−¿ Fe(CN )¿6
CN ¿ ¿ CN ¿ ¿ ¿6 ¿ CN ¿ ¿ ¿6 ¿ CN ¿ ¿ ¿6 ¿ 1 mol K 3 Fe ¿ 1 mol K 3 Fe ¿ 1,210 g K 3 Fe ¿
+¿¿ K ¿ K +¿ 0,011 mol =0,0142 M 0,775 L solución ¿ pK=−log [ 0,0142 ]
Si ppm = mg/L
1 g Fe(CN )3−¿ 6 =¿ Fe(CN )36 −¿ 1.000 mg ¿ 3−¿∗¿ 0,778 g Fe (CN )¿6
1003,87 ppm
(g) El pK de la solución. Datos 1,210 g de K3Fe(CN)6 V = 775 mL = 0,775 L Primero se calcula el número de moles de K+
en 50,0 mL de esta
(f) Las partes por millón de
3−¿
0,775 L Fe(CN )6 =¿ Fe (CN )3−¿ 6 778mg ¿ ¿
pK=1,847 778 mg
El pK de la solución es
(h) El p
Fe(CN )6
1,847
.
de la solución.
Primero calculamos los números de moles de
Fe(CN )6
.
El número de moles necesario de
HN O3
viene dado por:
mL∗1 L Fe ( CN )6∗1 mol K 3 Fe (CN )6 1.000 mL ∗3 mol 900 ∗1 mol Fe ( CN )6 =2,7 mol 329,2 g K 3 Fe ( CN )6 1L nmol Fe(CN )6=1,21 g K 3 1 mol K 3Por Fe último, ( CN )6 para obtener el volumen del reactivo concentrado:
−3
¿ 3,68 ¿10 mol Fe(CN )6 Luego se calcula la molaridad. −3 3,68¿ 10 mol Fe ( CN )6 −3 M= =4,74 ¿ 10 M 0,775 L solución
Entonces, p
Fe(CN )6=−log( 4,74 ¿ 10−3)=2,32
El p
Fe(CN )6
de la solución es 2,32.
28. Describa la preparación de 900 mL de HNO3 3 M, a partir del reactivo comercial que es HNO3 al
p p
( )
70,5%
con densidad relativa de 1,42.
H → 1,008
g g ∙ ( 1 )=1,008 mol mol
)
g g N → 14,007 ∙ ( 1 )=14,007 mol mol
(
(
1L =0,17 L=170 mL 15,887 mol HN O3
Es decir, que debemos diluir 170 mL del reactivo comercial hasta llegar a 900 mL de disolución. 34. Se mezclan 25 mL de una solución de Na3PO4 0,3757 M con 100 mL de HgNO3 0,5151 M. (a) ¿Qué masa de Hg3PO4 se forma? Calculamos las cantidades iniciales de los reactivos nNa3PO4 =
mL∗1 L ∗0,3757 mol Na 3 PO 4 1.000 mL 25 =9,39 ∙10−3 mol Na3 PO 1L
nHgNO3 =
Calculamos el peso molecular del HNO3
(
2,7 mol HN O3 ∙
O→ 15,999
)
g g ∙ ( 3 )=47,997 mol mol
)
mL∗1 L ∗0,5151 mol HgNO 3 1.000 mL 100 =0,0515 mol HgNO3 1L
Teniendo en cuenta la reacción
→
3HgNO3 + Na3PO4
Hg3PO4 + 3NaNO3
Vemos que el reactivo límite es Na3PO4, por tanto la formación de Hg3PO4 está limitada por la cantidad de Na3PO4 disponible, sabiendo que 1 mol de Na3PO4 produce 1 mol de Hg3PO4, la masa de Hg3PO4 (696,74 g/mol) que se forma será:
g g g g HNO3=1,008 + 14,007 + 47,997 =63,012 −3 9,39 ∙10 mol mol mol mol mol Na 3
PO 4∗1 mol Hg 3 PO 4 ∗696,74 g Hg 3 PO 4 1 mol Na3 PO 4 1 mol Hg 3 PO 4
Obtenemos la molaridad del reactivo concentrado
La masa de Hg PO que se forma es 6,54239 g. Kgreactivo ∗1.000 g reactivo Lreactivo ∗70,5 g HN O(b) 3 ¿Cuál es la molaridad de la especie que no 1 Kg reactivo reacciona completarse la reacción? ∗1 molalHN O3 Ecuación balanceada 100 g reactivo 1,42 Na PO + 3HgNO Hg PO + 3NaNO 63,012 g HN O3 Calculamos las moles de Na PO usando la 3
3
4
4
3
3
4
3
mol HN O3 M =15,887 L reactivo
3
4
formula moles= M * L Moles de Na3PO4 = 0,025 L * 0,3757 mol/L = 9,39 mol *
10−3
de Na3PO4
Entonces como la razón estequiométrica de la reacción es 1:3 hallamos las moles de HgNO3 necesarias para realizar la reacción. Moles de HgNO3 necesarias = 9,39 mol *
0,02334 mol =0,18672 M 0,125 L
para precipitar todo el
Ag NO 3
requeriría para precipitar todo el
0,01 M se
−¿¿ I
en 200
mL de una solución que contenga 24,32 ppm de KI?
AgNO 3+ KI → KNO3 + AgI
KI=166
g mol
24,32 ppm KI = 200 mL
24,32mg KI 1 L KI
KI∗1 L KI =0,2 L KI 1000 mL KI
KI∗24,32mg KI 0,2 L =4,864 mg KI 1 L KI
0,01 M se requeriría
−¿¿ I
en 200 mL de una
solución que contenga 24,32 ppm de KI es
2,930 mL Ag NO 3 .
Ejercicio 4.10. Calcule el número de milimoles de soluto en: 175 mL de 0,320 M HClO4 Para calcular los milimoles de HClO4 en la disolución, primero calculamos cuantos L hay en 175 mL:
175 37. ¿Qué volumen de
Ag NO 3
−3
10
*(3) = 0,02817 mol de HgNO3 necesarias. Moles actuales de HgNO3 = 0,100 L x 0,5151 mol/L = 0,05151 mol de HgNO3 actuales. Al ver esto nos damos cuenta que el HgNO3 es el reactivo en exceso entonces: Moles en exceso de HgNO3 = 0,05151 mol – 0,02817 mol = 0,02334 mol Tenemos que el volumen total de la mezcla es 0,125 L por tanto la Molaridad es:
M=
El volumen de
mL∗1 L =0,175 L 1000 mL
Ahora calculamos los milimoles de HClO4 en 0,175 L:
disolucion∗0,320 mol HCl O4 ∗1000 mmol HClO 1 L de disolucion 0,175 Lde 1 mol HClO 4
En 175 mL hay 56 milimoles de HClO4. 15,0 L de 8,05x10-3 M K2CrO4 Calculamos los milimoles de K2CrO4 en la disolución de 15,0 L:
disolucion∗8,05 x 10−3 mol K 2 Cr O4 ∗1000mmol 1 L de disolucion 15,0 Lde 1mol K 2 Cr O 4 ¿ 120,75 mmol K 2 Cr O4 En 15,0 L de disolución hay 120,75 milimoles de K2CrO4. 5,00 L de una solución acuosa que contiene 6,75 ppm de AgNO3 Debido a que la solución está muy diluida suponemos que tiene una densidad aproximada de 1 g/mL, entonces, tenemos que 1 ppm = 1 mg/L.
KI∗1 g KI ∗1 mol KI 1000 mg KI ∗1 mol AgNO3 6,75 mg AgN O3 166 g KI ∗16,75 L Agppm NO 3de AgN O3= 1 mol KI L 4,864 mg 0, 01 mol Ag NO 3 Calculamos el número de moles de AgNO que 3
−3
hay en un litro de disolución:
6,75 mg AgN O3 ∗1 g AgN O3 L ∗1mol AgN O3 NO 3∗1000 mL Ag NO3 1000 mg AgN O3 2,930∗10−3 L Ag =2,930 mL Ag NO 3 =3,97 x 10−5 1 L Ag NO3 169,9 g AgN O3 ¿ 2,930∗10 L Ag NO3
Ahora, calculamos los milimoles de AgNO3 en los 5,00 L de disolución:
−5 +¿¿ disolucion∗3,97 x 10 mol AgN O 3 La concentración ∗1000 mmol AgN molar O 3 de Na en la solución 1 L de disolucion 5,00 Lde es 1mol AgN O3 Na +¿ 0.0503 moles de ¿ 0,1985 mmol AgN O3 ≈ 0,2 mmol AgN O3 L Na+¿ 0.0335 moles de +¿ = L ¿
Quimica Analítica +¿ Na Ingeniería Quimica 0.0838 moles de
En 5,00 L de disolución hay 0,2 milimoles de AgNO3. 851 mL de 0,0200 M KOH Calculamos cuantos L hay en 851 mL:
851
L
¿
mL∗1 L =0,851 L 1000 mL
p Na=−log [ 0.0838]
Ahora calculamos los milimoles de KOH en 0,851 L:
pNa
=1.077
disolucion∗0,02 mol KOH Cl−¿ ∗1000 mmol?KOH 0.0335mol NaCl mol 1 L de disolucion L = mmol KOH 0,851 L de =17,02 L ¿ 1 mol KOH
En 851 mL hay 17,02 milimoles de KOH. Ejercicio 4.15 Calcule el valor de p de cada uno de los iones indicados en los párrafos siguientes: Na+, Cl- y OH- en una solución de NaCl 0.0335M y NaOH 0.0503M
Na ? mol L ¿ 1 mol
+¿
0.0335mol NaCl L
=
Na+¿ 1 mol NaCl ¿
0.0335 moles de ¿ ? mol ¿
Na L
+¿
=
X
1 mol
−¿
pCl=−log [ 0.0335] =
pCl
Na+¿ L
¿
Na L
=
=1.47
Quimica Analítica OH −¿ ? mol L Ingeniería Quimica
0.0503mol NaOH L
Na 1 mol NaOH ¿
0.0503 moles de
=
Cl 0.0335 moles de L ¿
¿
X
=
0.0503mol NaOH L
−¿
1 mol
+¿
1 mol
Cl−¿ 1 mol NaCl ¿
X
OH 1 mol NaOH ¿
0.0503 moles de ¿
+¿
=
OH −¿ L
pOH =−log [ 0.0503] pOH
=1.3
X
Ba2+, Mn2+ y Cl- en una solución de BaCl2 −3
7.65 x 10
? mol
M y MnCl2 1.54M
¿
Ba2+¿ L ¿
? mol
=
2 mol X
−3
7.65 x 10 mol BaCl 2 L 1 mol
Ba2+¿ 1 mol BaCl 2 ¿
Cl−¿ L Cl−¿ 0,0153 moles de =¿ L Cl−¿ 3,08 moles de +¿ L ¿
1.54 mol Mn Cl2 L
pCl=−log [ 3.10]
X
pCl
= -0.49
2+¿
= H Cl y Zn en una solución que es 0.600M en Quimica Analítica HCl y 0.101M EN ZnCl Ingeniería Quimica H +¿ 0.6 mol HCl +
¿
¿
1 mol
= -0.19
=
1.54 mol Mn Cl2 L
Cl−¿ 2 mol 1 mol Mn Cl 2 ¿ 3,08 moles de ¿
Cl−¿ L
2+
? mol
p Mn=−log [ 1.54 ]
Cl−¿ L
-
2
Mn 2+¿ 1.54 moles de L ¿
? mol
en la solución
3,10 moles de
=2.12
pMn
−¿¿ Cl
es
−3
Mn 1 mol 1 mol Mn Cl 2 ¿
=
La concentración molar de
p Ba=−log [ 7.65 x 10 ]
=
Cl−¿ 1 mol BaCl 2 ¿
=
Ba2+¿ 7.65 x 10 moles de L ¿
Mn2 +¿ ? mol L ¿
=
7.65 x 10−3 mol BaCl 2 L
Cl−¿ 0,0153 moles de L ¿
X
−3
pBa
Cl−¿ L
X
L
H +¿ 1 mol HCl ¿
p H =−log [ 0.6 ] p H =0.22
=
L
=
=
X
0.6 moles de ¿
H +¿ L
? mol ¿
Cl−¿ L
0.6 mol HCl L
=
X
−¿
1 mol
−¿
Cl 1 mol HCl ¿
Cl Quimica Analítica L Cu , Zn y NO en una solución que es 4.78 ¿ −2 Ingeniería Quimica x 10 M en Cu(NO ) y 0.104M en Zn(NO )
0.6 moles de
=
2+
2+
3
3 2
? mol ¿
Cl−¿ L
2+¿
0.101mol ZnCl 2 L
=
Cl−¿ 2 mol 1 mol ZnCl2 ¿ 0,202 moles de ¿
X
=
X
Cl−¿ L
0.6 moles de ¿
−¿¿ Cl
¿
en la solución
=
0,104 mol Zn( NO 3)2 L
2 mol NO 3 1 mol Zn( NO 3)2
? mol NO 3 L
=
=
4.78 x 10−2 mol Cu( NO 3)2 L
0.101mol ZnCl 2 L =
=
0,208 mol NO 3 L
Cl−¿ L
0,101 moles de
p Zn=−log [ 0.101] p Zn=0.996
pZn=0.98
X
= 0.096
1 mol Zn 1 mol ZnCl2
Zn L
? mol NO 3 L
pCl=−log [ 0.802]
=
=
pZn=−log [0,104 ]
−¿
0,802 moles de
0,104 mol Zn( NO 3)2 L
2 +¿
Cl−¿ +¿ L
Cl 0,202 moles de L ¿
=
Zn2 +¿ 1 mol Zn( NO 3)2 ¿
¿
es
? mol Zn L
1 mol
0,104 mol
La concentración molar de
pCl
Zn L ¿
? mol
3 2
¿
X
Cl−¿ L
2mol NO 3 1 mol Cu(NO 3)2
X
=
0,0956 mol NO 3 L La concentración molar de NO3 en la solución es:
0,208 mol NO 3 0,0956 mol NO 3 0,3036 mol NO 3 + = L L L
p K =5.84
p NO 3=−log [ 0,3036] p NO 3=0.52 4−¿ ¿ (CN )6
K+, OH- y Fe −7
x 10 M
en K4Fe(CN)6 y 4.12
en KOH +¿
? mol ¿
X
en solución que es 2.62
K L
=
OH −¿ ? mol L ¿
−7
x 10 M
CN ¿ ¿ ¿6 2.62 x 10−7 mol K 4 Fe ¿ ¿
CN ¿ ¿ 1 mol K 4 Fe ¿ +¿ K 4 mol ¿ ¿
X
¿
=
OH −¿ L −7
pOH =−log [ 4.12 x 10 ] =
pOH =6.39
+¿
=
OH −¿ 1 mol KOH ¿
4.12 x 10−7 mol
K 1.05 x 10 mol L ¿ K +¿ L
=
¿
−6
? mol
1 mol
4.12 x 10−7 mol KOH L
4.12 x 10−7 mol KOH L
+¿
K 1 mol 1 mol KOH ¿
=
K +¿ 4.12 x 10 mol L ¿ −7
La concentración molar de K+ en la solución es: +¿
K L +¿ K −7 4.12 x 10 mol =¿ L +¿ K 1.05 x 10−6 mol +¿ L ¿ 1.46 x 10−6 mol
−6
p K =−log [1.46 x 10 ]
X
CN ¿ ¿ ¿6 ¿ Fe ¿ ? mol ¿ ¿ CN ¿ ¿ ¿6 ¿ ¿−4 ¿ CN ¿ Fe ¿ 1 mol ¿ ¿
=
=
CN ¿ ¿ ¿6 2.62 x 10−7 mol K 4 Fe ¿ ¿
CN ¿ ¿ ¿6 ¿ Fe ¿ −7 2.62 x 10 mol ¿ ¿
CN ¿ ¿ pFe ¿
X
−¿
CN ¿ ¿ pFe ¿
? mol ClO 4
L
¿
=
6.75 x 10−4 HClO 4 L −¿
4−¿ ¿ O
H+, Ba2+ y Cl
3.35
−4
x 10
X
en una solución que es
en Ba(ClO4)2 y 6.75
−4
x 10
M
en HClO4.
? mol ¿
H +¿ L
=
6.75 x 10−4 HClO 4 L
6.75 x 10−4 mol de ¿
6.75 x 10 mol de ClO 4
−4
+¿
H L
¿
−¿
=
X
=
6,7 x 10−4 mol de ClO 4 ¿
La concentración molar de
−¿
L
−¿ ClO4 ¿
solución es:
6.75 x 10−4 mol de ClO 4 2+¿
¿
en la
−¿
L
+
−¿
−¿ −4
p Ba=−log [ 3.35 x 10 ] = 3.47
(¿ ¿ 4)2 L
2mol ClO 4 ¿ ¿
−4
Ba 3,35 x 10 mol de L ¿ −4
=
ClO 1 mol Ba(¿ ¿ 4)2
(¿ ¿ 4)2 3,35 x 10 Ba L ¿
ClO 1 mol Ba(¿ ¿ 4)2 Ba2+¿ 1 mol ¿ ¿
L
3,35 x 10 Ba
ClO =
L
ClO
= 3.17
Ba2+¿ L ¿
? mol ClO 4
=
−4
p Ba
−¿
−4
¿
p H =−log [ 6.75 x 10 ]
? mol
=
−¿
X
+¿
X
1 mol HCl O4 ¿
¿
H 1 mol 1 mol HCl O 4 ¿
pH
1 mol ClO 4
6,7 x 10−4 mol de ClO 4
L
=1,35 x 10−3 mol de ClO 4 ¿ ¿ −3
pClO 4=−log [1,35 x 10 ] pClO 4
= 2.87
Ejercicio 4.20 El suero sanguíneo humano contiene en promedio 18 mg de K+ y 365 mg de Cl- en 100 mL. Calcúlese:
La concentración molar para cada una de estas especies; considere que la densidad del suero es 1.00 g/mL. Inicialmente debemos convertir la cantidad de K+ y Cl- a gramos así:
1000 mg de K +¿ 1 g de K + ¿¿ ¿
g de K+ = 18 mg de K+ x
El pK y el pCl se calculan mediante el logaritmo negativo de las concentraciones molares de los iones K+ y Cl-. Asi: pK = - log [K+] = - log [0,0046] = 2,337 pCl = - log [Cl-] = - log [0,1029] = 0,987 Ejercicio 4.25 Describa la preparación de: 500 mL de etanol (C2H5OH, 46.1 g/mol) en solución acuosa al 4.75% (p/v) Primero hallamos la molaridad de la solución partiendo de su fracción de concentración
4.75 g de C 2 H 5 OH ∗1000 mL 100 mL ∗1mol C 2 H 5 OH 1.03 mol 1L = 46.1 g C 2 H 5 OH
= 0,018 g de K+ g de Cl- = 365 mg de Cl- x
1000 mgde Cl−¿ 1 g de Cl− ¿¿ ¿
= 0,365 g de Cl-
A continuación se convierten estas cantidades a moles mediante sus respectivos pesos moleculares. Asi:
mol de K+ = 0,018 g de K+ x
39,1 g de K + ¿ 1 mol de K + ¿¿ ¿
+
= 0,00046 mol de K mol de Cl- = 0,365 g de Cl- x
35,45 g de Cl−¿ 1mol de Cl− ¿¿ ¿
g
[Cl-] =
1g 1 mL
¿ L de solucion ¿
0,00046 mol de K + ¿ 0,1 L ¿
= 100 g
=
=0,0046 M
¿ mol de Cl− L de solucion ¿
0,01029 mol de Cl− ¿ 0,1 L ¿
1.03 mol C 2 H 5 OH ∗0.5 L=0.515 mol C 2 H 5 OH L
Ahora el resultado anterior lo multiplicamos por el peso molecular del etanol y obtenemos que:
= 0,01029 mol de Cl-
Peso de la solución = 100 ml x
[K+] =
¿ moles=
0.515 mol C 2 H 5
Debido a que la densidad del suero es 1.00 g/mL podemos deducir que el volumen de la solución que equivale a 100 mL es igual al peso de la misma que es 100 g. Asi:
mol de K +
Luego despejamos #moles de la formula M=#moles /L y nos queda que #moles=M*L Teniendo en cuenta que 500 mL es igual 0.5 L, reemplazamos en la formula
OH∗46.1 g 1 mol C2 H 5 OH
=23.74
C2 H 5 OH
R/ se debe disolver 23.74 g
C2 H 5 OH
en
agua y diluir hasta completar 500mL de solución. 500g de una solución acuosa de etanol (C2H5OH, 46.1 g/mol) al 4.75% (p/p) Primero hallamos la molaridad de la solución partiendo de su fracción de concentración
4.75 g de C 2 H 5 OH ∗1 g 100 g ∗1000 mL 1 mL ∗1 mol C2 H 5 OH 1.03 1L = 46.1 g C 2 H 5 OH
¿ 1.03 M =
=0,1029 M
Luego despejamos #moles de la formula M=#moles /L y nos queda que #moles=M*L
Teniendo en cuenta que 500 mL es igual 0.5 L,
reemplazamos en la formula Quimica Analítica 1.03 mol C 2 H 5 OH Ingeniería Quimica ¿ moles= ∗0.5 L=0.515 mol C 2 H 5 OH
L
pK y pCl del suero humano.
Ahora el resultado anterior lo multiplicamos por el peso molecular del etanol y obtenemos que:
0.515 mol C 2 H 5 g
OH∗46.1 g 1 mol C2 H 5 OH
=23.74
Hallamos el número de moles que se necesitan para la preparación de la solución a partir de la concentración molar. M
C2 H 5 OH
¿
R/ se debe mezclar 23.7 g
C2 H 5 OH
con
476.3 g de agua para producir 500g de solución.
¿ moles 0,075 moles → ¿ moles=ML →¿ moles AgNO 3= L Lde sl
Ahora hallamos la cantidad en gramos de AgNO3 requerida con el peso molecular.
g AgNO 3=0,0375 moles AgNO 3 x
500mL de una solución acuosa de etanol (C2H5OH, 46.1 g/mol) al 4.75% (v/v) Primero hallamos la molaridad de la solución partiendo de su fracción de concentración
169,9 g AgNO 3 =6,371 1mol AgNO 3
PREPARACIÓN: Disolver 6,37 g de AgNO 3 4.75 mL de C 2 H 5 OH y llevar hasta 500mL o 0,5L. ∗1 g 1L de HCl 0,285M, utilizando una disolución 6M 100 mL ∗1000 mL del reactivo. 1 mL el número de moles que se necesitan ∗1 mol C 2 HHallamos 5 OH para la preparación a partir de la 1.03 moldeC2laHsolución 1L 5 OH concentración = molar. =1.03 M 46.1 g C 2 H 5 OH L M ¿ moles 0,285 mol HCl ¿ → ¿ moles=ML →¿ moles HCl= x Luego despejamos #moles de la formula L L de sln M=#moles /L y nos queda que #moles=M*L Teniendo en cuenta que 500 mL es igual 0.5 L, reemplazamos en la formula
Ahora hallamos los litros de solución 6M requerida para obtener la cantidad de moles necesarios de HCl.
1.03 mol C 2 H 5 OH ∗0.5 L=0.515 mol C 2 H 5 OH ¿ moles 0,285 moles HCl L ¿ moles=ML → L= → L sln= =0, M 6 moles Ahora el resultado anterior lo multiplicamos por el HCl peso molecular del etanol y obtenemos que: Lsln OH∗46.1 g 0.515 mol C 2 H 5 PREPARACIÓN: Diluir 0,0475L de la solución 1 mol C2 H 5 OH = concentrada hasta completar 1L. ¿ moles=
23.74 g
C2 H 5 OH
Quimica Analítica 400mL de una disolución que es 0,0810M en K partir de K Fe(CN) solido. Ingeniería Quimica Masa molecular de K Fe(CN) = 329,3 g/mol
Y como un gramo es equivalente a un mililitro queda 23.74 mL
C2 H 5 OH
3
3
R/ se debe disolver 23.7mL
C2 H 5 OH
6
Convertimos los 400mL a litros.
en
agua y diluir hasta completar 500mL de solución.
x
+
,a
6
1 L de sln 1000 mL de sln
400 ml de sln
= 0,4L de sln
Hallamos el número de moles que se necesitan para la preparación de la solución a partir de la concentración molar. M
Quimica Analítica ¿ moles 0,0810 moles ¿ → ¿ moles=ML →¿ moles K + ¿ K+ Ingeniería Quimica L L de sln Ejercicio 4.29 Describa la preparación de: 500mL de AgNO3 a partir del reactivo sólido 0,075 M. Masa molecular de AgNO3= 169,9 g/mol Convertimos los 500 mL a litros: 500 ml de sln x de sln
1 L de sln 1000 mL de sln
= 0,5L
Calculamos los gramos de K3Fe(CN)6 que proporcionaran la cantidad de moles de K+ necesarios para preparar la solución.
329,3 g K 3 Fe (CN )6 =3,55644 g K 3 Fe(CN 1 mol K 3 Fe(CN )6 1 mol K 3 F e (CN ¿ moles K 3 Fe(CN )6=0,0324 molesK + x ¿ 3 molesK +¿ x
PREPARACIÓN: Disolver 3,55644 g de K3Fe(CN)6 y llevar hasta un volumen de 400mL o 0,4L. 600mL de solución acuosa de
Ba Cl 2
(p/v) a partir de una disolución de
al 3%
Ba Cl 2
0,4M. Primero se calcula la concentración molar de la solución acuosa que queremos preparar: Sabemos que por casa 100ml de solución hay 3g de soluto:
p 3g =3 = v 100 mL
El peso molecular del
Ba Cl 2
0,0864 moles B a
es:
1 mol Ba Cl2∗35,5 g g ¿ =208,3 Ba Cl2 1 mol Cl mol 1 mol Ba ∗137,3 g 1 mol BaCl 2 g 2 mol Cl BaCl 2= + ¿ mol 1 mol Ba
Cl2∗L solucion concentrada =0,216 L solu 0,4 moles Ba Cl2
Podemos concluir, que se necesitan diluir 216mL de la solución concentrada (0,4M) hasta obtener 600mL de solución. 2.00L de
HClO 4
0,120M a partir del
HClO 4
reactivo comercial
al 71.0 % (p/p)
densidad relativa 1.6. Primero se calcula la concentración molar del reactivo comercial: Sabes que por 100g de la solución hay 71 gramos del reactivo comercial:
p 71 g =71 = p 100 g
El peso molar de
HClO 4
esta dado por:
1mol HCl O4∗16 g g ¿ =100,5 HCl O 4 1 mol O mol 1 mol HClO 4∗35,5 g Entonces la concentración molar es: 4 mol O molesBaCl ¿ 2 208,3 g Ba Cl2 =0,144 + ¿ =0,144 M (diluida)1 mol Cl L solucion ¿ 1 mol H 3 g BaCl 2 ∗1 g ∗1000 mL de solucion 1 mol HCl O4 g 1 mol Cl 100 mL de solucion HCl O4 = Ba Cl2 + ∗1mol ¿ mol 1 mol H moles Lde solucion Ba Cl2= ¿ L
Entonces la concentración molar es: Quimica Analítica Observación 1: la densidad relativa es Vconcetrado∗Cconcentrado=Vdiludio∗Cdiluido adimensional, como la densidad del agua es Ingeniería Quimica 1g/mL o bien 1Kg/L, se pude utilizar la densidad y
Este ejercicio se basa en esta relación:
Donde el número de moles de soluto en la disolución diluida es igual al de moles en el reactivo concentrado. Teniendo en cuenta lo anterior se multiplica la cantidad de solución que se quiere obtener por la concentración diluida para obtener el número de moles así:
la densidad relativa indistintamente: Observación 2: la densidad relativa es la de toda la solución, el porcentaje de concentración pesos a peso, es el que me permite obtener la cantidad de soluto
HClO 4
que hay en la cantidad de
solución dada.
(diluida)∗0,144 moles BaCl 2 molesHClO 4 600∗10 L de solucion =0,0864 moles 100,5 g HCl O4BaCl =11,32 =11,3 M (concentra L de solucion (diluida) L solucion ¿ 1,6∗103 g solucion Como, según dice la relación, el número de moles ∗71 g de HCl O4 en igual en ambas soluciones, concentrada y L de solucion diluidas, con el número de moles obtenidos ∗1 mol podemos hallar el volumen de la solución moles 100 g solucion HCl O4 = concentrada que necesitamos para obtener ¿ L 600mL de la solución deseada. −3
Este ejercicio se basa en esta relación:
Vconcetrado∗Cconcentrado=Vdiludio∗Cdiluido
Entonces la concentración molar de
Donde el número de moles de soluto en la disolución diluida es igual al de moles en el reactivo concentrado. Teniendo en cuenta lo anterior se multiplica la cantidad de solución que se quiere obtener por la concentración diluida para obtener el número de moles así:
+¿ Na¿
es:
Observación 1: la concentración ppm es utilizada para soluciones muy diluidas por lo que se supone una densidad de 1mg/L. Observación 2: como la concentración es ppm se espere que la concentración molar sea una cantidad muy pequeña
+¿ (diluida)∗0,120 moles HCl O 4 +¿ =0,24 moles HCl O4 Na L de solucion(diluida) moles =2,6∗10−3 M (diluido) L solucion Como, según dice la relación, el número de moles Na+¿ −3 en igual en ambas soluciones, concentrada y 1 mol ¿ =2,6∗10 ¿ diluidas, con el número de moles obtenidos 23 g Na podemos hallar el volumen de la solución 100 mg Na+¿∗¿ concentrada que necesitamos para obtener la solución 2.00L de la solución deseada. Na +¿ 1 g O ∗L solucion concentrada ¿ +¿ 0,24 moles HCl 4 =0,021 L solucion concentrada Na 11, 3 moles HCl O4 60 mg ∗¿ L de solucion Concluimos que se debe diluir 21mL de la +¿=¿ HClO 4 (11,3 M) moles ¿ solución concentrada de Na L hasta un volumen de 2.00L de solución. +¿ Ahora se calcula la cantidad de moles que hay en 9.00L de una solución de 60 ppm en Na ¿ a una solución de 900L de solución. +¿ −3 Na SO solucion∗2,6∗10 moles HCl O4 2 4 partir de solido: 900 L de =0,0234 moles N L de solucion Primero se calculó la concentración molar de +¿ +¿¿ Na ¿ : Utilizando la relación de moles de Na que se +¿¿ Na 2 SO 4 se El peso molecular de Na es: 23g/mol encuentran en una mol de 2 L de solucion
calcula los gramos del soluto solido que se necesitan
+¿ 1 mol Na 2 SO 4 =1,6614 g Na SO 2 4 Quimica Analítica Na 2 SO4 esta ¿ El peso molecular del dado +¿∗1 mol Na 2 SO 4 142 g Na 2 SO 4 Ingeniería Quimica + por: ¿ ¿ 2 mol Na 1mol Na2 SO 4∗16 g ¿ 0,0234 moles Na g ¿ =142 Na 2 SO 4 1mol O mol Podemos concluir que se requieren disolver 1mol Na 2 SO4∗32 g Na 2 SO 4 solido hasta obtener 1,6614 g de 4 mol O ¿ + ¿ 9.00L de la solución deseada. 1 mol S 2 mol Na ∗23 g 1 mol Na2 SO 4 g 1 mol S Na2 SO 4 = + ¿ mol 1 mol Na Quimica Analítica
Ingeniería Quimica
Ejercicio 4-36
¿Qué masa de MgNH4PO4 precipitara cuando se traten 200 mL de una solución de MgCl3 al 1.000% (p/v) con 40 mL de Na3PO4 0,1753 M y un exceso de NH4+? ¿Cuál es la molaridad del reactivo en exceso (Na3PO4 0 MgCl2) después de la precipitación completa? Reactivos:
p Mg Cl 2 → Concentracion:1 ; 200 ml sln v
0,007 mol Na
PO 4∗1 mol Mg NH 4 PO 4 1 mol Na PO 4
137,3 g Mg NH 4 PO 4 1mol Mg NH 4 PO 4
*
Mg NH 4 PO 4
Na PO 4 →Concentracion :0,1753 M ; 40 ml
Cuando se agota el
NH 4 → Exceso
= 0,96 g
Na PO 4
Mg NH 4 PO 4
Reacción:
termina y el
A partir de los datos suministrados podemos calcular el número de moles de los reactivos, luego calcular las moles del precipitado y posteriormente su masa.
Ahora el reactivo en exceso es
NH 4 + Mg Cl 2+ Na PO4 → Mg NH 4 PO 4 +Cl 2 +3 Na es en su totalidad precipitado.
Del reactivo
Mg Cl 2
concentración en
reacciono de
, con este dato
podemos calcular la molaridad de
Mg Cl 2
p 2 g Mg Cl 2 = v 200 ml sln
*
1 Mol Mg Cl 2 95,2 g Mg Cl 2
y
Na PO 4
, que
Mg Cl 2=0,021 moles totales−0,007 moles que se consumier Moles no reaccionaron
Mg Cl 2=0,014
Posteriormente, calculamos la concentración del
Mg Cl 2
mol Mg Cl 2 ∗0,2 L sln=0,021 mol Mg Cl 2 L sln Na PO 4
, para
fueron 0,007 moles, entonces las moles que no reaccionaron fueron: Moles no reaccionaron
n=M∗L
Del reactivo
Mg Cl 2
es igual al numero de
*
1000 ml =0,105 M 1l
n=0,105
Mg Cl 2
moles del reactivo limite
luego el número de moles, así:
1
que se produce,
calcular su concentración, primero debemos saber cuantas moles no reaccionaron, como la relación molar es de 1:1 el número de moles que
nos dieron su
%p / v
la reacción
nos dieron su
asi:
M=
n L
M=
0,014 moles Mg Cl 2 0,24 L
= 0,058 M
Mg Cl 2
concentración Molar, con este dato podemos calcular el número de moles, así:
n=M∗L
n=0,105
mol Na PO 4 el número de moles de la especie ∗0,04 L sln=0,007 mol Na4.7. POCalcule 4 en: indiada L sln
Teniendo el número de moles de los reactivos podemos saber cuál es el reactivo límite, es decir el reactivo que se encuentra en menor cantidad y limita la reacción, en este caso es
Na PO 4
partir de este podremos calcular la masa del precipitado, así:
,a
4.96 g de B2O3 R/
4.96 g de B2 O3 ×
1 mol B 2 O3 =0.07 moles B2 O3 70 g B2 O3
333 mg de Na2B4O7 x 10H2O
Quimica Analítica Ingeniería Quimica
R/
1 g Sn Cl2 75.95 =0.075 1 g Na2 B 4 O7 x 10 H 2 Omg SnCl 1 mol O g SnCl 2 −4 2 × Na 2 B 4 O 7 x 10 H 1000 mg Sn Cl 2 2 =8 .74 ×10 333 mg de Na2 B 4 O7 x 10 H 2 O× × mol Na 1000 mg Na 2 B4 O7 x 10 H 2 O 380 g Na2 B 4 O7 x 10 H 2 O 21.7 ml de 0.0125 M de KBrO3 R/
8,75 g de Mn3O4 R/
moles de soluto 0.0125= 1 mol de Mn 3 O4 0.0217 8,75 g Mn 3 O 4 × =0.0 303 mol de Mn 3 O 4 288.816 g Mn3 O4 ( 0.0125 ) ( 0.0217 )=2 ×10−4 moles de soluto
167.2 mg de CaC2O4 R/
167 g KBr O 3 2× 10−4 moles de soluto × =0.0334 g KBr O3 1 g de CaC 2 O 4 1 mol de Ca C2 O4 1 mol de soluto 167.2mg de Ca C2 O4 × × =0.001 mol de CaC 2 O4 1000 mgde CaC 2 O4 128 g de Ca C 2 O4
4.14. Cuál es la masa en gramos de soluto en: 450 ml de H2O2 0.164 M R/
4.21. Se prepara una solución mediante la disolución de 5.76 g de
KCl • MgCl 2 •6 H 2 O
(277.85 g/mol) en
agua suficiente para obtener 2 L. Calcule:
moles soluto M= Litrosde solucion
La concentración molar analítica de
KCl • MgCl 2
moles soluto 0.164= 0.45 L
en esta solución
1 mol KCl • MgCl 2 • 6 H 2 O 5.76 g KCl • MgCl 2 •6 H 2 O × 277.885 g KCl • MgCl 2 •6 H 2 O moles de H 2 O2 0.164 ( 0.45 L )=0.0738moles de H 2 O2 L 1 mol KCl • MgCl 2 34 g H 2 O2 0.2073 mol KCl • MgCl •6 H O× 2 2 0.0738 moles de H2 O2 × 1 mol KCl • MgCl 2 • 6 H 2 O 1 mol de H 2 O2 = 2.5 g H2O2
La concentración molar de Mg2+
27 ml de ácido benzoico 8.75 x10-4 M R/
M Mg :0.0137 M Mg+2 +2
moles de soluto 8.75 ×10 = 0.027 L −4
La concentración molar de Cl-
moles deacidobenzoico −¿ ( 0.027 L )=2×10−5 moles acidobenzoico −¿ Cl L 3 mol =0.0311 M Cl ¿ 1 mol KCl • MgCl 2 122 g de acid o benzoico 0.01037 mol KCl• MgCl 2× 10−5 moles acido benzoico× =0.0024 g acidobenzoico 2 ׿ 1 mol de acido benzoico 1L
(8.75 ×10
−4
3.5 L de una solución con 21.7 ppm de SnCl 2 R/
21.7 ppm=
mg de soluto 3.5 L
( 21.7 ) ( 3.5 )=75.95 mg de soluto
)
El porcentaje peso/volumen de
KCl • MgCl 2 •6 H 2 O
0.288 %
p v
Las milimoles de Cl- en 25 mL de esta disolución −¿
−¿
CH
3
PO = 4
3 86 g H 3 P O4 1m 1.71×10 g de reactivo × × 1 L reactivo 100 g de reactivo 97.99
Cl =0.777 mmol Cl ¿ KCl• MgCl2 n H 3 P O4 necesarios=? 0.01037 mol KCl • MgCl#2 1 L sln 25 ml sln × × ×¿ 1000 ml sln 1 L sln 6 mol H 3 P O4 1 L sln n H P O =750 ml sln × × =4.5 mol H 1000 ml sln 1 L sln 3 mol
3
Las partes por millón de K+
4
Para obtener V reactivo concentrado
+¿
K 1 L sln 1 mol K +¿ =¿ K +¿ 39.0983 g ¿ K +¿ 1 mol ׿ 1 mol KCl • MgCl 2 0.0137 mol KCl• MgCl2 ׿ L sln 0.405449 g
1 g K +¿ =405,44 ppm K +¿ 1000mg ¿ K +¿ 0.405449 g ׿ 1 L sln ¿ El pMg de la solución
2+ ¿=1.984 ¿ pMg=−log [ Mg ] =−log [ 0.01037 M ] M g El pCl de la solución
−¿¿ Cl ¿ −¿=1.507 −¿=−log ¿ pC l ¿
V =4.5 mol H 3 P O4 ×
R: Se diluyen 300 mL de reactivo concentrado hasta obtener un volumen de 750 mL. 4.31. ¿Cuál es la masa de La(IO3)3 (663.6 g/mol) sólido que se forma cuando se mezclan 50 mL de La3+ 0.25 M con 75 mL
−¿¿ IO3
0.302 M?
La mezcla de estas dos disoluciones conduce a uno (y solo uno) de tres posibles sucesos, así: Que quede un exceso de
La
+3
la reacción Que permanezca un exceso de
cuando acabe
−¿¿ IO3
cuando
acabe la reacción O que no quede ningún remanente de ninguno de los dos reactivos (es decir que el número de moles de
La+3
es exactamente igual al triple
del numero de moles de
−¿¿ IO3
Primero se debe establecer cuál de estas situaciones es aplicable, mediante el cálculo de las cantidades de reactivos disponibles al comienzo. Las cantidades iniciales son:
+3
4.27. Describa la preparación de 750 mL de H3PO4 6.00 M a partir del reactivo comercial, que es H3PO4 (p/p) al 86% con densidad relativa de 1.71.
1 L de reactivo =0.29986 L ≋ 300 15.007 mol H 3 P O4
+3
moles La =50 ml La ×
1 L La+3 0.25 mol La+3 × =0.0 1000 ml La+3 1 L La+3
−¿ 1 L IO−¿ =0.02265 mol IO¿3 3 IO−¿ 0.302 mol ¿3 1000 ml IO−¿ 3 ׿ IO−¿ 1 L ¿3 −¿ ׿ ¿ −¿=75 ml IO3 ¿ moles IO 3
N A =¿
donde:
n
número de Avogadro
= numero de átomos por celda unitaria de
retículo cristalino de silicio
M Si
= masa molar del silicio
r=¿
m=¿ a=¿
IO3
Cada ion La reacciona con 3 iones
por lo
radio de la esfera de silicio masa de la esfera parámetro del retículo cristalino =
d (220) √ 22 +22 +02
que se necesitan
−¿ 3 ×0.0125=0.0375 mol IO¿3
reaccionen con el
La+3
suficiente la cantidad de
para que
, puesto que no es
−¿¿ IO3
prevalece la
situación a) y la cantidad producida de
La ( I O3 )3 −¿¿ IO3
esta limitada por la cantidad de
disponible. Asi:
3 mol IO−¿ 3 ×
663.6 g La ( I O3 )3
=5.01018 g La ( I O3 )3 1 mol La ( I O3 )3 1 mol La ( I O3 )3 −¿× ¿ masa La ( I O3 ) 3=0.02265 mol IO¿3
4.39. PROBLEMA DE ALTO GRADO DE COMPLEJIDAD. Según Kenny y colaboradores el numero de Avogadro
NA
puede calcularse a partir de la
ecuación siguiente con mediciones de una esfera de cristal de silicio ultrapuro
3 3 4 /¿ π r ¿ n M Si ¿ N A=¿
Derive la ecuación del número de Avogadro Calcule, basándose en los datos de Kenny y colaboradores, que se muestran en la tabla siguiente, la densidad del silicio y su incertidumbre. Densidad del silicio:
ρ=
m V
-La esfera de silicio tiene un radio de 0.046817226
m
V= V=
4πr 3
3
24. Una disolución al 12,5% (p/p) de
(129.61 g/mol) tiene una densidad de 1,149 g/ml. Calcule:
4π ( 0.046817226 m)3 =4.298388262× 10−4 mLa3 concentración molar de NiCl2 3 disolución
-Puesto que la masa de la esfera es 1.001132893 kg
ρ=
NiCl2
1.001132893 kg kg =2329.089026 3 −4 3 4.298388262 ×10 m m
Calcule el número de Avogadro
La concentración molar del disolución La masa en gramos de
−¿ C l¿
NiCl2
en esta
en la
contenida en
cada litro de esta solución 30. Describa la preparación de: 5L de
KMnO 4 0,05 M apartir del reactivo solido . 19200858× 10 3 19 (1.001132893 kg)(¿¿−15 m) =1.36278 4L ×10 O4 0.250M a partir de una de HCl −4 3 (7.99999992)(0.028085521 Kg)( 4.298388262× 10 m ) disolución 8.00M del reactivo N A= ¿ −¿¿ 400mL de una solución que es 0,0250M I , empezando con MgI2 PREGUNTAS 9. Calcule el número de milimoles de soluto en:
200mL de una solución acuosa de CuS
O4
−3
3.25∗1 0 M KMn O3
2.00L de
750 mL de 0.0555M KSCN 250 mL de una solución que contiene 5.41 ppm de CuS
O4
3.50L de 0.333 M KCl 12. Cuál es la masa en gramos: 7.1 mol de Kbr 20.1mmol de PbO 3.76 mol de MgS
9.6 mmol de
O4
SO ¿ ¿ N H 4 ¿2 ¿ Fe ¿
18. Convierte las funciones p siguientes en concentraciones molares: pH=9.67 pOH=0,135 pBr=0.034 pCa=12,35 pLi= -0,221
pN O 3
=7.77
pMn=0.0025 pCl=1.020
1% (p/v), a partir de una disolución de CuS
al
O4
0.365M 1,50L de NaOH 0.215M a partir del reactivo comercial NaOH al 50%(p/p) con densidad relativa de 1.525 1.50L de una solución que es 12,0ppm en
+¿ a partir de k 4 Fe(CN )6 k¿ 38. Se mezclan exactamente 750mL de una
disolución que contiene 480.4 ppm de
NO ¿ Ba ¿ ¿
con 200mL de una disolución que es 0,03090M en
S O4 ¿3 A l2 ¿
:
¿Cuál es la masa de
BaS O 4
?
¿Cuál es la molaridad del reactivo que no
SO ¿ NO ¿ ¿ ¿ Al 2 ¿
reacciono [
−3
0.333
mol −3 ∗2,0 L=6.5 x 10 mol L
Ya sabiendo esto realizamos el factor de conversión de mol a milimoles:
−3 mol∗1000 mmol 6.5 x 10 =6.5 mmol KMnO 4 1mol
En este caso nos encontramos con un volumen arrojado en mL lo que nos obliga a aplicar un cambio da unidades L mL.
750
mL∗1 L =0.75 L 1000 mL
Entonces así, podremos saber cuántos moles de KSCN hay en estos litros de solución a partir de la molaridad:
0.0555
mg∗1mmol CuS O 4 =8.48 x 10−3 mmol CuSO 4 159.5 mg
Este punto se realizara de la misma forma que el primero, mediante la molaridad hallaremos la cantidad de moles de KCl en la solución, y luego se realizara la conversión a milimoles:
]
RESPUESTAS 9. Sabemos que 3.25x10-3M nos indica que hay 3.25x10-3 moles por cada litro de solución, entonces a partir de esta información se procede a calcular el número de moles encontrados en 2L de solución:
3,25 x 10
1.3525
mol KCl ∗3.50 L=1.16 .5 mol KCl L
1.1655 mol
KCl∗1000 mmol KCl =1165.5 mmol KCl 1 mol KCl
12. Para realizar el cálculo de la masa en gramos de cada uno de estos compuestos se utilizara el peso molecular de cada una de las especies ya que este nos proporciona la cantidad de masa en gramos por cada mol, aun así aplicando los factores de conversión necesarios: Peso Molecular KBr=118.99g/mol KBr
7.1 mol
KBr∗110.99 g KBr =844.82 g KBr 1mol KBr
Peso Molecular PbO=223.2g/mol PbO
20.1 mmol
PbO∗1mol PbO =0.0201 mol PbO 1000 mmol PbO
0.0201 mol
PbO∗223.2 g PbO =4.48 g PbO 1 mol PbO
Peso Molecular MgSO4=120.36g/mol MgSO4
mol KSCN O ∗120.36 g MgS O4 ∗0.75 L=0.041625 mol KSCN 3.76 mol MgS 4 =452.55 g MgS O 4 L 1 mol MgS O 4
Y aplicamos el factor de conversión a milimoles.
0.041625 mol
KSCN∗1000 mmolKSCN Molecular =41.625Peso mmol KSCNFe(NH ) (SO ) *6H O= 391.85g/mol Fe(NH ) (SO ) *6H O 1 molKSCN 4 7
4 7
Sabemos que 5.41ppm nos indica que en un litro de solución hay 5.41mg de CuS
O4
2
2
9.6 mmol Fe(N H 4 )7 (S O 4)2∗6 H 2
entonces
procedemos a calcular cuántos mg se encuentran en 250mL, pero primero se aplicara el factor de conversión:
mL∗1 L 250 =0.25 L 1000 mL 5.41
4 2
4 2
mg ∗0.25 L=1.3525 mg L
Y a partir de este dato hallamos los milimoles aplicando los respectivos factores de conversión:
O∗1 mol Fe ( N H 4 )7 ( S O 1000 mmol Fe ( N H 4 )7 ( S
9.6 x 10−3 mol Fe(N H 4 )7 (S O4 )2∗6 H 2
O∗391.85 g Fe ( N H
18. Para convertir una función P en concentraciones molares se procede a despejar la concertación molar de la formula otorgada por el libro de una función P:
p [ X ] =−log [ X ] → [ X ] =10−p [ X ]
[ H ] =10−9.67 → [ H ] =2.13 x 10−10 M
1 mol Fe ( N H 4 )7 (
[ OH ] =10
−0.135
Mediante la concentración molar hallamos la cantidad de moles hallados en un litro
→ [ OH ] =0.732 M
1.108
[ Br ] =10−0.034 → [ Br ] =0.924 M
mol∋Cl 2 ∗1 L=1.108 mol∋Cl2 L
Y utilizando el peso molecular del −12.35
[ Ca ] =10
−13
→ [ Ca ] =4.46 x 10
M
[ Li ] =10−(−0.22) → [ Li ] =1.66 M
[ N O3 ]=10−7.77 → [ N O3 ]=1.7 x 10−8 M [ Mn ] =10−0.0025 → [ Mn ] =0.99 M [ Cl ] =10−1.020 → [ Cl ] =0.096 M 24. Este porcentaje peso a peso nos indica que por cada 100g de solución hay 12.5g NiCl2 pero sabiendo que la densidad es 1.149g/mL y aplicando los correctos factores de conversión encontraremos los gramos de soluto contenidos en un litro de la solución:
1.108 mol∋
¿ Cl2
:
Cl 2∗129.59 g∋Cl2 =143.8449 gNi Cl 2 mol∋Cl 2
30. Para realizar la preparación de la disolución a partir de un reactivo solido se necesita saber los gramos a utilizar de este, ya que tenemos la concentración de esta, se puede hallar a partir de esta, calculando primero los moles contenidos en los litros descritos:
0.05
mol KMn O 4 ∗5 L=0.25 mol KMnO 4 L sln
De ahí buscar cual es la masa de estos mediante el peso molecular:
0.25 mol KMn
O4∗158 g KMn O4 =39.5 g KMn O4 mol KMn O4
Para poder preparar esta solución se agrega 39.5g de
KMnO 4
y se afora hasta 5L con agua.
Procedemos a calcular los moles de HClO 4
g sln necesario para los 4L de solución: ∗1000 mL 12.5 g∋Cl2 g∋Cl L∗0.25 mol HClO4 mL sln ∗1.149 =143.625 4 2 =1mol HCl O4 100 g sln 1L L 1L
Teniendo este dato lo único que nos falta es saber cuántos moles serian esa cantidad de gramos en
¿ Cl2
esto lo hallamos con el peso molecular:
Y mediante la molaridad de la disolución primaria hallaremos los litros necesarios de este:
1 mol HCl
O4∗1 L HClO 4 =0.125 L HCl O4 8 mol HCl O4
g∋Cl 2 Se agregan 0.125L de la solución concentrada y ∗1 mol∋Cl2 mol∋Cl2 se diluye hasta 4 L. con agua. L El objetivo 143.625 =1.108 =1.108 M es hallar la masa necesaria de MgI 129.61 g∋Cl 2 L para preparar la solución, para necesitamos 2
Para saber la concentración de Cl en la disolución partimos de la concentración molar hallada anteriormente y mediante la fórmula molecular
¿ Cl2
sabemos que hay 2 moles de Cl por
cada mol de
¿ Cl2
encontrar primero la cantidad de moles necesarias para preparar los 400mL de disolución, claro sin olvidar realizar los factores de conversión necesarios: Es bastante factible convertir los mL a L:
400
mL∗1 L =0.4 L 1000 mL
0.4
L∗0.025 mol I =0.01 mol I 1L
.
mol∋Cl 2 ∗2 mol Cl L 1.108 =2.216 mol Cl 1 mol∋Cl2
Mediante la fórmula molecular sabemos que por cada mol de MgI2 hay 2 moles de I, y en ese momento podremos aplicar el peso molecular:
I∗1 mol Mg I 2 K∗1 molK ∗1 mol k 4 Fe ( CN )6 ∗278.113 g Mg I 2 39,1 g K 2 mol I ∗368.35 g k 4 Fe ( CN 0.01 mol =1.39 g Mg I 2 4 mol K 1 mol Mg I 2 0.018 g mol k 4 Fe (CN )6 Mg I 2 Se agregan 1,39 g y se afora hasta Se agregan 0.0424g de
400ml con agua. Para hallar el volumen necesario de la solución primera se procede a: Primero encontrando los moles contenidos en la solución:
0.0424 g k 4 Fe ( CN )6 y se afora hasta1,5 L con agua 38.
mL∗1 g CuS O4 N O3 ¿3 ∗1 mol CuS O4 100 mL S O4O ¿34→ 3 BaS O4 + 2 Al ¿ 200 =0.01254 mol CuS 159.5 g CuS O4 NO ¿ +Al ¿ 3 2
Luego calcular el volumen mediante la molaridad otorgada por el ejercicio:
0.01254 mol CuS
2
3 Ba ¿
O4∗1 LCu SO 4 =0,0344 L CuPara SO 4poder hallar la masa de BaS O 4 0,365 molCu SO 4
Se agregan 34,4 ml de la solución de
Cu SO 4
necesitamos encontrar el reactivo límite de la reacción:
N O3 ¿2 ¿ N O 3 ¿2 Se Busca la concentración molar: ¿ g reactivo ∗1 mol NaOH O3 ¿2 50 g NaOH L sln molNNaOH 3 ∗1,525∗10 =19.11199,32 g Ba ¿ 100 g reactivo 39,9 g NaOH L sln mol Ba ¿ Se calcula la cantidad de moles de NaOH mg contenidos: ∗1 g ml∗L L mol NaOH 750 ∗480,4 ∗¿ 1,5 L∗0,215 =0.322 mol NaOH 1000 mL 1000 mg L 0.365M y se afora hasta 200ml con agua.
Por último se calcula el volumen con los dos datos obtenidos:
0.322 mol
NaOH∗L sln =0.016 L 19.11 mol NaOH
Se agregan 0,016L de la solución de NaOH al 19.11M y se afora hasta 1,5L con agua Se realiza la conversión de mg g
mg K ∗1 gK L 1.5 L∗12 =0.018 g K 1000 mg K
Y con este dato se logra encontrar la masa necesaria para realizar la solución esto se logra gracias al estudio de la formula molecular y el peso molecular de esta:
S O4 ¿3 ¿ S O4 ¿3 mol A l 2 ¿ mL∗L 200 ∗0,0390 ¿ 1000 mL Podemos ver que el reactivo límite es el
N O3 ¿2 Ba¿
asi que se utilizara para hallar los
gramos del componente:
N O 3 ¿2 ¿ 3 mol Ba¿ ¿2∗3 mol BaS O 4 N O3 ¿ 0,0018 mol Ba ¿ Por lo tanto sabemos que el reactivo en exceso es:
Ingeniería
S O4 ¿3 A l2 ¿
Y por formula molecular:
S O 4 ¿3 ¿ N O3 ¿2 ¿ S O 4 ¿3 3 mol Ba ¿ 1 mol A l 2 ¿ N O3 ¿ 2∗¿ Quimica 0,0018 mol Ba¿
Restamos esto con el resultado de moles que se arrojó anteriormente:
S O 4 ¿3 S O4 ¿3=0,0072 molA l 2 ¿ S O4 ¿3−0,0006 molA l 2 ¿ 0,0078 mol A l 2 ¿ Y calculamos la Molaridad así:
S O4 ¿3 ¿ S O4 ¿3 ¿ 0,0072 molA l 2 ¿ 0,0072 molA l 2 ¿ ¿
57 mg P2
O5∗1 g P2 O 5 =0,057 g P2 O5 1000 mg P2 O5
Un mol de P2O5 tiene 141,94 g de P2O5. Un milimol contiene 0,14194 g de P2O5.
83,97
g 1 mol g NaHC O3∗ =0,08397 NaHC mol 1000 mmol mmol
(
(
de este es:
P2 O 5
en 57 mg
0,40
b) 12,92 g de CO2 C = 12,01 g/mol * 1 = 12,01 g/mol O = 16 g/mol * 2 = 32 g/mol CO2 = 44,01 g/mol Un mol de CO2 tiene 44,01 g CO2, entonces 1 mmol CO2 = 0,044 g CO2 Usando factor de conversión tenemos:
12,92 g CO2∗1mmol =293,64 mmolCO 2 0,044 g CO 2
El número de milimoles de de este es:
293,64
(c) 40 g de
NaHCO3
Na=22,99 H=1
CO2
40 g
de este es:
C=12,01
g g ∗1=12,01 mol mol
O=15,99
g g ∗3=47,97 mol mol
Peso molecular del
g NaHC O3=83,97 mol
)
en
476,36
(d) 850 mg de MgNH4PO4
N g/mol H g/mol P g/mol O g/mol
24,312 g/mol * (1) = 24,312
=
14,006 g/mol * (1) = 14,006
=
1,0079 g/mol * (4) = 4,0316
=
30,973 g/mol * (1) = 30,973
=
15,999 g/mol * (4) = 63,996
MgNH4PO4 = 137,3186 g/mol
g ∗1 mol mol g 137,3186 =0,137 1000 mmol mmol 850 mg MgNH 4
en 12,92 g
g g ∗1=1 mol mol
Na H CO3
El número de milimoles de
0,85 g MgNH 4
g g ∗1=22,99 mol mol
1 mmol NaHCO
3 ( 40 g Na HC O3 )∗ 0,08397 g NaHCO =476,36 mmol NaH 3
O ∗1mmol P2 O5 n P2 O 5=0,057 g P2 5 =0,40 mmolMgP2 O5 = g/mol 0,14194 g P2 O5
El número de milimoles de
)
PO 4∗1 g MgNH 4 PO 4 =0,85 g MgNH 4 PO 1000mg MgNH 4 PO 4
PO 4∗1 mmol MgNH 4 PO 4 =6,20 mmol MgN 0,137 g MgNH 4 PO 4 MgNH 4 PO 4
El número de milimoles de
850 mg
de este es:
en
6,20
16. Calcule la concentración molar del ion H3O+ de una disolución que tiene un pH de: (a) 4,76 pH = 4,76
+¿ H 3 O¿ ¿ ¿ pH =−log ¿ +¿ H 3 O¿ ¿ ¿
+¿ H 3 O¿ ¿ ¿ log ¿
[ H 3 O ] =0,000017378
M
La concentración de [H3O+] es 1,74 * 10-5 M. (b) 4.58
+¿ ¿ H3O ¿ ¿ log ¿
pH = 4,58
+¿ H 3 O¿ ¿ ¿ pH=−log ¿
+¿ H 3 O¿ ¿ ¿
+¿ ¿ H 3O ¿ ¿ log ¿
[H3O+] =
+¿ H 3 O¿ ¿ ¿
2,398∗10−14 M
+¿ ¿ H3 O ¿ ¿ pH =−log ¿
+¿ H 3 O¿ ¿ ¿ pH=−log ¿
+¿ H 3 O¿ ¿ ¿ log ¿
+¿ ¿ H 3O ¿ ¿ log ¿
+¿ H 3 O¿ ¿ ¿
+¿ H 3 O¿ ¿ ¿
[H3O+] = 4,79
¿ 10−8 M
La concentración de [H3O+] es −8
4,79∗10 M .
0,30 M
(f) 5.76 La concentración de [H3O+] es (d) 13,62 pH = 13,62
.
(e) 7,32 pH = 7,32
M
La concentración de [H3O+] es 2,63*10-5 M. (c) 0.52 pH = 0,52
[H3O ] =
M
La concentración de [H3O+] es
[ H 3 O ] =2,63∗10−5
+
−14
2,398∗10
+¿ ¿ H3 O ¿ ¿ pH=−log ¿
0,30 M
.
pH =5,76 +¿ ¿ H3 O ¿ ¿ pH =−log ¿
+¿ ¿ H 3O ¿ ¿ log ¿
+¿ ¿ H3O ¿ ¿ log ¿
+¿ H 3 O¿ ¿ ¿
+¿ H 3 O¿ ¿ ¿
+¿ H 3 O¿ ¿ ¿
+¿ H 3 O¿ ¿ ¿
La concentración de [H3O+] es
1,74∗10−6 M
La concentración de [H3O+] es
pH =−0,31
+¿ H 3 O¿ ¿ ¿ pH=−log ¿
1210 mg K 3 Fe
+¿ ¿ H 3O ¿ ¿ log ¿
775
+¿ H 3 O¿ ¿ ¿ pH=−log ¿
mL∗1 L =0,775 L 1000 mL
K 3 Fe ( CN )6 1,21 g K 3 Fe
:
( CN )6∗1 mol K 3 Fe ( CN )6 =3,68∗10−3 mol K 3 F ( ) 329,2 g K 3 Fe CN 6
Calculamos la concentración molar analítica:
+¿ H 3 O¿ ¿ ¿ La concentración de [H3O+] es
( CN )6∗1 g K 3 Fe ( CN )6 =1,21 g K 3 Fe ( CN )6 1000 mg K 3 Fe ( CN )6
Encontramos el número de moles de
+¿ H 3 O¿ ¿ ¿
pH =−0,52
.
22. Se prepara una solución disolviendo 1210 mg K3Fe(CN)6 (329,2 g/mol) suficiente para obtener 775 mL. Calcule: (a) La concentración molar analítica de K3Fe(CN)6. Convertimos las unidades para facilitar la resolución del ejercicio:
(g) -0,31
(h) -0,52
3,31 M
.
M=
2,04 M
n L
3,68∗10−3 mol K 3 Fe (CN )6 M= =4,748∗10−3 M 0,775 L
.
La concentración molar analítica de K3Fe(CN)6 es 4,
−3
748∗10 M .
(b) La concentración molar de K+ Primero calculamos los gramos de K:
3−¿ 1 mol K +¿ +¿ 3−¿ K 211 g Fe ( CN )6 =3,70 ¿10−3 mol Fe (CN )¿6 39,098 g ¿ ( CN )36 −¿ K +¿ 1 mol Fe 3 mol ∗¿ ¿ 1 mol K 3 Fe ( CN )6 3−¿∗¿ ( CN )6∗1 mol K 3 Fe ( CN )6 0,78 g Fe(CN )¿6 g K ? →1,211 g K 3 Fe ∗¿ 329,2 g K 3 Fe ( CN )6 3−¿ Concentración molar de Fe(CN )¿ : +¿ 6 ¿ 0,431 g de K ¿ 3−¿ (CN )6 −3 −3 Luego, calculamos la concentración molar de K 3,70 ¿10 mol Fe =4,77 ¿ 10 M 0,775 L g 0.431 g M= → M K= =4,741∗10−3 M M =¿ P ( L) g ( m) 117,294 ∗( 0.775 L) mol 3−¿ La concentración molar de K es La concentración molar de Fe(CN )¿ es −3 6 4,741∗10 M . +
(
)
+
(c) Calcule la concentración molar de
3−¿ Fe(CN )¿6
(d) Calcular el porcentaje peso - volumen de K 3Fe (CN)6. Calculamos los gramos:
Peso atómico de
3−¿ Fe(CN )¿6
Fe = 55 g/mol C= 12 g/mol N= 14 g/mol CN= 26 g/mol x 6 = 156 g/mol 156 g/mol + 55 g/mol = 211 g/mol Peso atómico de Fe(CN)6 = 211g
Gramos de
4,77 ¿ 10−3 M .
3−¿ ¿ Fe(CN )6
en la solución:
1210 g K 3
Fe (CN )6∗0,001 g =1,21 g 1mg
Volumen de la Solución = 775 mL
P g sto = ∗100 v V sln
Reemplazando en la ecuación:
P 1,21 g = ∗100=0,16 v 775 mL
El porcentaje peso - volumen de K3Fe (CN)6 es
3−¿ 3−¿ 6
(CN ) ¿ 211 g Fe =0,78 g Fe(CN )6 329,2 g K 3 Fe ( CN )6 1,21 g K 3 Fe ( CN )6∗¿ Moles de
3−¿ ¿ Fe(CN )6
:
0,16
.
(e) Las milimoles de
+¿¿ K
en 50,0 mL de esta
disolución.
(
1210 mg K 3 Fe(CN )6∗
(
50 mL K 3 Fe (CN )6∗
1 g K 3 Fe (CN )6 =1,21 g K 3 Fe 1000 mg K 3 Fe ( CN )6
)
1,21 g K 3 Fe (CN )6 =0,078 g K 3 Fe( 775 mL K 3 Fe ( CN )6
)
+¿
K 1 mol K 3 Fe ( CN )6 ¿ ¿ +¿ 1mol K 3 Fe ( CN )6 0,078 g K 3 Fe ( CN )6∗ ∗¿ 329,2 g K 3 Fe ( CN )6 3 mol
(
)
+¿ 1 mol K +¿ K +¿ 1000mmol ¿ +¿ ¿=0,711 mmol K ¿ 7,11∗10−4 mol K ¿∗¿ ¿ Las milimoles de
disolución son
+¿¿ K
+ ¿. ¿ 0,711 mmol K
3−¿ Fe(CN )¿6
1 mol Fe ( CN )3−¿ 6 3−¿ Fe ( CN )6 211,949 g ¿ mol Fe ( CN )3−¿ 6 1 ∗¿ 1mol K 3 Fe ( CN )6 ¿ ∗1mol K 3 Fe ( CN )6 CN 6 ∗¿ 329,255 g K 3 Fe ( CN )6 1,21 g K 3 Fe ¿ 3−¿ ¿ 0,778 g Fe (CN )¿6
3−¿ ¿ Fe(CN )6
3−¿ Fe(CN )¿6
CN ¿ ¿ CN ¿ ¿ ¿6 ¿ CN ¿ ¿ ¿6 ¿ CN ¿ ¿ ¿6 ¿ 1 mol K 3 Fe ¿ 1 mol K 3 Fe ¿ 1,210 g K 3 Fe ¿
+¿¿ K ¿ K +¿ 0,011 mol =0,0142 M 0,775 L solución ¿ pK=−log [ 0,0142 ]
Si ppm = mg/L
1 g Fe(CN )3−¿ 6 =¿ Fe(CN )36 −¿ 1.000 mg ¿ 3−¿∗¿ 0,778 g Fe (CN )¿6
1003,87 ppm
(g) El pK de la solución. Datos 1,210 g de K3Fe(CN)6 V = 775 mL = 0,775 L Primero se calcula el número de moles de K+
en 50,0 mL de esta
(f) Las partes por millón de
3−¿
0,775 L Fe(CN )6 =¿ Fe (CN )3−¿ 6 778mg ¿ ¿
pK=1,847 778 mg
El pK de la solución es
(h) El p
Fe(CN )6
1,847
.
de la solución.
Primero calculamos los números de moles de
Fe(CN )6
.
El número de moles necesario de
HN O3
viene dado por:
mL∗1 L Fe ( CN )6∗1 mol K 3 Fe (CN )6 1.000 mL ∗3 mol 900 ∗1 mol Fe ( CN )6 =2,7 mol 329,2 g K 3 Fe ( CN )6 1L nmol Fe(CN )6=1,21 g K 3 1 mol K 3Por Fe último, ( CN )6 para obtener el volumen del reactivo concentrado:
−3
¿ 3,68 ¿10 mol Fe(CN )6 Luego se calcula la molaridad. −3 3,68¿ 10 mol Fe ( CN )6 −3 M= =4,74 ¿ 10 M 0,775 L solución
Entonces, p
Fe(CN )6=−log( 4,74 ¿ 10−3)=2,32
El p
Fe(CN )6
de la solución es 2,32.
28. Describa la preparación de 900 mL de HNO3 3 M, a partir del reactivo comercial que es HNO3 al
p p
( )
70,5%
con densidad relativa de 1,42.
H → 1,008
g g ∙ ( 1 )=1,008 mol mol
)
g g N → 14,007 ∙ ( 1 )=14,007 mol mol
(
(
1L =0,17 L=170 mL 15,887 mol HN O3
Es decir, que debemos diluir 170 mL del reactivo comercial hasta llegar a 900 mL de disolución. 34. Se mezclan 25 mL de una solución de Na3PO4 0,3757 M con 100 mL de HgNO3 0,5151 M. (a) ¿Qué masa de Hg3PO4 se forma? Calculamos las cantidades iniciales de los reactivos nNa3PO4 =
mL∗1 L ∗0,3757 mol Na 3 PO 4 1.000 mL 25 =9,39 ∙10−3 mol Na3 PO 1L
nHgNO3 =
Calculamos el peso molecular del HNO3
(
2,7 mol HN O3 ∙
O→ 15,999
)
g g ∙ ( 3 )=47,997 mol mol
)
mL∗1 L ∗0,5151 mol HgNO 3 1.000 mL 100 =0,0515 mol HgNO3 1L
Teniendo en cuenta la reacción
→
3HgNO3 + Na3PO4
Hg3PO4 + 3NaNO3
Vemos que el reactivo límite es Na3PO4, por tanto la formación de Hg3PO4 está limitada por la cantidad de Na3PO4 disponible, sabiendo que 1 mol de Na3PO4 produce 1 mol de Hg3PO4, la masa de Hg3PO4 (696,74 g/mol) que se forma será:
g g g g HNO3=1,008 + 14,007 + 47,997 =63,012 −3 9,39 ∙10 mol mol mol mol mol Na 3
PO 4∗1 mol Hg 3 PO 4 ∗696,74 g Hg 3 PO 4 1 mol Na3 PO 4 1 mol Hg 3 PO 4
Obtenemos la molaridad del reactivo concentrado
La masa de Hg PO que se forma es 6,54239 g. Kgreactivo ∗1.000 g reactivo Lreactivo ∗70,5 g HN O(b) 3 ¿Cuál es la molaridad de la especie que no 1 Kg reactivo reacciona completarse la reacción? ∗1 molalHN O3 Ecuación balanceada 100 g reactivo 1,42 Na PO + 3HgNO Hg PO + 3NaNO 63,012 g HN O3 Calculamos las moles de Na PO usando la 3
3
4
4
3
3
4
3
mol HN O3 M =15,887 L reactivo
3
4
formula moles= M * L Moles de Na3PO4 = 0,025 L * 0,3757 mol/L = 9,39 mol *
10−3
de Na3PO4
Entonces como la razón estequiométrica de la reacción es 1:3 hallamos las moles de HgNO3 necesarias para realizar la reacción. Moles de HgNO3 necesarias = 9,39 mol *
0,02334 mol =0,18672 M 0,125 L
para precipitar todo el
Ag NO 3
requeriría para precipitar todo el
0,01 M se
−¿¿ I
en 200
mL de una solución que contenga 24,32 ppm de KI?
AgNO 3+ KI → KNO3 + AgI
KI=166
g mol
24,32 ppm KI = 200 mL
24,32mg KI 1 L KI
KI∗1 L KI =0,2 L KI 1000 mL KI
KI∗24,32mg KI 0,2 L =4,864 mg KI 1 L KI
0,01 M se requeriría
−¿¿ I
en 200 mL de una
solución que contenga 24,32 ppm de KI es
2,930 mL Ag NO 3 .
Ejercicio 4.10. Calcule el número de milimoles de soluto en: 175 mL de 0,320 M HClO4 Para calcular los milimoles de HClO4 en la disolución, primero calculamos cuantos L hay en 175 mL:
175 37. ¿Qué volumen de
Ag NO 3
−3
10
*(3) = 0,02817 mol de HgNO3 necesarias. Moles actuales de HgNO3 = 0,100 L x 0,5151 mol/L = 0,05151 mol de HgNO3 actuales. Al ver esto nos damos cuenta que el HgNO3 es el reactivo en exceso entonces: Moles en exceso de HgNO3 = 0,05151 mol – 0,02817 mol = 0,02334 mol Tenemos que el volumen total de la mezcla es 0,125 L por tanto la Molaridad es:
M=
El volumen de
mL∗1 L =0,175 L 1000 mL
Ahora calculamos los milimoles de HClO4 en 0,175 L:
disolucion∗0,320 mol HCl O4 ∗1000 mmol HClO 1 L de disolucion 0,175 Lde 1 mol HClO 4
En 175 mL hay 56 milimoles de HClO4. 15,0 L de 8,05x10-3 M K2CrO4 Calculamos los milimoles de K2CrO4 en la disolución de 15,0 L:
disolucion∗8,05 x 10−3 mol K 2 Cr O4 ∗1000mmol 1 L de disolucion 15,0 Lde 1mol K 2 Cr O 4 ¿ 120,75 mmol K 2 Cr O4 En 15,0 L de disolución hay 120,75 milimoles de K2CrO4. 5,00 L de una solución acuosa que contiene 6,75 ppm de AgNO3 Debido a que la solución está muy diluida suponemos que tiene una densidad aproximada de 1 g/mL, entonces, tenemos que 1 ppm = 1 mg/L.
KI∗1 g KI ∗1 mol KI 1000 mg KI ∗1 mol AgNO3 6,75 mg AgN O3 166 g KI ∗16,75 L Agppm NO 3de AgN O3= 1 mol KI L 4,864 mg 0, 01 mol Ag NO 3 Calculamos el número de moles de AgNO que 3
−3
hay en un litro de disolución:
6,75 mg AgN O3 ∗1 g AgN O3 L ∗1mol AgN O3 NO 3∗1000 mL Ag NO3 1000 mg AgN O3 2,930∗10−3 L Ag =2,930 mL Ag NO 3 =3,97 x 10−5 1 L Ag NO3 169,9 g AgN O3 ¿ 2,930∗10 L Ag NO3
Ahora, calculamos los milimoles de AgNO3 en los 5,00 L de disolución:
−5 +¿¿ disolucion∗3,97 x 10 mol AgN O 3 La concentración ∗1000 mmol AgN molar O 3 de Na en la solución 1 L de disolucion 5,00 Lde es 1mol AgN O3 Na +¿ 0.0503 moles de ¿ 0,1985 mmol AgN O3 ≈ 0,2 mmol AgN O3 L Na+¿ 0.0335 moles de +¿ = L ¿
Quimica Analítica +¿ Na Ingeniería Quimica 0.0838 moles de
En 5,00 L de disolución hay 0,2 milimoles de AgNO3. 851 mL de 0,0200 M KOH Calculamos cuantos L hay en 851 mL:
851
L
¿
mL∗1 L =0,851 L 1000 mL
p Na=−log [ 0.0838]
Ahora calculamos los milimoles de KOH en 0,851 L:
pNa
=1.077
disolucion∗0,02 mol KOH Cl−¿ ∗1000 mmol?KOH 0.0335mol NaCl mol 1 L de disolucion L = mmol KOH 0,851 L de =17,02 L ¿ 1 mol KOH
En 851 mL hay 17,02 milimoles de KOH. Ejercicio 4.15 Calcule el valor de p de cada uno de los iones indicados en los párrafos siguientes: Na+, Cl- y OH- en una solución de NaCl 0.0335M y NaOH 0.0503M
Na ? mol L ¿ 1 mol
+¿
0.0335mol NaCl L
=
Na+¿ 1 mol NaCl ¿
0.0335 moles de ¿ ? mol ¿
Na L
+¿
=
X
1 mol
−¿
pCl=−log [ 0.0335] =
pCl
Na+¿ L
¿
Na L
=
=1.47
Quimica Analítica OH −¿ ? mol L Ingeniería Quimica
0.0503mol NaOH L
Na 1 mol NaOH ¿
0.0503 moles de
=
Cl 0.0335 moles de L ¿
¿
X
=
0.0503mol NaOH L
−¿
1 mol
+¿
1 mol
Cl−¿ 1 mol NaCl ¿
X
OH 1 mol NaOH ¿
0.0503 moles de ¿
+¿
=
OH −¿ L
pOH =−log [ 0.0503] pOH
=1.3
X
Ba2+, Mn2+ y Cl- en una solución de BaCl2 −3
7.65 x 10
? mol
M y MnCl2 1.54M
¿
Ba2+¿ L ¿
? mol
=
2 mol X
−3
7.65 x 10 mol BaCl 2 L 1 mol
Ba2+¿ 1 mol BaCl 2 ¿
Cl−¿ L Cl−¿ 0,0153 moles de =¿ L Cl−¿ 3,08 moles de +¿ L ¿
1.54 mol Mn Cl2 L
pCl=−log [ 3.10]
X
pCl
= -0.49
2+¿
= H Cl y Zn en una solución que es 0.600M en Quimica Analítica HCl y 0.101M EN ZnCl Ingeniería Quimica H +¿ 0.6 mol HCl +
¿
¿
1 mol
= -0.19
=
1.54 mol Mn Cl2 L
Cl−¿ 2 mol 1 mol Mn Cl 2 ¿ 3,08 moles de ¿
Cl−¿ L
2+
? mol
p Mn=−log [ 1.54 ]
Cl−¿ L
-
2
Mn 2+¿ 1.54 moles de L ¿
? mol
en la solución
3,10 moles de
=2.12
pMn
−¿¿ Cl
es
−3
Mn 1 mol 1 mol Mn Cl 2 ¿
=
La concentración molar de
p Ba=−log [ 7.65 x 10 ]
=
Cl−¿ 1 mol BaCl 2 ¿
=
Ba2+¿ 7.65 x 10 moles de L ¿
Mn2 +¿ ? mol L ¿
=
7.65 x 10−3 mol BaCl 2 L
Cl−¿ 0,0153 moles de L ¿
X
−3
pBa
Cl−¿ L
X
L
H +¿ 1 mol HCl ¿
p H =−log [ 0.6 ] p H =0.22
=
L
=
=
X
0.6 moles de ¿
H +¿ L
? mol ¿
Cl−¿ L
0.6 mol HCl L
=
X
−¿
1 mol
−¿
Cl 1 mol HCl ¿
Cl Quimica Analítica L Cu , Zn y NO en una solución que es 4.78 ¿ −2 Ingeniería Quimica x 10 M en Cu(NO ) y 0.104M en Zn(NO )
0.6 moles de
=
2+
2+
3
3 2
? mol ¿
Cl−¿ L
2+¿
0.101mol ZnCl 2 L
=
Cl−¿ 2 mol 1 mol ZnCl2 ¿ 0,202 moles de ¿
X
=
X
Cl−¿ L
0.6 moles de ¿
−¿¿ Cl
¿
en la solución
=
0,104 mol Zn( NO 3)2 L
2 mol NO 3 1 mol Zn( NO 3)2
? mol NO 3 L
=
=
4.78 x 10−2 mol Cu( NO 3)2 L
0.101mol ZnCl 2 L =
=
0,208 mol NO 3 L
Cl−¿ L
0,101 moles de
p Zn=−log [ 0.101] p Zn=0.996
pZn=0.98
X
= 0.096
1 mol Zn 1 mol ZnCl2
Zn L
? mol NO 3 L
pCl=−log [ 0.802]
=
=
pZn=−log [0,104 ]
−¿
0,802 moles de
0,104 mol Zn( NO 3)2 L
2 +¿
Cl−¿ +¿ L
Cl 0,202 moles de L ¿
=
Zn2 +¿ 1 mol Zn( NO 3)2 ¿
¿
es
? mol Zn L
1 mol
0,104 mol
La concentración molar de
pCl
Zn L ¿
? mol
3 2
¿
X
Cl−¿ L
2mol NO 3 1 mol Cu(NO 3)2
X
=
0,0956 mol NO 3 L La concentración molar de NO3 en la solución es:
0,208 mol NO 3 0,0956 mol NO 3 0,3036 mol NO 3 + = L L L
p K =5.84
p NO 3=−log [ 0,3036] p NO 3=0.52 4−¿ ¿ (CN )6
K+, OH- y Fe −7
x 10 M
en K4Fe(CN)6 y 4.12
en KOH +¿
? mol ¿
X
en solución que es 2.62
K L
=
OH −¿ ? mol L ¿
−7
x 10 M
CN ¿ ¿ ¿6 2.62 x 10−7 mol K 4 Fe ¿ ¿
CN ¿ ¿ 1 mol K 4 Fe ¿ +¿ K 4 mol ¿ ¿
X
¿
=
OH −¿ L −7
pOH =−log [ 4.12 x 10 ] =
pOH =6.39
+¿
=
OH −¿ 1 mol KOH ¿
4.12 x 10−7 mol
K 1.05 x 10 mol L ¿ K +¿ L
=
¿
−6
? mol
1 mol
4.12 x 10−7 mol KOH L
4.12 x 10−7 mol KOH L
+¿
K 1 mol 1 mol KOH ¿
=
K +¿ 4.12 x 10 mol L ¿ −7
La concentración molar de K+ en la solución es: +¿
K L +¿ K −7 4.12 x 10 mol =¿ L +¿ K 1.05 x 10−6 mol +¿ L ¿ 1.46 x 10−6 mol
−6
p K =−log [1.46 x 10 ]
X
CN ¿ ¿ ¿6 ¿ Fe ¿ ? mol ¿ ¿ CN ¿ ¿ ¿6 ¿ ¿−4 ¿ CN ¿ Fe ¿ 1 mol ¿ ¿
=
=
CN ¿ ¿ ¿6 2.62 x 10−7 mol K 4 Fe ¿ ¿
CN ¿ ¿ ¿6 ¿ Fe ¿ −7 2.62 x 10 mol ¿ ¿
CN ¿ ¿ pFe ¿
X
−¿
CN ¿ ¿ pFe ¿
? mol ClO 4
L
¿
=
6.75 x 10−4 HClO 4 L −¿
4−¿ ¿ O
H+, Ba2+ y Cl
3.35
−4
x 10
X
en una solución que es
en Ba(ClO4)2 y 6.75
−4
x 10
M
en HClO4.
? mol ¿
H +¿ L
=
6.75 x 10−4 HClO 4 L
6.75 x 10−4 mol de ¿
6.75 x 10 mol de ClO 4
−4
+¿
H L
¿
−¿
=
X
=
6,7 x 10−4 mol de ClO 4 ¿
La concentración molar de
−¿
L
−¿ ClO4 ¿
solución es:
6.75 x 10−4 mol de ClO 4 2+¿
¿
en la
−¿
L
+
−¿
−¿ −4
p Ba=−log [ 3.35 x 10 ] = 3.47
(¿ ¿ 4)2 L
2mol ClO 4 ¿ ¿
−4
Ba 3,35 x 10 mol de L ¿ −4
=
ClO 1 mol Ba(¿ ¿ 4)2
(¿ ¿ 4)2 3,35 x 10 Ba L ¿
ClO 1 mol Ba(¿ ¿ 4)2 Ba2+¿ 1 mol ¿ ¿
L
3,35 x 10 Ba
ClO =
L
ClO
= 3.17
Ba2+¿ L ¿
? mol ClO 4
=
−4
p Ba
−¿
−4
¿
p H =−log [ 6.75 x 10 ]
? mol
=
−¿
X
+¿
X
1 mol HCl O4 ¿
¿
H 1 mol 1 mol HCl O 4 ¿
pH
1 mol ClO 4
6,7 x 10−4 mol de ClO 4
L
=1,35 x 10−3 mol de ClO 4 ¿ ¿ −3
pClO 4=−log [1,35 x 10 ] pClO 4
= 2.87
Ejercicio 4.20 El suero sanguíneo humano contiene en promedio 18 mg de K+ y 365 mg de Cl- en 100 mL. Calcúlese:
La concentración molar para cada una de estas especies; considere que la densidad del suero es 1.00 g/mL. Inicialmente debemos convertir la cantidad de K+ y Cl- a gramos así:
1000 mg de K +¿ 1 g de K + ¿¿ ¿
g de K+ = 18 mg de K+ x
El pK y el pCl se calculan mediante el logaritmo negativo de las concentraciones molares de los iones K+ y Cl-. Asi: pK = - log [K+] = - log [0,0046] = 2,337 pCl = - log [Cl-] = - log [0,1029] = 0,987 Ejercicio 4.25 Describa la preparación de: 500 mL de etanol (C2H5OH, 46.1 g/mol) en solución acuosa al 4.75% (p/v) Primero hallamos la molaridad de la solución partiendo de su fracción de concentración
4.75 g de C 2 H 5 OH ∗1000 mL 100 mL ∗1mol C 2 H 5 OH 1.03 mol 1L = 46.1 g C 2 H 5 OH
= 0,018 g de K+ g de Cl- = 365 mg de Cl- x
1000 mgde Cl−¿ 1 g de Cl− ¿¿ ¿
= 0,365 g de Cl-
A continuación se convierten estas cantidades a moles mediante sus respectivos pesos moleculares. Asi:
mol de K+ = 0,018 g de K+ x
39,1 g de K + ¿ 1 mol de K + ¿¿ ¿
+
= 0,00046 mol de K mol de Cl- = 0,365 g de Cl- x
35,45 g de Cl−¿ 1mol de Cl− ¿¿ ¿
g
[Cl-] =
1g 1 mL
¿ L de solucion ¿
0,00046 mol de K + ¿ 0,1 L ¿
= 100 g
=
=0,0046 M
¿ mol de Cl− L de solucion ¿
0,01029 mol de Cl− ¿ 0,1 L ¿
1.03 mol C 2 H 5 OH ∗0.5 L=0.515 mol C 2 H 5 OH L
Ahora el resultado anterior lo multiplicamos por el peso molecular del etanol y obtenemos que:
= 0,01029 mol de Cl-
Peso de la solución = 100 ml x
[K+] =
¿ moles=
0.515 mol C 2 H 5
Debido a que la densidad del suero es 1.00 g/mL podemos deducir que el volumen de la solución que equivale a 100 mL es igual al peso de la misma que es 100 g. Asi:
mol de K +
Luego despejamos #moles de la formula M=#moles /L y nos queda que #moles=M*L Teniendo en cuenta que 500 mL es igual 0.5 L, reemplazamos en la formula
OH∗46.1 g 1 mol C2 H 5 OH
=23.74
C2 H 5 OH
R/ se debe disolver 23.74 g
C2 H 5 OH
en
agua y diluir hasta completar 500mL de solución. 500g de una solución acuosa de etanol (C2H5OH, 46.1 g/mol) al 4.75% (p/p) Primero hallamos la molaridad de la solución partiendo de su fracción de concentración
4.75 g de C 2 H 5 OH ∗1 g 100 g ∗1000 mL 1 mL ∗1 mol C2 H 5 OH 1.03 1L = 46.1 g C 2 H 5 OH
¿ 1.03 M =
=0,1029 M
Luego despejamos #moles de la formula M=#moles /L y nos queda que #moles=M*L
Teniendo en cuenta que 500 mL es igual 0.5 L,
reemplazamos en la formula Quimica Analítica 1.03 mol C 2 H 5 OH Ingeniería Quimica ¿ moles= ∗0.5 L=0.515 mol C 2 H 5 OH
L
pK y pCl del suero humano.
Ahora el resultado anterior lo multiplicamos por el peso molecular del etanol y obtenemos que:
0.515 mol C 2 H 5 g
OH∗46.1 g 1 mol C2 H 5 OH
=23.74
Hallamos el número de moles que se necesitan para la preparación de la solución a partir de la concentración molar. M
C2 H 5 OH
¿
R/ se debe mezclar 23.7 g
C2 H 5 OH
con
476.3 g de agua para producir 500g de solución.
¿ moles 0,075 moles → ¿ moles=ML →¿ moles AgNO 3= L Lde sl
Ahora hallamos la cantidad en gramos de AgNO3 requerida con el peso molecular.
g AgNO 3=0,0375 moles AgNO 3 x
500mL de una solución acuosa de etanol (C2H5OH, 46.1 g/mol) al 4.75% (v/v) Primero hallamos la molaridad de la solución partiendo de su fracción de concentración
169,9 g AgNO 3 =6,371 1mol AgNO 3
PREPARACIÓN: Disolver 6,37 g de AgNO 3 4.75 mL de C 2 H 5 OH y llevar hasta 500mL o 0,5L. ∗1 g 1L de HCl 0,285M, utilizando una disolución 6M 100 mL ∗1000 mL del reactivo. 1 mL el número de moles que se necesitan ∗1 mol C 2 HHallamos 5 OH para la preparación a partir de la 1.03 moldeC2laHsolución 1L 5 OH concentración = molar. =1.03 M 46.1 g C 2 H 5 OH L M ¿ moles 0,285 mol HCl ¿ → ¿ moles=ML →¿ moles HCl= x Luego despejamos #moles de la formula L L de sln M=#moles /L y nos queda que #moles=M*L Teniendo en cuenta que 500 mL es igual 0.5 L, reemplazamos en la formula
Ahora hallamos los litros de solución 6M requerida para obtener la cantidad de moles necesarios de HCl.
1.03 mol C 2 H 5 OH ∗0.5 L=0.515 mol C 2 H 5 OH ¿ moles 0,285 moles HCl L ¿ moles=ML → L= → L sln= =0, M 6 moles Ahora el resultado anterior lo multiplicamos por el HCl peso molecular del etanol y obtenemos que: Lsln OH∗46.1 g 0.515 mol C 2 H 5 PREPARACIÓN: Diluir 0,0475L de la solución 1 mol C2 H 5 OH = concentrada hasta completar 1L. ¿ moles=
23.74 g
C2 H 5 OH
Quimica Analítica 400mL de una disolución que es 0,0810M en K partir de K Fe(CN) solido. Ingeniería Quimica Masa molecular de K Fe(CN) = 329,3 g/mol
Y como un gramo es equivalente a un mililitro queda 23.74 mL
C2 H 5 OH
3
3
R/ se debe disolver 23.7mL
C2 H 5 OH
6
Convertimos los 400mL a litros.
en
agua y diluir hasta completar 500mL de solución.
x
+
,a
6
1 L de sln 1000 mL de sln
400 ml de sln
= 0,4L de sln
Hallamos el número de moles que se necesitan para la preparación de la solución a partir de la concentración molar. M
Quimica Analítica ¿ moles 0,0810 moles ¿ → ¿ moles=ML →¿ moles K + ¿ K+ Ingeniería Quimica L L de sln Ejercicio 4.29 Describa la preparación de: 500mL de AgNO3 a partir del reactivo sólido 0,075 M. Masa molecular de AgNO3= 169,9 g/mol Convertimos los 500 mL a litros: 500 ml de sln x de sln
1 L de sln 1000 mL de sln
= 0,5L
Calculamos los gramos de K3Fe(CN)6 que proporcionaran la cantidad de moles de K+ necesarios para preparar la solución.
329,3 g K 3 Fe (CN )6 =3,55644 g K 3 Fe(CN 1 mol K 3 Fe(CN )6 1 mol K 3 F e (CN ¿ moles K 3 Fe(CN )6=0,0324 molesK + x ¿ 3 molesK +¿ x
PREPARACIÓN: Disolver 3,55644 g de K3Fe(CN)6 y llevar hasta un volumen de 400mL o 0,4L. 600mL de solución acuosa de
Ba Cl 2
(p/v) a partir de una disolución de
al 3%
Ba Cl 2
0,4M. Primero se calcula la concentración molar de la solución acuosa que queremos preparar: Sabemos que por casa 100ml de solución hay 3g de soluto:
p 3g =3 = v 100 mL
El peso molecular del
Ba Cl 2
0,0864 moles B a
es:
1 mol Ba Cl2∗35,5 g g ¿ =208,3 Ba Cl2 1 mol Cl mol 1 mol Ba ∗137,3 g 1 mol BaCl 2 g 2 mol Cl BaCl 2= + ¿ mol 1 mol Ba
Cl2∗L solucion concentrada =0,216 L solu 0,4 moles Ba Cl2
Podemos concluir, que se necesitan diluir 216mL de la solución concentrada (0,4M) hasta obtener 600mL de solución. 2.00L de
HClO 4
0,120M a partir del
HClO 4
reactivo comercial
al 71.0 % (p/p)
densidad relativa 1.6. Primero se calcula la concentración molar del reactivo comercial: Sabes que por 100g de la solución hay 71 gramos del reactivo comercial:
p 71 g =71 = p 100 g
El peso molar de
HClO 4
esta dado por:
1mol HCl O4∗16 g g ¿ =100,5 HCl O 4 1 mol O mol 1 mol HClO 4∗35,5 g Entonces la concentración molar es: 4 mol O molesBaCl ¿ 2 208,3 g Ba Cl2 =0,144 + ¿ =0,144 M (diluida)1 mol Cl L solucion ¿ 1 mol H 3 g BaCl 2 ∗1 g ∗1000 mL de solucion 1 mol HCl O4 g 1 mol Cl 100 mL de solucion HCl O4 = Ba Cl2 + ∗1mol ¿ mol 1 mol H moles Lde solucion Ba Cl2= ¿ L
Entonces la concentración molar es: Quimica Analítica Observación 1: la densidad relativa es Vconcetrado∗Cconcentrado=Vdiludio∗Cdiluido adimensional, como la densidad del agua es Ingeniería Quimica 1g/mL o bien 1Kg/L, se pude utilizar la densidad y
Este ejercicio se basa en esta relación:
Donde el número de moles de soluto en la disolución diluida es igual al de moles en el reactivo concentrado. Teniendo en cuenta lo anterior se multiplica la cantidad de solución que se quiere obtener por la concentración diluida para obtener el número de moles así:
la densidad relativa indistintamente: Observación 2: la densidad relativa es la de toda la solución, el porcentaje de concentración pesos a peso, es el que me permite obtener la cantidad de soluto
HClO 4
que hay en la cantidad de
solución dada.
(diluida)∗0,144 moles BaCl 2 molesHClO 4 600∗10 L de solucion =0,0864 moles 100,5 g HCl O4BaCl =11,32 =11,3 M (concentra L de solucion (diluida) L solucion ¿ 1,6∗103 g solucion Como, según dice la relación, el número de moles ∗71 g de HCl O4 en igual en ambas soluciones, concentrada y L de solucion diluidas, con el número de moles obtenidos ∗1 mol podemos hallar el volumen de la solución moles 100 g solucion HCl O4 = concentrada que necesitamos para obtener ¿ L 600mL de la solución deseada. −3
Este ejercicio se basa en esta relación:
Vconcetrado∗Cconcentrado=Vdiludio∗Cdiluido
Entonces la concentración molar de
Donde el número de moles de soluto en la disolución diluida es igual al de moles en el reactivo concentrado. Teniendo en cuenta lo anterior se multiplica la cantidad de solución que se quiere obtener por la concentración diluida para obtener el número de moles así:
+¿ Na¿
es:
Observación 1: la concentración ppm es utilizada para soluciones muy diluidas por lo que se supone una densidad de 1mg/L. Observación 2: como la concentración es ppm se espere que la concentración molar sea una cantidad muy pequeña
+¿ (diluida)∗0,120 moles HCl O 4 +¿ =0,24 moles HCl O4 Na L de solucion(diluida) moles =2,6∗10−3 M (diluido) L solucion Como, según dice la relación, el número de moles Na+¿ −3 en igual en ambas soluciones, concentrada y 1 mol ¿ =2,6∗10 ¿ diluidas, con el número de moles obtenidos 23 g Na podemos hallar el volumen de la solución 100 mg Na+¿∗¿ concentrada que necesitamos para obtener la solución 2.00L de la solución deseada. Na +¿ 1 g O ∗L solucion concentrada ¿ +¿ 0,24 moles HCl 4 =0,021 L solucion concentrada Na 11, 3 moles HCl O4 60 mg ∗¿ L de solucion Concluimos que se debe diluir 21mL de la +¿=¿ HClO 4 (11,3 M) moles ¿ solución concentrada de Na L hasta un volumen de 2.00L de solución. +¿ Ahora se calcula la cantidad de moles que hay en 9.00L de una solución de 60 ppm en Na ¿ a una solución de 900L de solución. +¿ −3 Na SO solucion∗2,6∗10 moles HCl O4 2 4 partir de solido: 900 L de =0,0234 moles N L de solucion Primero se calculó la concentración molar de +¿ +¿¿ Na ¿ : Utilizando la relación de moles de Na que se +¿¿ Na 2 SO 4 se El peso molecular de Na es: 23g/mol encuentran en una mol de 2 L de solucion
calcula los gramos del soluto solido que se necesitan
+¿ 1 mol Na 2 SO 4 =1,6614 g Na SO 2 4 Quimica Analítica Na 2 SO4 esta ¿ El peso molecular del dado +¿∗1 mol Na 2 SO 4 142 g Na 2 SO 4 Ingeniería Quimica + por: ¿ ¿ 2 mol Na 1mol Na2 SO 4∗16 g ¿ 0,0234 moles Na g ¿ =142 Na 2 SO 4 1mol O mol Podemos concluir que se requieren disolver 1mol Na 2 SO4∗32 g Na 2 SO 4 solido hasta obtener 1,6614 g de 4 mol O ¿ + ¿ 9.00L de la solución deseada. 1 mol S 2 mol Na ∗23 g 1 mol Na2 SO 4 g 1 mol S Na2 SO 4 = + ¿ mol 1 mol Na Quimica Analítica
Ingeniería Quimica
Ejercicio 4-36
¿Qué masa de MgNH4PO4 precipitara cuando se traten 200 mL de una solución de MgCl3 al 1.000% (p/v) con 40 mL de Na3PO4 0,1753 M y un exceso de NH4+? ¿Cuál es la molaridad del reactivo en exceso (Na3PO4 0 MgCl2) después de la precipitación completa? Reactivos:
p Mg Cl 2 → Concentracion:1 ; 200 ml sln v
0,007 mol Na
PO 4∗1 mol Mg NH 4 PO 4 1 mol Na PO 4
137,3 g Mg NH 4 PO 4 1mol Mg NH 4 PO 4
*
Mg NH 4 PO 4
Na PO 4 →Concentracion :0,1753 M ; 40 ml
Cuando se agota el
NH 4 → Exceso
= 0,96 g
Na PO 4
Mg NH 4 PO 4
Reacción:
termina y el
A partir de los datos suministrados podemos calcular el número de moles de los reactivos, luego calcular las moles del precipitado y posteriormente su masa.
Ahora el reactivo en exceso es
NH 4 + Mg Cl 2+ Na PO4 → Mg NH 4 PO 4 +Cl 2 +3 Na es en su totalidad precipitado.
Del reactivo
Mg Cl 2
concentración en
reacciono de
, con este dato
podemos calcular la molaridad de
Mg Cl 2
p 2 g Mg Cl 2 = v 200 ml sln
*
1 Mol Mg Cl 2 95,2 g Mg Cl 2
y
Na PO 4
, que
Mg Cl 2=0,021 moles totales−0,007 moles que se consumier Moles no reaccionaron
Mg Cl 2=0,014
Posteriormente, calculamos la concentración del
Mg Cl 2
mol Mg Cl 2 ∗0,2 L sln=0,021 mol Mg Cl 2 L sln Na PO 4
, para
fueron 0,007 moles, entonces las moles que no reaccionaron fueron: Moles no reaccionaron
n=M∗L
Del reactivo
Mg Cl 2
es igual al numero de
*
1000 ml =0,105 M 1l
n=0,105
Mg Cl 2
moles del reactivo limite
luego el número de moles, así:
1
que se produce,
calcular su concentración, primero debemos saber cuantas moles no reaccionaron, como la relación molar es de 1:1 el número de moles que
nos dieron su
%p / v
la reacción
nos dieron su
asi:
M=
n L
M=
0,014 moles Mg Cl 2 0,24 L
= 0,058 M
Mg Cl 2
concentración Molar, con este dato podemos calcular el número de moles, así:
n=M∗L
n=0,105
mol Na PO 4 el número de moles de la especie ∗0,04 L sln=0,007 mol Na4.7. POCalcule 4 en: indiada L sln
Teniendo el número de moles de los reactivos podemos saber cuál es el reactivo límite, es decir el reactivo que se encuentra en menor cantidad y limita la reacción, en este caso es
Na PO 4
partir de este podremos calcular la masa del precipitado, así:
,a
4.96 g de B2O3 R/
4.96 g de B2 O3 ×
1 mol B 2 O3 =0.07 moles B2 O3 70 g B2 O3
333 mg de Na2B4O7 x 10H2O
Quimica Analítica Ingeniería Quimica
R/
1 g Sn Cl2 75.95 =0.075 1 g Na2 B 4 O7 x 10 H 2 Omg SnCl 1 mol O g SnCl 2 −4 2 × Na 2 B 4 O 7 x 10 H 1000 mg Sn Cl 2 2 =8 .74 ×10 333 mg de Na2 B 4 O7 x 10 H 2 O× × mol Na 1000 mg Na 2 B4 O7 x 10 H 2 O 380 g Na2 B 4 O7 x 10 H 2 O 21.7 ml de 0.0125 M de KBrO3 R/
8,75 g de Mn3O4 R/
moles de soluto 0.0125= 1 mol de Mn 3 O4 0.0217 8,75 g Mn 3 O 4 × =0.0 303 mol de Mn 3 O 4 288.816 g Mn3 O4 ( 0.0125 ) ( 0.0217 )=2 ×10−4 moles de soluto
167.2 mg de CaC2O4 R/
167 g KBr O 3 2× 10−4 moles de soluto × =0.0334 g KBr O3 1 g de CaC 2 O 4 1 mol de Ca C2 O4 1 mol de soluto 167.2mg de Ca C2 O4 × × =0.001 mol de CaC 2 O4 1000 mgde CaC 2 O4 128 g de Ca C 2 O4
4.14. Cuál es la masa en gramos de soluto en: 450 ml de H2O2 0.164 M R/
4.21. Se prepara una solución mediante la disolución de 5.76 g de
KCl • MgCl 2 •6 H 2 O
(277.85 g/mol) en
agua suficiente para obtener 2 L. Calcule:
moles soluto M= Litrosde solucion
La concentración molar analítica de
KCl • MgCl 2
moles soluto 0.164= 0.45 L
en esta solución
1 mol KCl • MgCl 2 • 6 H 2 O 5.76 g KCl • MgCl 2 •6 H 2 O × 277.885 g KCl • MgCl 2 •6 H 2 O moles de H 2 O2 0.164 ( 0.45 L )=0.0738moles de H 2 O2 L 1 mol KCl • MgCl 2 34 g H 2 O2 0.2073 mol KCl • MgCl •6 H O× 2 2 0.0738 moles de H2 O2 × 1 mol KCl • MgCl 2 • 6 H 2 O 1 mol de H 2 O2 = 2.5 g H2O2
La concentración molar de Mg2+
27 ml de ácido benzoico 8.75 x10-4 M R/
M Mg :0.0137 M Mg+2 +2
moles de soluto 8.75 ×10 = 0.027 L −4
La concentración molar de Cl-
moles deacidobenzoico −¿ ( 0.027 L )=2×10−5 moles acidobenzoico −¿ Cl L 3 mol =0.0311 M Cl ¿ 1 mol KCl • MgCl 2 122 g de acid o benzoico 0.01037 mol KCl• MgCl 2× 10−5 moles acido benzoico× =0.0024 g acidobenzoico 2 ׿ 1 mol de acido benzoico 1L
(8.75 ×10
−4
3.5 L de una solución con 21.7 ppm de SnCl 2 R/
21.7 ppm=
mg de soluto 3.5 L
( 21.7 ) ( 3.5 )=75.95 mg de soluto
)
El porcentaje peso/volumen de
KCl • MgCl 2 •6 H 2 O
0.288 %
p v
Las milimoles de Cl- en 25 mL de esta disolución −¿
−¿
CH
3
PO = 4
3 86 g H 3 P O4 1m 1.71×10 g de reactivo × × 1 L reactivo 100 g de reactivo 97.99
Cl =0.777 mmol Cl ¿ KCl• MgCl2 n H 3 P O4 necesarios=? 0.01037 mol KCl • MgCl#2 1 L sln 25 ml sln × × ×¿ 1000 ml sln 1 L sln 6 mol H 3 P O4 1 L sln n H P O =750 ml sln × × =4.5 mol H 1000 ml sln 1 L sln 3 mol
3
Las partes por millón de K+
4
Para obtener V reactivo concentrado
+¿
K 1 L sln 1 mol K +¿ =¿ K +¿ 39.0983 g ¿ K +¿ 1 mol ׿ 1 mol KCl • MgCl 2 0.0137 mol KCl• MgCl2 ׿ L sln 0.405449 g
1 g K +¿ =405,44 ppm K +¿ 1000mg ¿ K +¿ 0.405449 g ׿ 1 L sln ¿ El pMg de la solución
2+ ¿=1.984 ¿ pMg=−log [ Mg ] =−log [ 0.01037 M ] M g El pCl de la solución
−¿¿ Cl ¿ −¿=1.507 −¿=−log ¿ pC l ¿
V =4.5 mol H 3 P O4 ×
R: Se diluyen 300 mL de reactivo concentrado hasta obtener un volumen de 750 mL. 4.31. ¿Cuál es la masa de La(IO3)3 (663.6 g/mol) sólido que se forma cuando se mezclan 50 mL de La3+ 0.25 M con 75 mL
−¿¿ IO3
0.302 M?
La mezcla de estas dos disoluciones conduce a uno (y solo uno) de tres posibles sucesos, así: Que quede un exceso de
La
+3
la reacción Que permanezca un exceso de
cuando acabe
−¿¿ IO3
cuando
acabe la reacción O que no quede ningún remanente de ninguno de los dos reactivos (es decir que el número de moles de
La+3
es exactamente igual al triple
del numero de moles de
−¿¿ IO3
Primero se debe establecer cuál de estas situaciones es aplicable, mediante el cálculo de las cantidades de reactivos disponibles al comienzo. Las cantidades iniciales son:
+3
4.27. Describa la preparación de 750 mL de H3PO4 6.00 M a partir del reactivo comercial, que es H3PO4 (p/p) al 86% con densidad relativa de 1.71.
1 L de reactivo =0.29986 L ≋ 300 15.007 mol H 3 P O4
+3
moles La =50 ml La ×
1 L La+3 0.25 mol La+3 × =0.0 1000 ml La+3 1 L La+3
−¿ 1 L IO−¿ =0.02265 mol IO¿3 3 IO−¿ 0.302 mol ¿3 1000 ml IO−¿ 3 ׿ IO−¿ 1 L ¿3 −¿ ׿ ¿ −¿=75 ml IO3 ¿ moles IO 3
N A =¿
donde:
n
número de Avogadro
= numero de átomos por celda unitaria de
retículo cristalino de silicio
M Si
= masa molar del silicio
r=¿
m=¿ a=¿
IO3
Cada ion La reacciona con 3 iones
por lo
radio de la esfera de silicio masa de la esfera parámetro del retículo cristalino =
d (220) √ 22 +22 +02
que se necesitan
−¿ 3 ×0.0125=0.0375 mol IO¿3
reaccionen con el
La+3
suficiente la cantidad de
para que
, puesto que no es
−¿¿ IO3
prevalece la
situación a) y la cantidad producida de
La ( I O3 )3 −¿¿ IO3
esta limitada por la cantidad de
disponible. Asi:
3 mol IO−¿ 3 ×
663.6 g La ( I O3 )3
=5.01018 g La ( I O3 )3 1 mol La ( I O3 )3 1 mol La ( I O3 )3 −¿× ¿ masa La ( I O3 ) 3=0.02265 mol IO¿3
4.39. PROBLEMA DE ALTO GRADO DE COMPLEJIDAD. Según Kenny y colaboradores el numero de Avogadro
NA
puede calcularse a partir de la
ecuación siguiente con mediciones de una esfera de cristal de silicio ultrapuro
3 3 4 /¿ π r ¿ n M Si ¿ N A=¿
Derive la ecuación del número de Avogadro Calcule, basándose en los datos de Kenny y colaboradores, que se muestran en la tabla siguiente, la densidad del silicio y su incertidumbre. Densidad del silicio:
ρ=
m V
-La esfera de silicio tiene un radio de 0.046817226
m
V= V=
4πr 3
3
24. Una disolución al 12,5% (p/p) de
(129.61 g/mol) tiene una densidad de 1,149 g/ml. Calcule:
4π ( 0.046817226 m)3 =4.298388262× 10−4 mLa3 concentración molar de NiCl2 3 disolución
-Puesto que la masa de la esfera es 1.001132893 kg
ρ=
NiCl2
1.001132893 kg kg =2329.089026 3 −4 3 4.298388262 ×10 m m
Calcule el número de Avogadro
La concentración molar del disolución La masa en gramos de
−¿ C l¿
NiCl2
en esta
en la
contenida en
cada litro de esta solución 30. Describa la preparación de: 5L de
KMnO 4 0,05 M apartir del reactivo solido . 19200858× 10 3 19 (1.001132893 kg)(¿¿−15 m) =1.36278 4L ×10 O4 0.250M a partir de una de HCl −4 3 (7.99999992)(0.028085521 Kg)( 4.298388262× 10 m ) disolución 8.00M del reactivo N A= ¿ −¿¿ 400mL de una solución que es 0,0250M I , empezando con MgI2 PREGUNTAS 9. Calcule el número de milimoles de soluto en:
200mL de una solución acuosa de CuS
O4
−3
3.25∗1 0 M KMn O3
2.00L de
750 mL de 0.0555M KSCN 250 mL de una solución que contiene 5.41 ppm de CuS
O4
3.50L de 0.333 M KCl 12. Cuál es la masa en gramos: 7.1 mol de Kbr 20.1mmol de PbO 3.76 mol de MgS
9.6 mmol de
O4
SO ¿ ¿ N H 4 ¿2 ¿ Fe ¿
18. Convierte las funciones p siguientes en concentraciones molares: pH=9.67 pOH=0,135 pBr=0.034 pCa=12,35 pLi= -0,221
pN O 3
=7.77
pMn=0.0025 pCl=1.020
1% (p/v), a partir de una disolución de CuS
al
O4
0.365M 1,50L de NaOH 0.215M a partir del reactivo comercial NaOH al 50%(p/p) con densidad relativa de 1.525 1.50L de una solución que es 12,0ppm en
+¿ a partir de k 4 Fe(CN )6 k¿ 38. Se mezclan exactamente 750mL de una
disolución que contiene 480.4 ppm de
NO ¿ Ba ¿ ¿
con 200mL de una disolución que es 0,03090M en
S O4 ¿3 A l2 ¿
:
¿Cuál es la masa de
BaS O 4
?
¿Cuál es la molaridad del reactivo que no
SO ¿ NO ¿ ¿ ¿ Al 2 ¿
reacciono [
−3
0.333
mol −3 ∗2,0 L=6.5 x 10 mol L
Ya sabiendo esto realizamos el factor de conversión de mol a milimoles:
−3 mol∗1000 mmol 6.5 x 10 =6.5 mmol KMnO 4 1mol
En este caso nos encontramos con un volumen arrojado en mL lo que nos obliga a aplicar un cambio da unidades L mL.
750
mL∗1 L =0.75 L 1000 mL
Entonces así, podremos saber cuántos moles de KSCN hay en estos litros de solución a partir de la molaridad:
0.0555
mg∗1mmol CuS O 4 =8.48 x 10−3 mmol CuSO 4 159.5 mg
Este punto se realizara de la misma forma que el primero, mediante la molaridad hallaremos la cantidad de moles de KCl en la solución, y luego se realizara la conversión a milimoles:
]
RESPUESTAS 9. Sabemos que 3.25x10-3M nos indica que hay 3.25x10-3 moles por cada litro de solución, entonces a partir de esta información se procede a calcular el número de moles encontrados en 2L de solución:
3,25 x 10
1.3525
mol KCl ∗3.50 L=1.16 .5 mol KCl L
1.1655 mol
KCl∗1000 mmol KCl =1165.5 mmol KCl 1 mol KCl
12. Para realizar el cálculo de la masa en gramos de cada uno de estos compuestos se utilizara el peso molecular de cada una de las especies ya que este nos proporciona la cantidad de masa en gramos por cada mol, aun así aplicando los factores de conversión necesarios: Peso Molecular KBr=118.99g/mol KBr
7.1 mol
KBr∗110.99 g KBr =844.82 g KBr 1mol KBr
Peso Molecular PbO=223.2g/mol PbO
20.1 mmol
PbO∗1mol PbO =0.0201 mol PbO 1000 mmol PbO
0.0201 mol
PbO∗223.2 g PbO =4.48 g PbO 1 mol PbO
Peso Molecular MgSO4=120.36g/mol MgSO4
mol KSCN O ∗120.36 g MgS O4 ∗0.75 L=0.041625 mol KSCN 3.76 mol MgS 4 =452.55 g MgS O 4 L 1 mol MgS O 4
Y aplicamos el factor de conversión a milimoles.
0.041625 mol
KSCN∗1000 mmolKSCN Molecular =41.625Peso mmol KSCNFe(NH ) (SO ) *6H O= 391.85g/mol Fe(NH ) (SO ) *6H O 1 molKSCN 4 7
4 7
Sabemos que 5.41ppm nos indica que en un litro de solución hay 5.41mg de CuS
O4
2
2
9.6 mmol Fe(N H 4 )7 (S O 4)2∗6 H 2
entonces
procedemos a calcular cuántos mg se encuentran en 250mL, pero primero se aplicara el factor de conversión:
mL∗1 L 250 =0.25 L 1000 mL 5.41
4 2
4 2
mg ∗0.25 L=1.3525 mg L
Y a partir de este dato hallamos los milimoles aplicando los respectivos factores de conversión:
O∗1 mol Fe ( N H 4 )7 ( S O 1000 mmol Fe ( N H 4 )7 ( S
9.6 x 10−3 mol Fe(N H 4 )7 (S O4 )2∗6 H 2
O∗391.85 g Fe ( N H
18. Para convertir una función P en concentraciones molares se procede a despejar la concertación molar de la formula otorgada por el libro de una función P:
p [ X ] =−log [ X ] → [ X ] =10−p [ X ]
[ H ] =10−9.67 → [ H ] =2.13 x 10−10 M
1 mol Fe ( N H 4 )7 (
[ OH ] =10
−0.135
Mediante la concentración molar hallamos la cantidad de moles hallados en un litro
→ [ OH ] =0.732 M
1.108
[ Br ] =10−0.034 → [ Br ] =0.924 M
mol∋Cl 2 ∗1 L=1.108 mol∋Cl2 L
Y utilizando el peso molecular del −12.35
[ Ca ] =10
−13
→ [ Ca ] =4.46 x 10
M
[ Li ] =10−(−0.22) → [ Li ] =1.66 M
[ N O3 ]=10−7.77 → [ N O3 ]=1.7 x 10−8 M [ Mn ] =10−0.0025 → [ Mn ] =0.99 M [ Cl ] =10−1.020 → [ Cl ] =0.096 M 24. Este porcentaje peso a peso nos indica que por cada 100g de solución hay 12.5g NiCl2 pero sabiendo que la densidad es 1.149g/mL y aplicando los correctos factores de conversión encontraremos los gramos de soluto contenidos en un litro de la solución:
1.108 mol∋
¿ Cl2
:
Cl 2∗129.59 g∋Cl2 =143.8449 gNi Cl 2 mol∋Cl 2
30. Para realizar la preparación de la disolución a partir de un reactivo solido se necesita saber los gramos a utilizar de este, ya que tenemos la concentración de esta, se puede hallar a partir de esta, calculando primero los moles contenidos en los litros descritos:
0.05
mol KMn O 4 ∗5 L=0.25 mol KMnO 4 L sln
De ahí buscar cual es la masa de estos mediante el peso molecular:
0.25 mol KMn
O4∗158 g KMn O4 =39.5 g KMn O4 mol KMn O4
Para poder preparar esta solución se agrega 39.5g de
KMnO 4
y se afora hasta 5L con agua.
Procedemos a calcular los moles de HClO 4
g sln necesario para los 4L de solución: ∗1000 mL 12.5 g∋Cl2 g∋Cl L∗0.25 mol HClO4 mL sln ∗1.149 =143.625 4 2 =1mol HCl O4 100 g sln 1L L 1L
Teniendo este dato lo único que nos falta es saber cuántos moles serian esa cantidad de gramos en
¿ Cl2
esto lo hallamos con el peso molecular:
Y mediante la molaridad de la disolución primaria hallaremos los litros necesarios de este:
1 mol HCl
O4∗1 L HClO 4 =0.125 L HCl O4 8 mol HCl O4
g∋Cl 2 Se agregan 0.125L de la solución concentrada y ∗1 mol∋Cl2 mol∋Cl2 se diluye hasta 4 L. con agua. L El objetivo 143.625 =1.108 =1.108 M es hallar la masa necesaria de MgI 129.61 g∋Cl 2 L para preparar la solución, para necesitamos 2
Para saber la concentración de Cl en la disolución partimos de la concentración molar hallada anteriormente y mediante la fórmula molecular
¿ Cl2
sabemos que hay 2 moles de Cl por
cada mol de
¿ Cl2
encontrar primero la cantidad de moles necesarias para preparar los 400mL de disolución, claro sin olvidar realizar los factores de conversión necesarios: Es bastante factible convertir los mL a L:
400
mL∗1 L =0.4 L 1000 mL
0.4
L∗0.025 mol I =0.01 mol I 1L
.
mol∋Cl 2 ∗2 mol Cl L 1.108 =2.216 mol Cl 1 mol∋Cl2
Mediante la fórmula molecular sabemos que por cada mol de MgI2 hay 2 moles de I, y en ese momento podremos aplicar el peso molecular:
I∗1 mol Mg I 2 K∗1 molK ∗1 mol k 4 Fe ( CN )6 ∗278.113 g Mg I 2 39,1 g K 2 mol I ∗368.35 g k 4 Fe ( CN 0.01 mol =1.39 g Mg I 2 4 mol K 1 mol Mg I 2 0.018 g mol k 4 Fe (CN )6 Mg I 2 Se agregan 1,39 g y se afora hasta Se agregan 0.0424g de
400ml con agua. Para hallar el volumen necesario de la solución primera se procede a: Primero encontrando los moles contenidos en la solución:
0.0424 g k 4 Fe ( CN )6 y se afora hasta1,5 L con agua 38.
mL∗1 g CuS O4 N O3 ¿3 ∗1 mol CuS O4 100 mL S O4O ¿34→ 3 BaS O4 + 2 Al ¿ 200 =0.01254 mol CuS 159.5 g CuS O4 NO ¿ +Al ¿ 3 2
Luego calcular el volumen mediante la molaridad otorgada por el ejercicio:
0.01254 mol CuS
2
3 Ba ¿
O4∗1 LCu SO 4 =0,0344 L CuPara SO 4poder hallar la masa de BaS O 4 0,365 molCu SO 4
Se agregan 34,4 ml de la solución de
Cu SO 4
necesitamos encontrar el reactivo límite de la reacción:
N O3 ¿2 ¿ N O 3 ¿2 Se Busca la concentración molar: ¿ g reactivo ∗1 mol NaOH O3 ¿2 50 g NaOH L sln molNNaOH 3 ∗1,525∗10 =19.11199,32 g Ba ¿ 100 g reactivo 39,9 g NaOH L sln mol Ba ¿ Se calcula la cantidad de moles de NaOH mg contenidos: ∗1 g ml∗L L mol NaOH 750 ∗480,4 ∗¿ 1,5 L∗0,215 =0.322 mol NaOH 1000 mL 1000 mg L 0.365M y se afora hasta 200ml con agua.
Por último se calcula el volumen con los dos datos obtenidos:
0.322 mol
NaOH∗L sln =0.016 L 19.11 mol NaOH
Se agregan 0,016L de la solución de NaOH al 19.11M y se afora hasta 1,5L con agua Se realiza la conversión de mg g
mg K ∗1 gK L 1.5 L∗12 =0.018 g K 1000 mg K
Y con este dato se logra encontrar la masa necesaria para realizar la solución esto se logra gracias al estudio de la formula molecular y el peso molecular de esta:
S O4 ¿3 ¿ S O4 ¿3 mol A l 2 ¿ mL∗L 200 ∗0,0390 ¿ 1000 mL Podemos ver que el reactivo límite es el
N O3 ¿2 Ba¿
asi que se utilizara para hallar los
gramos del componente:
N O 3 ¿2 ¿ 3 mol Ba¿ ¿2∗3 mol BaS O 4 N O3 ¿ 0,0018 mol Ba ¿ Por lo tanto sabemos que el reactivo en exceso es:
Ingeniería
S O4 ¿3 A l2 ¿
Y por formula molecular:
S O 4 ¿3 ¿ N O3 ¿2 ¿ S O 4 ¿3 3 mol Ba ¿ 1 mol A l 2 ¿ N O3 ¿ 2∗¿ Quimica 0,0018 mol Ba¿
Restamos esto con el resultado de moles que se arrojó anteriormente:
S O 4 ¿3 S O4 ¿3=0,0072 molA l 2 ¿ S O4 ¿3−0,0006 molA l 2 ¿ 0,0078 mol A l 2 ¿ Y calculamos la Molaridad así:
S O4 ¿3 ¿ S O4 ¿3 ¿ 0,0072 molA l 2 ¿ 0,0072 molA l 2 ¿ ¿
Related Documents 3m3m1z
165285951 Taller No 1 Analitica 3c3p3f
April 2020 17
Taller De Analitica 4rn63
December 2022 0
07 Taller No 1 2g1v2i
June 2022 0
Taller No. 1 Macro.docx i1v4b
May 2020 13
Taller Lab De Quimica Analitica 546l1n
April 2020 44
Taller No 396q5p
May 2021 0More Documents from "Elver Garcia" 4n6a6
Definiendo Dpmo Y Oportunidad 5r1h1z
February 2021 0
165285951 Taller No 1 Analitica 3c3p3f
April 2020 17
6l6m1j
June 2021 0
Articulo Eficiencia Del Jacinto De Agua Y Lenteja De Agua En El Tratamiento De Las Aguas Residuales De La Untrm 2bo1s
June 2022 0
Catalogo Camion Fh12 Volvo Especificaciones Tecnicas Dimensiones Cabina Pesos Modificaciones Motor Caja Cambios 1r212g
November 2019 169