Guia Problemas De Volumetria 35281j

QUÍMICA ANALÍTICA I

1.- VOLUMETRÍA ÁCIDO-BASE 2.- VOLUMETRÍA DE PRECIPITACIÓN Y COMPLEJOS 3.- VOLUMETRÍA DE ÓXIDO-REDUCCIÓN

2013

1.- VOLUMETRÍA ÁCIDO-BASE PROBLEMAS 1- Una muestra de 50,00 mL de vinagre se diluyó a 250,00 mL. Una alícuota de 25,00 mL de esta solución se valoró con NaOH 0,1600 N hasta viraje de la fenolftaleína, precisándose 28,10 mL de base. Cuál es el % P/V de HAc de la muestra? PM HAc = 60,000 2- Una muestra sólida que contiene NaOH se titula del siguiente modo: 10,32 g de muestra se disuelven hasta volumen final de 100,00 mL. Una alícuota de 25,00 mL de la solución se titula con H2SO4 0,1032 N gastándose 22,30 mL. Calcular el % P/P de NaOH. PM NaOH = 40,000 3- Una muestra de Ba(OH)2 se trata con 30,00 mL de solución de H2SO4 0,0900 N. El precipitado obtenido se filtra y el remanente se titula con NaOH 0,1200 N gastándose 7,00 mL. Si la masa de la muestra es de 180,0 mg, ¿cuál es la pureza de la misma? PM Ba(OH)2 = 171,000. 4- Una muestra de tetraoxalato de potasio (C2O4HK.C2O4H2.2H2O) se valora con una solución de NaOH 0,1044 N. Si la muestra tiene 99,50 % de pureza y se gastaron 40,00 mL de NaOH, ¿cuál es el peso de la muestra valorada? PM TOK = 254,10 5- 20,0000 g de una muestra que contiene H2SO4 y Na2SO4 se valoran con NaOH 0,2000 N gastándose 50,00 mL. La solución resultante se trata con exceso de BaCl2 dando 6,3000 g de BaSO4. Calcular el % de H2SO4 y de Na2SO4. PM H2SO4 = 98,000 PM BaSO4 = 233,340 PM Na2SO4 = 142,000 6- Ciertos polvos de limpieza se tratan de la siguiente manera: 10,0000 g se disuelven en H2O con NaOH. El NH3 formado se destila y se recoge en 50,00 mL de H2SO4 0,5000 N. El exceso de ácido se valora con KOH 0,2500 N gastándose 25,00 mL. Calcule la composición del producto expresada en % P/P de NH3. PM NH3 = 17,000 7- Se necesitan 5,00 mL de solución de NaOH 0,0100 N para la titulación de 200,00 mL H2O destilada usando fenolftaleína como indicador. ¿Cuál es el contenido de CO2 del agua en mg/L?-PM CO2=44 8- En la determinación de la acidez total de un vino blanco de mesa (expresada como gramos de ácido tartárico por 100 mL) se necesitó 21,48 mL de NaOH 0,03776 M para obtener el punto final con fenolftaleína, con el cual se titulan los dos H+ del ácido. Conociendo que la acidez es de aproximadamente 0,6 g/100 mL, calcular qué volumen de vino se debió tomar. (PM H2C4H4O6: 150.09). 9- Una mezcla de sustancias alcalinas se valora con H2SO4 0,2000 N. Se pesan 250,0 mg de la muestra y se gastan 31,10 mL hasta el punto final de fenolftaleína y al añadir heliantina se encuentra que ese indicador también señala el punto final. ¿Cuál es el álcali presente y cuál es su porcentaje en la muestra? 10- Una muestra de sustancias alcalinas de 2,000 g requiere 25,50 mL de HCl 0,5000 N hasta viraje de fenolftaleína. Luego se agrega heliantina y se requieren 20,00 mL más. Dar la composición cuali y cuantitativa de la muestra, expresando el contenido de las sustancias alcalinas en % P/P (como compuestos de sodio) 11- Dar la composición cuali y cuantitativa (en % P/P como compuestos de sodio) de una muestra, a partir de los siguientes datos: - Peso de la muestra: 1,500 g - Normalidad del ácido: 0,2020 N - Punto final de la fenolftaleína: 16,00 mL - Punto final de la heliantina: 41,10 mL (sobre otra muestra de igual peso). 12- ¿Cuántos mL de HCl 0,2500 N consumirá una muestra hasta viraje de fenolftaleína y de heliantina (considerado desde el viraje de fenolftaleína). Considere que 0,4000 g de muestra está compuesta por: a) partes iguales de NaOH y Na2CO3, b) partes iguales de Na2CO3 y NaHCO3. PM Na2CO3 = 106,000 PM NaHCO3 = 84,000

1

RESOLUCIÓN DE PROBLEMAS PROBLEMA 1 50,00 mL vinagre se llevan a 250,00 mL con H2O, se toma una alícuota de 25,00 mL y se valora con Na(OH). 1000 mL ------- 0,1600 eq OH– 28,10 mL ------- x = 4,49 10-3 eq=eq HAc

25,00 mL sol ------- 4,49 10-3 eq AcH 250,00 mL " ------- x = 4,49 10-2 eq

1 eq AcH ------- 60 g 50,00 mL vinagre ------- 4,49 10-2 eq 100,00 mL " ------- x = 8,98 10-2 eq 8,98 10-2 eq ------- x = 5,388 g 5,39 % P/V _________________________________________________________________________________ PROBLEMA 2 10,32 g de muestra + H2O  volumen final de 100,00 mL 

Se toma una alícuota de 25,00 mL y se valora con H2SO4 1000 mL ------- 0,1032 eq H2SO4 22,30 mL ------- x = 2,30 10-3 eq= eq OH–

100 mL sol ------- 10,32 g 25,00 mL ------- x = 2,58 g 2,58 g muestra ------- 2,30 10-3 eq Na(OH) 100 g " ------- x = 0,0891 eq

1 eq Na(OH) ------- 40 g 0,0891 eq ------- x = 3,56 g

3,56 % P/P

PROBLEMA 3 1000 mL ------- 0,090 eq H2SO4 30,00 mL ------- x = 2,7 10-3 eq Se gastan 7,00 mL Na(OH) 0,1200N para titular el exceso de H2SO4 1000 mL ------- 0,1200 eq 7,00 mL ------- x = 8,4 10-4 eq Na(OH) = eq. de H2SO4 en exceso Equiv. H2SO4 que reaccionan = Equiv. H2SO4 en totales - Equivalentes H2SO4 en exceso = ( 2,7 10-3 - 8,4 10-4 ) eq = 1,86 10-3 eq 2 eq H2SO4 ------- 1 mol H2SO4 1,86 10-3 eq ------- x = 9,30 10-4 moles H2SO4 Ba2+ + SO42- 

BaSO4 (s)

1 mol de SO42- reacciona con 1 mol de Ba2+  9,30 10-4 moles SO42- = moles Ba2+= moles Ba(OH)2 1 mol Ba(OH)2 ------- 171,00 g 0,180 g ------- 100 % -4 0,159 g ------- x = 88,35 % 88,4 % pureza 9,30 10 mol ------- x = 0,159 g __________________________________________________________________________________ PROBLEMA 4 PM TOK (C2O4HK.C2O4H2.2H2O ) = 254,10 PE TOK = PM/3 = 84,7 1000 mL -------- 0,1044 eq Na(OH) 40,00 mL ------- x = 4,176 10-3 eq=eq TOK

1 eq TOK ------- 84,7 g 4,175 10-3 eq ------- x = 0,3537 g

99,50 g TOK ------- 100 g muestra 0,3537 g " ------- x = 0,3554 g muestra m = 355 mg __________________________________________________________________________________ PROBLEMA 5 H+ (H2SO4) + OH- (NaOH)  H2O 

SO4 2- (H2SO4//Na2SO4) + Ba2+ (exceso) 2

BaSO4 (s)

Equivalentes de H2SO4 en la muestra: 1000 mL ------- 0,2000 eq Na(OH) 50,00 mL ------- x = 0,01 eq Na(OH) = 0,01 eq H2SO4

2 eq H2SO4 -------- 1mol 0,01 eq " -------- x = 5 10-3 moles

1 mol H2 SO4 -------- 98 g 5 10-3 moles -------- x = 0,49 g

20,0000 g muestra ------- 0,49 g H2SO4 100 g " ------- x = 2,450 g

Moles totales de SO42- en la muestra:

233,34 g ------- 1 mol BaSO4 6,3000 g ------- x = 0,02699 moles

Moles de Na2SO4 = moles totales - moles de SO4 2- provenientes del H2SO4 = (0,02699 - 5 10-3) moles = 0,02199 moles 1 mol Na2SO4 ------- 142 g 0,02199 moles ------- x = 3,1226 g

20 g muestra ------- 3,1226 g 100 g " ------- x = 15,61 g Na2SO4

2,450 % H2SO4 15,61 % Na2SO4 __________________________________________________________________________________ PROBLEMA 6 10,0000 g polvo + H2O + Na(OH), desprendimiento de NH3, se recoge en 50 mL de H2SO4 y el exceso de ácido se valora con K(OH) Equivalentes de ácido en exceso:

1000 mL K(OH) ------- 0,2500 eq 25,00 mL " ------- x = 6,25 10-3 eq

Equivalentes totales de ácido:

1000 mL H2SO4 ------- 0,5 eq 50,00 mL " ------- x = 0,025 eq

eq. de ácido que reaccionaron = eq. ácido totales – eq. ácido en exceso = 0,01875 eq = eq. de NH3 1 eq NH3 ------- 17 g 10,00 g muestra ------- 0,3187 g NH3 0,01875 eq ------- x = 0,3187 g 100 g " ------- x = 3,187 g 3,19 % NH3 __________________________________________________________________________________ PROBLEMA 7 200,00 mL H2O + 5,00 mL Na(OH) 0,01 N + fenolftaleína CO2 + H2O



H2CO3

H2CO3 + OH– 

HCO3– + H2O (1er PE con fenolftaleína)

1000 mL ------- 0,01 eq OH– 5,00 mL ------- x = 5 10-5 eq OH– = eq H2CO3 1 eq. de H2CO3 ------- 1mol de H2CO3  5 10-5 moles de H2CO3 = moles de CO2 1 mol CO2 ------- 44 g 200,00 mL H2O ------- 2,2 10-3 g -5 -3 5 10 moles ------- x = 2,2 10 g 1000 mL " ------- x = 1,1 10-2 g = 11,0 mg 11,0 mg/L ____________________________________________________________________________________ PROBLEMA 8 1000 mL -------- 0,03776 moles NaOH 21,48 mL ------- x = 8,11 10-4 moles OH– = eq. de OH– = eq. de H2T 2 eq. de H2T --------- 1 mol de H2T 8,11 10-4 eq. de H2T --------- x = 4,055 10-4 moles H2T 1 mol H2T ------- 150,09 g 4,055 10-4 moles H2T --------- x = 0,06086 g

0,6 g -------- 100 mL 0,06086 g --------- x = 10,14 mL

Se debieron tomar 10,00 mL con una pipeta aforada de 10,00 mL 3

PROBLEMA 9 250,0 mg mezcla alcalina + H2SO4 0,2 N

VF = 31,10 mL

VH = 0 mL

Álcali presente: Na(OH) 1000 mL ------- 0,2000 eq 31,10 mL ------- x = 6,22 10-3 eq = eq OH-

1 eq Na(OH) ------- 40 g 6,22 10-3 eq ------- x = 0,2488 g

250,0 mg muestra ------- 100 % 248,8 mg " ------- x = 99,52 % 99,5 % ________________________________________________________________________________ PROBLEMA 10 2,000 g muestra + HCl 0,5000 N VF = 25,50 mL VH = 20,00 mL VF > VH Álcalis presentes: Na2CO3 / NaOH Con VF titulo CO32- + H+



OH– + H+



H2O

Con VH titulo HCO3- + H+



H2CO3

HCO3–

Por lo tanto necesito un volumen de ácido igual a VH para titular los eq de CO32- ( definidos como PE=PM) y un volumen de ácido igual a (VF -VH) para titular los eq de OH1000 mL ------- 0,5000 eq ácido 20,00 mL (VH) ------- x = 0,01 eq ácido = eq CO325,50 mL (VF- VH) ------- x = 2,75 10-3 eq ácido = eq OH1 eq Na(OH) ------- 40 g 2,75 10-3 eq ------- x = 0,11 g Na(OH)

1 eq Na2CO3 ------- 106 g 0,01 eq " ------- x = 1,06 g

2,000 g ------- 100 % 0,11 g ------- x = 5,50 %

2,000 g ------- 100 % 1,06 g ------- x = 53,0 %

5,50 % Na(OH) 53,0 % Na2CO3 __________________________________________________________________________________ PROBLEMA 11 1,500 g muestra + HCl 0,2020 N VF = 16,0 mL VH* = 41,10 mL Teniendo en cuenta que se está trabajando sobre dos alícuotas, el VH* corresponde al VT cuando se trabaja sobre una alícuota  Si definimos el VH a partir del viraje de fenolftaleína: VH = VT - VF = 25,10 mL VH >VF

Alcalis presentes: Na2 CO3/ NaHCO3

Con VF titulo CO32- + H+

HCO3–

Con VH titulo HCO3- generado en (1) + H+ HCO3- original + H+



(1) 

H2CO3

H2CO3

(2) (3)

Por lo tanto necesito un volumen de ácido igual a VF para titular los eq de CO32- ( según la ec (1), definido como PE=PM) y un volumen de ácido igual a (VH -VF) para titular eq de HCO3- original, según ec. (3) 1000 mL ------- 0,2020 eq ácido 16,0 mL (VF) ------- x = 3,23 10-3 eq ácido = eq CO329,10 mL (VH-VF) ------- x = 1,83 10-3 eq ácido = eq HCO34

1 eq NaHCO3 ------- 84 g 1,83 10-3 eq ------- x = 0,1537 g

1 eq Na2CO3 ------- 106g 3,23 10-3 eq " ------- x = 0,3423 g

1,500 g ------- 100 % 0,1537 g ------- x = 10,25 %

1,500-------100% 0,3423 g ------- x = 22,82 %

10,2 % NaHCO3 22,8 % Na2CO3 ____________________________________________________________________________________ PROBLEMA 12 a) 0,4000 g muestra: 0,2000 g NaOH / 0,2000 g Na2 CO3 Usando fenolftaleína como indicador se titula el OH– y el CO32- (sólo hasta HCO3–, PEq=PM) CO32- + H+



OH– + H+



40 g ------- 1 eq Na(OH) 0,2 g ------- x = 5 10-3 eq

HCO3– H2O 106 g ------- 1 eq Na2CO3 0,2 g ------- x = 1,887 10-3 eq

1,887 10-3 eq CO32– + 5 10-3 eq OH– = 6,887 10-3 eq totales = eq HCl 0,2500 eq ------- 1000 mL 6,887 10-3 eq ------- x = 27,55 mL

27,55 mL de HCl 0,2500 N

Usando heliantina como indicador se titula el HCO3- + H+



HCO3-

-3

formado (1,887 10 eq ) hasta H2 CO3

H2CO3

0,2500 eq ------- 1000 mL 1,887 10-3 eq ------- x = 7,55 mL

7,55 mL de HCl 0,2500 N

b) 0,4000 g de muestra: 0,2000 g NaHCO3 / 0,2000 g de Na2 CO3 Usando fenolftaleína como indicador, reacciona el CO32- hasta HCO3– (PEq=PM) CO32- + H+



HCO3–

106 g ------- 1 eq Na2CO3 0,2 g ------- x = 1,887 10-3 eq 0,2500 eq ------- 1000 mL 1,887 10-3 eq ------- x = 7,55 mL

7,55 mL de HCl 0,2500 N

Usando heliantina como indicador se titula el HCO3- original de la muestra y el HCO3- formado a partir del CO32- (1.887 10-3 eq) 84 g ------- 1 eq NaHCO3 0,2 g ------- x = 2,381 10-3 eq 1,887 10-3 eq NaCO3 + 2,381 10-3 eq NaHCO3 de la muestra = 4,268 10-3 eq 0,2500 eq ------- 1000 mL 4,268 10-3 eq ------- x = 17,07 mL

17,07 mL de HCl 0,2500 N

5

2.- VOLUMETRÍA DE PRECIPITACIÓN Y COMPLEJOS Nota: A continuación de la resolución de estos problemas se enumeran los métodos más frecuentemente empleados en volumetría de precipitación y complejos junto con los equilibrios involucrados. PROBLEMAS 1- Una muestra de 0,5324 g de BaCl2 se disuelve en agua, y el cloruro se titula con AgNO3 0,0924 M consumiendo un volumen de 27,67 mL. Calcular el porcentaje de BaCl2 (PM = 208,246) en la muestra. 2- Se sabe que una mezcla contiene solamente NaCl (PM = 58,44) y KBr (PM = 119,0). En la titulación argentimétrica de haluros totales de una muestra de 0,2500 g de esta mezcla, se consumen 27,64 mL de AgNO3 0,1000 M. Calcular la composición de la mezcla. 3- Se valora una muestra de cloruro de magnesio según el método de Volhard de acuerdo a la siguiente técnica: se pesan 0,2500 g de muestra, se disuelve en cantidad suficiente de agua y se agrega 50,00 mL de solución de AgNO3 0,1008 M. Se filtra el precipitado obtenido recogiendo el sobrenadante en un matraz aforado de 250,00 mL, llevando a volumen. Una alícuota de 25,00 mL de esta solución requiere 20,80 mL de solución de KSCN 0,01025 M para precipitar el ión plata presente. Calcular el % P/P de MgCl2 (PM = 95,3) de la muestra. 4-Se analiza una muestra de CaCO3 del siguiente modo: se pesan 1,0002 g de muestra, se disuelve en HCl y se lleva a 250,00 mL. Una alícuota de 25,00 mL consumen 19,20 mL de EDTA 0,0510 M. Calcular el % P/P de CaCO3 (PM = 100,09) 5- Se valora una muestra de Na2SO4 (PM=142,00) midiendo 50,00 mL de muestra y tratándolo con 25,00 mL de BaCl2 0,1008 M. Se filtra el precipitado obtenido y se valora el exceso de Ba2+ con EDTA 0,0500 M gastándose 25,80 mL. Calcular los mg/mL de Na2SO4. 6- Una muestra de 0,1170 g de un pesticida que contiene como principio activo C12H8Cl6 fue tratada con sodio para liberar el cloro en forma de cloruro. El cloruro liberado se tituló con 24,02 mL de solución 0,04400 M de AgNO3. Hallar el % P/P de C12H8Cl6 en la muestra. (PM C12H8Cl6 = 365,00) 7- Una solución de FeCl3 se titula con Hg(NO3)2 0,04930 M consumiéndose 35,21 mL. ¿Cuántos mL de EDTA 0,03200 M se requerirán para titular el Fe3+ en una alícuota idéntica de esta solución? 8- El Ni presente en una muestra de 1,020 g de una cierta aleación se valora con una solución de KCN consumiéndose 28,40 mL. Si 25,00 mL de una solución que contenía exactamente 3,94 mg Ni2+/mL consumen 36,30 mL de la misma solución de CN- , calcular el % de Ni2+ en la aleación analizada (PANi = 58,70). 9- Se disolvió 0,3236 g de una mezcla de haluros de plata anhidros en 20,00 mL de KCN 0,1830 M. El exceso de CN- requirió 13,00 mL de solución de AgNO3 0,1011 M para su titulación por retorno. Determinar el contenido de Ag (PA=108,00) en la mezcla. 10- Una solución que contiene Ca2+ y Mg2+, se titula de la siguiente manera: una alícuota de 50,00 mL se lleva a pH 12 y se titula con EDTA 0,02000 M requiriéndose 20,00 mL para alcanzar el punto final. Otra alícuota de 50,00 mL se lleva a pH 10 requiriéndose 32,20 mL de la misma solución de EDTA. Hallar las concentraciones de Ca2+ y Mg2+ en la muestra y expresarlas como ppm de CaCO3 (PM = 100,09).

6

RESOLUCIÓN DE PROBLEMAS PROBLEMA 1 Reacción de titulación:

Ag+ + Cl-



AgCl- 

1000 mL ------- 0,0924 moles Ag+ 27,67 mL ------- x = 2,56 10-3 moles Ag+ = 2,56 10-3 moles de Cl2 mol Cl- ------- 1 mol BaCl2 2,56 10-3 moles Cl- ------- x = 1,28 10-3 moles BaCl2 1 mol BaCl2 --------- 208,246 g 1,28 10-3 moles BaCl2 --------- x = 0,2666 g

0,5324 g BaCl2 ------- 100 % 0,2666 g BaCl2 ------- x = 50,07 %

50,1 % de BaCl2 _________________________________________________________________________________ PROBLEMA 2 Reacción de titulación: Reacción de titulación:

Ag+ + ClAg+ + Br-

 

AgCl-  AgBr- 

1000 mL ------- 0,1000 moles Ag+ 27,64 mL ------- x = 2,764 10-3 moles Ag+ moles totales Ag+ = moles Cl- + moles Br2,764 10-3 moles = (g NaCl/58,44) + ( g KBr/119,0) g KBr + g NaCl = 0,2500 g Resolviendo el sistema de ecuaciones : g KBr = 0,1738 g ; g NaCl = 0,07615 g 0,2500 g muestra ------- 100% 0,1738 g KBr ------- x = 69,52 %

69,5 % BrK

0,2500 g muestra ------- 100% 0,07615 g NaCl ------- x = 30,46 % ClNa 30,5 % ClNa ____________________________________________________________________________________ PROBLEMA 3  Mg2+ + 2 ClMgCl2 Ag+ + Cl AgCl (s)

Disolución de la Muestra: Precipitación del Cl- :

Se titula el exceso de Ag+ según la siguiente reacción de titulación: Ag+ + SCN-  AgSCN (blanco) V. filtrado = 250,00 mL

V. alícuota = 25,00 mL +

1000 mL ------- 0,1008 moles Ag 50,00 mL ------- x = 5,040 10-3 moles totales de Ag+ agregados 1000 mL ------- 0,01025 moles SCN20,80 mL ------- x = 2,132 10-4 moles SCN- = 2,132 10-4 moles Ag+ en exceso en la alícuota 2,132 10-4 moles Ag+ exceso -------- 25,00 mL (V alícuota) x = 2,132 10-3 moles Ag+ exceso -------- 250,00 mL (V filtrado) moles Ag+ que reaccionan = (5,040 10-3 - 2,132 10-3) moles de Ag+ = 2,908 10-3 moles de AgCl 2 moles de Ag+ -------- 1 mol de MgCl2 -3 2,908 10 moles Ag+ -------- x = 1,45 10 -3 moles de MgCl2 1 mol MgCl2 ------- 95,3 g 1,45 10-3 moles MgCl2 ------- x = 0,1386 g

0,2500 g MgCl2 ------- 100% 0,1386 g MgCl2 ------- x = 55,42% 55,4 % P/P MgCl2 7

PROBLEMA 4 Reacción de titulación:

Ca2+ + Y4-



CaY2-

1,0002 g  Vol. final = 250,00 mL

Vol. alícuota = 25,00 mL

1000 mL ------- 0,0510 moles de EDTA 19,20 mL ------- x = 9,792 10-4 moles EDTA = 9,792 10-4 moles Ca2+ 25,00 mL ------- 9,792 10-4 moles Ca2+ 250 mL ------- x = 9,79210-3 moles Ca2+ = 9,792 10-3 moles CaCO3 1 mol CaCO3 ------- 100,09 g 9,792 10 moles CaCO3 ------- x = 0,980 g

1,0002 g ------- 0,980 g 100 g ------- x = 97,81 g

-3

98 % P/P CaCO3 ____________________________________________________________________________________ PROBLEMA 5 Precipitación del SO42- de la muestra: Ba2+ + SO42-  BaSO4 (s) Se titula el exceso de Ba2+ según la siguiente reacción de titulación: Ba2+ + Y4-  BaY21000 mL ------- 0,1008 moles BaCl2 25,00 mL ------- x = 2,52 10-3 moles Ba2+ totales 1000 mL ------- 0,0500 moles EDTA 25,80 mL ------- x = 1,29 10-3 moles EDTA = 1,29 10-3 moles Ba2+ en exceso moles de Ba2+ totales - moles de Ba2+ en exceso = moles de SO42- en la muestra. 2,52 10-3 moles Ba2+ - 1,29 10-3 moles Ba2+

= 1,23 10-3 moles SO42-

50,00 mL de muestra ------- 1,23 10-3 moles de SO421000 mL de muestra ------- x = 0,0246 moles de SO42- = moles de Na2SO4 1 mol Na2SO4 ------- 142,00 g 0,0246 moles de Na2SO4 ------- x = 3,49 g 3,49 mg/mL Na2SO4 ____________________________________________________________________________________ PROBLEMA 6 Reacción de titulación:

Ag+ + Cl-  AgCl- 

1000 mL -------- 0,044 moles de AgNO3 24,02 mL -------- x = 1,056 10-3 moles de AgNO3 = 1,056 10-3 moles de Cl6 moles de Cl- --------- 1 mol de pesticida 1,056 x 10-3 moles de Cl- -------- x = 1,76 x 10-4 moles de pesticida 1 mol de pesticida -------- 365,00 g 1,76 x 10-4 moles de pesticida--------- x = 0,06429 g

0,1170 g de muestra -------- 100 % 0,06429 g de pesticida-------- x = 54,9 % 54,9 % P/P ___________________________________________________________________________________ PROBLEMA 7 Reacción de titulación I



Hg2+ + 2 Cl-

1000 mL --------0,04930 moles Hg2+ 35,21 mL-------- x = 1,736 10-3 moles Hg2+ 1 mol Hg2+ ------- 2 moles Cl1,736 10-3 moles Hg2+------- x = 3,471 10-3 moles Cl-

8

HgCl2

3 moles Cl- ------- 1 mol Fe3+ 3,471 10-3 moles Cl--------- x = 1,157 10-3 moles Fe3+ Reacción de titulación II

Fe3+ + Y4-



FeY-

0,03200 moles EDTA ------- 1000 mL 1,157 10-3 moles EDTA = moles de Fe3+ ------- x = 36,20 mL 36,20 mL ____________________________________________________________________________________ PROBLEMA 8 Reacción de titulación:



Ni2+ + 4 CN–

[Ni(CN)4]2–

58,70 g ------- 1 mol Ni2+ 3,94 10-3 g ------- x = 6.71 10-5 mol Ni2+ 1 mL -------- 6.71 10-5 mol Ni2+ 25,00 mL ------- x = 1,678 10-3 mol Ni2+

1 mol Ni2+ ------- 4 mol CN1,677 10-3 mol Ni2+ ------- x = 6,71 10-3 mol CN-

36,30 mL ------- 6,71 10-3 mol CN1000 mL ------- x = 0,1849 mol CN- (molaridad de la solución titulante de CN-) 0,1849 moles de CN- ---------- 1000 mL x = 5,25 10-3 moles de CN- -----------28,40 mL

4 mol CN- ------- 1 mol Ni2+ 5,25 10-3 mol CN-------- x = 1,31 10-3 mol Ni2+

1 mol Ni2+ -------- 58,70 g 1,31 10 mol Ni2+ -------- x = 0,0770 g

1,020 g muestra ------- 100 % 0,0770 g Ni2+ ------- x = 7,55 % 7,5% Ni2+ en la aleación ____________________________________________________________________________________ PROBLEMA 9 -3

Reacción de titulación:



Ag+ + 2 CN-

[Ag(CN)2]-

1000 mL ------- 0,1011 moles AgNO3 13,00 mL ------- x = 1,31 10-3 moles AgNO3 1 mol Ag+ -------- 2 moles CN1,31 10-3 moles Ag+ ------- x = 2,62 10-3 moles CN- en exceso 1000 mL ------- 0,1830 moles CN20,00 mL ------- x = 3,66 10-3 moles CN- total Moles de CN- reaccionantes = 3,66 10-3 moles - 2,62 10-3 moles = 1,04 10-3 moles 2 moles CN- ------- 1 mol Ag+ 1,04 10 moles CN- ------- x = 5,2 10-4 moles Ag+ -3

0,3236 g muestra ------- 100 % 1 mol Ag+ ------- 108,00 g -4 + 5,2 10 moles Ag ------- x= 0,056 g 0,056 g Ag+-------- x = 17,35 % 17,3 % ____________________________________________________________________________________ PROBLEMA 10 Reacción de titulación (pH = 12):

Ca2+ + Y4-



CaY2-

1000 mL --------- 0,0200 moles EDTA 20,00 mL---------- x = 4,0 10-4 moles EDTA = moles Ca2+ ( el Mg2+ precipitó ) Reacción de titulación (pH = 10):

Ca2+ + Mg2+ + 2 Y4-  CaY2- + MgY2-

1000 mL -------- 0,02000 moles EDTA 32,20 mL-------- x = 6,44 10-4 moles EDTA = moles Mg2+ + Ca2+ moles de Mg2+ = 6,44 10-4 moles - 4,00 10-4 moles = 2,44 10 -4 moles Mg2+ 9

50,00 mL ------- 2,44 10-4 moles Mg2+ = 2,44 10-4 moles CaCO3 1000 mL ------- x = 4,88 10-3 moles CaCO3 1 mol CaCO3 ------- 100,09 g 4,88 10-3 moles CaCO3 ------- x = 0,4884 g = 488,4 mg

488 ppm

50,00 mL ------- 4,00 10-4 moles Ca2+ = 4,00 10-4 moles CaCO3 1000 mL ------- x = 8,00 10-3 moles CaCO3 1 mol CaCO3 ------- 100,09 g CaCO3 8,00 10 moles CaCO3 ------- x = 0,800 g = 800 mg 800 ppm ____________________________________________________________________________________ -3

Métodos empleados frecuentemente en volumetría de precipitación y complejos. LIEBIG Ag+ + 2 CN-  Ag(CN)2Punto final: Ag(CN)2- + Ag+  2 AgCN (blanco)

VOLHARD



Ag+ + SCN-

AgSCN (blanco)

Punto final: Fe3+ + SCN-



Fe(SCN)2+ (rojo)

SCHALES-SCHALES Hg2+ + 2 Cl-



Punto final:

Hg 2+ + DFC

HgCl2 (complejo soluble) 

(complejo azul) 

Hg 2+ + [Fe(CN)6]3-

(ppdo. blanco)

MOHR Ag+ + Cl-

 AgCl  (blanco) 2 Ag+ + CrO42-

Punto final:



Ag2CrO4 (rojo)

FAJANS Ag+ + ClPunto final:



AgCl  (blanco) AgCl + Ag+exc + Fl-



[(AgCl)Ag]+ Fl-

3.- VOLUMETRÍA DE ÓXIDO REDUCCIÓN 10

PROBLEMAS 1- 100,0 mg de Cu0 se disolvieron en medio ácido; luego de eliminar el ácido remanente se adicionó un exceso de KI (1,00 g). El I2 liberado se tituló con una solución de Na2S2O3, utilizando como indicador engrudo de almidón. Se consumieron 15,60 mL hasta decoloración del indicador. Calcular la molaridad de la solución de tiosulfato. 2- Una muestra pesada de CrO3 de 0,0921 g fue disuelta y tratada con KI y HCl. El I2 generado se tituló con una solución de Na2S2O3 0,01354 g/mL. En la titulación se gastaron 23,75 mL de S2O32-. Calcular el % de CrO3 en la muestra. 3- Para determinar el contenido de ClO- en un polvo blanqueador se pesaron 3,3580 g de muestra, se disolvieron, y llevaron a volumen final en un matraz aforado de 250,00 mL. Para titular 25,00 mL de la solución resultante, después de la adición de HCl y de KI, se gastaron 17,54 mL de Na2S2O3 0,09882 N. Calcular el % de cloro activo en la muestra. 4- Una muestra de NaClO cuya concentración aproximada es 5 % (P/V) expresada como Cl2 activo, fue procesada de la siguiente manera: se tomaron 5,00 mL y diluyeron en matraz de 50,00. A una alícuota de esta dilución, luego del tratamiento adecuado, se la tituló con una solución de valorante (0,002053 g de Na2S2O3 /mL). Indicar el volumen de la alícuota titulada si se utilizó una bureta de 25,00 mL. 5- Una muestra de Na2SO3 anhidro de 2,2590 g, parcialmente oxidado, se disolvió y se llevó a volumen final en un matraz de 200,00 mL. A una alícuota de 20,00 mL se le adicionaron 40,00 mL de I2 0,1199 N. El resto de I2 se tituló con 23,16 mL de Na2S2O3 0,08822 N. Calcular el % de Na2SO3 en la muestra. 6- Se valoró una solución de I2 con As2O3 utilizando un método iodimétrico. Para ello se colocaron en un erlenmeyer 25,00 mL de esta solución cuya normalidad es 0,1000, se agregaron 40 mL de agua, 1 g de bicarbonato de sodio y unos pocos mililitros de solución de almidón. Desde una bureta de 50,00 mL se agregó la solución de I2 hasta aparición de color azul, consumiéndose en este proceso 26,26 mL. Indicar la concentración N de la solución de I2, cuántos gramos de I2 puro se pesaron para preparar 500 mL, y cuántos de As2O3 para preparar la solución 0,1000 N. 7- Una muestra que contiene Fe, cuya masa es de 10,0000 g, se disolvió en H2SO4 y se completó a 500,00 mL con agua destilada. Al ser reducida mediante el reductor de Jones una porción de 10,00 mL requirió 19,00 mL de solución de K2Cr2O7 0,09000 N, en tanto que una muestra análoga sin sufrir tal reducción sólo necesitó 14,00 mL de la misma solución. Calcular el % de Fe2+, Fe total y Fe3+. 8- Una muestra de 1,1523 g que contiene Pb3O4 se disolvió, acidificó y trató de modo que todo el plomo presente precipitó cuantitativamente como PbCrO4. El precipitado se filtró, lavó y disolvió en un exceso de ácido. La solución obtenida se tituló con 15,34 mL de solución de FeSO4 0,1000 N. Calcular el % P/P de Pb3O4 en la muestra. 9- Una muestra conteniendo 0,6467 g de BaCl2.2H2O se disolvió y trató con un exceso de K2CrO4. El precipitado obtenido se filtró, se lavó y disolvió en HCl. A la solución resultante se le agregó un exceso de KI; el I2 liberado se tituló con 48,75 mL de Na2S2O3 0,1370 N. Expresar el resultado del análisis en términos de % P/P de BaO en la muestra. 10- 15,00 mL de una solución de H2O2 se diluyeron a 80,00 mL, se tomaron 10,00 mL de dicha dilución y se valoraron con KMnO4 0,0200 N gastándose 20,00 mL. Calcular el contenido de H2O2 en la muestra en % (P/V) y en Molaridad. Averiguar qué volumen de O2 es capaz de desprender dicha muestra y expresarlo en volúmenes (volumen de O2 liberado por un volumen de solución de H2O2). 11- Se desea valorar una solución de H2O2 de aproximadamente 10 volúmenes. Si dispone de una solución normalizada de KMnO4 0,1000 N, ¿qué volumen de la solución de H2O2 debería tomar si se utiliza una bureta de 25,00 mL? 12- El Ca se puede determinar en sangre precipitándolo como CaC2O4, disolviendo el precipitado en ácido sulfúrico, y titulando el ácido oxálico con una solución valorada de KMnO4. Una muestra de 10,00 mL de sangre tomada de un paciente se diluyó a 50,00 mL en un matraz aforado. Una alícuota de 20,00 mL se 11

trató con un exceso de C2O42- para precipitar el CaC2O4. El precipitado se disolvió en ácido y se tituló con 3,82 mL de KMnO4 0,00500 N. Calcular la concentración de calcio expresada en mg de Ca/dL de sangre. 13- Si 0,2114 g de Na2C2O4 requirieron 33,15 mL de solución de KMnO4 en medio ácido para oxidarse completamente, ¿cuántos mL de Na2S2O3 0,1024 M se requerirán en la titulación iodométrica de 25,00 mL de esta solución de KMnO4? 14- A 0,5000 g de un mineral que contiene KMnO4 se le agregó cierto volumen de solución de NaAsO2. Después que la reacción se completó, el remanente de AsO2- se tituló en medio ácido con K2Cr2O7 0,100 N, gastándose 30,00 mL. Si el contenido de KMnO4 en la muestra es de 86,93 % P/P expresado como MnO2 ¿qué masa de As2O3 disuelto contenía la solución de AsO2- agregada? Pesos atómicos y moleculares utilizados en los problemas redox As Ba C Ca Cl Cr Cu Fe I K Mn Na O Pb S

75 137 12 40 32 52 63,6 56 127 39 55 23 16 207 32

As2O3 BaO CrO3 H2O2 HAsO2 KMnO4 MnO2 Na2C2O4 NaClO Na2S2O3 Na2SO3 Pb3O4

198 153 99,9 34 108 158 87 134 74,5 158 126 685,6

RESOLUCIÓN DE PROBLEMAS PROBLEMA 1 Por su disolución en medio ácido se da la siguiente reacción: Cu0  Cu2+ + 2 eCu2+ + 1e- 

I2 + 2 e-  2 I-

Cu+ 12

Cu+ + I-  - (1/2 I2 + 1e-  Cu2+ + 2 I-

- ( S4O62- + 2 e -  2 S2O32- )

CuI (s) I- )

 CuI(s) + 1/2 I2

I2 + 2 S2O32-  2 I- + S4O62-

PE Cu = PA / 1 = 63,6 63,6 g Cu2+ ------- 1 eq 0,1000 g Cu2+ ------- x = 1,5723 10-3 eq Cu2+ = eq I2 = eq S2O3 215,60 mL ------- 1,5723 10-3 eq S2O321000 mL ------- x = 0,1008 eq = 0,1009 moles S2O32 0,1008 M ____________________________________________________________________________________ PROBLEMA 2 1 mL ------- 0,01354 g Na2S2O3 23,75 mL ------- x = 0,3215 g PE Na2S2O3 = 2 PM / 2 = 158 158 g ------- 1 eq Na2S2O3 0,3215 g ------- x = 2,035 10-3 eq Na2S2O3 = eq I2 generado = eq CrO3 de la muestra CrO3 + 6 H+ + 3 e-  Cr3+ + 3 H2O

PE CrO3 = PM / 3 = 33,3

1 eq CrO3 ------- 33,3 g 2,035 10-3 eq ------- x = 0,06777 g 0,0921 g CrO3 ------- 100 % 0,06777 g ------- x = 73,58 %

73,6 %

PROBLEMA 3 Reacción de titulación: HClO + H+ + 2 e-  Cl- + H2O - (I2 + 2 e-  2 I-)

(1)

HClO + H+ + 2 I-  Cl- + H2O + I2 I 2 + 2 e-  2 I - ( S4O6 2- + 2 e-  2 S2O32- ) I2 + 2 S2O32-

 2 I- + S4O62-

Reacción de descomposición:

(El I2 liberado se titula con Na2S2O3)

Cl- + HClO + H+  Cl2 + H2O (en medio H+)

(2)

S2O32-3

1000 mL ------- 0,09882 eq 17,54 mL ------- x = 1,733 x 10 eq S2O32- = eq de I2 generado = eq ClO- de la muestra 25,00 mL ------- 1,733 10-3 eq ClO250,00 mL ------- x = 0,01733 eq Por ecuación (1):

Por ecuación (2):

PE ClO- = PM / 2 = 51,5 / 2

1 eq ------- 25,75 g ClO0,01733 eq ------- x = 0,4463 g

51,5 g ClO- ------- 71 g Cl2 0,4463 g ------- x = 0,6153 g Cl2

3,3580 g ------- 0,6153 g Cl2 100 g ------- x = 18,32 % P/P

18,32 % P/P 13

_________________________________________________________________________________ PROBLEMA 4 1 mL ------- 0,002053 g S2O3220 mL ------- x = 0,04106 g 158 g ------- 1 eq S2O320,04106 g ------- x = 2,5987 10-4 eq S2O32- = eq I2 generados = eq de ClO- de la alícuota 2 eq ClO- ---- 1 mol ClO- ---- 1 mol Cl2 ---- 71 g Cl2 2,5987 10-4 eq ClO- --------------------------- x = 9,2255 10-3 g Cl2 Cálculo de la concentración estimada de la alícuota: Cf = (Ci x Vi) / Vf = (5 % x 5,00 mL) / 50,00 mL = 0,5 % (P/V) 0,5 g Cl2 ------- 100 mL 9,2255 10-3 g ------- x = 1,84 mL La alícuota titulada fue de 2 mL tomados con pipeta aforada ___________________________________________________________________________________ PROBLEMA 5 SO42- + 4 H+ + 2 e-  H2SO3 + H2O (1) -( I 2 + 2 e-  2 I- ) SO42- + 4 H+ + 2 II2 total Resto de I2

 I2

+

H2SO3 + H2O

I 2 + 2 e-  - (S4O6 2- + 2 e-  I2 + 2 S2O32-



2 I2 S2O32-)

(2)

2 I- + S4O62

1000 mL ------- 0,1199 eq I2 40,00 mL ------- x = 4,796 10-3 eq 1000 mL ------- 0,08822 eq S2O3 223,16 mL ------- x = 2,043 10-3 eq S2O3 2- = eq I2 (resto)

I2 reaccionante = (4,796 - 2,043) 10-3 eq = 2,753 10-3 eq I2 = eq SO3 2Por ecuación (1):

PE Na2SO3 = PM / 2 = 63

1 eq ------- 63 g Na2SO3 -3 2,753 10 eq ------- x= 0,1734 g

20,00 mL ------- 0,1734 g Na2SO3 200 mL ------- x = 1,734 g

2,2590 g ------- 100 % 1,734 g ------- x = 76,75 % 76,8 % Na2SO3 ____________________________________________________________________________________ PROBLEMA 6 La iodimetría consiste en titular el analito (que es un agente reductor) con una solución estandarizada de I2. 1000 mL ------- 0,1000 eq As2O3 25,00 mL ------- x = 2,5 10-3 eq As2O3 = eq I2 I2 + 2 e-  2 I-

26,26 mL -------2,5 10-3 eq I2 1000 mL ------- x = 0,09520 N 0,0952 N

PE I2 = PM / 2 = 126,9

1 eq ------ 126,9 g I2 0,09520 N ------ x = 12,8088 g 1000 mL ------- 12,8088 g I2 500 mL ------- x = 6,04044 g

6,04 g

El As2O3 es el patrón primario de elección cuando se quiere titular I2 en medio débilmente alcalino. La reacción transcurre a pH entre 4 – 9; generalmente pH = 6,5 es el más aconsejable pues a pH menores la reacción es muy lenta. 14

PE As2O3 = PM / 4 = 198 / 4 (Ver guía: Preparación de soluciones-Patrones primarios) 1 eq As2O3 ------ 49,5 g As2O3 0,1000 eq ------- x = 4,950 g

4,950 g

En este último resultado la masa se pesó en una balanza analítica, pues se trata de un patrón primario, y por lo tanto se expresa con la cifra significativa correspondiente. ____________________________________________________________________________________ PROBLEMA 7 El reductor de Jones consiste en una columna rellena con una amalgama Zn / Hg (se obtiene tratando Zn metálico con una solución al 2% de Hg2Cl); cuando a través de la misma se pasa una solución acuosa conteniendo hierro, reduce el ión metálico a su menor estado de oxidación. Reacción de titulación:

14 H+ + Cr2O72 + 6 e-  - 6 ( Fe3+ + 1 e- 

2 Cr3+ + 7 H2O Fe2+ )

14 H+ + Cr2O72 + 6 Fe2+  6 Fe3+ + 2 Cr3+ + 7 H2O 1000 mL -------- 0,09000 eq Cr2O72 14,00 mL -------- x = 1,26 10-3 eq Cr2O72 = eq Fe2+

Muestra sin reducción (Fe2+):

Muestra después de su reducción (Fe2+ total): 1000 mL ------- 0,09000 eq Cr2O72 19,00 mL ------- x=1,71 10-3 eq Cr2O72 = eq Fe2+ total 1,71 10-3 eq Fe2+ total - 1,26 10-3 eq Fe2+ = 0,45 10-3 eq Fe3+ 1 eq ------1,26 10-3 eq ------1,71 10-3 eq ------0,45 10-3 eq -------

56 g x = 70,56 10-3 g Fe2+ x = 95,76 10-3 g Fe total x = 25,20 10-3 g Fe3+

500,00 mL ------- 10,0000 g muestra 10,00 mL ------- x = 0,2 g = 200 mg muestra 200 mg muestra ------- 100 % 70,56 mg Fe2+ ------- x = 35,28 % Fe2+ 95,76 mg Fe total ------- x = 47,88 % Fe total 35,3 % Fe2+; 47,9 % Fe total; 12,6 % Fe3+ 25,20 mg Fe3+ ------- x = 12,60 % Fe3+ ____________________________________________________________________________________ PROBLEMA 8 Disolución del PbCrO4 en medio ácido: 2 PbCrO4 (s) + 2 H+  Cr2O7 2- + 2 Pb2+ + H2O (1) 14 H+ + Cr2O72 + 6 e-  2 Cr3+ + 7 H2O - 6 ( Fe3+ + 1 e-  Fe2+ )

Reacción de titulación redox:

14 H+ + Cr2O72 + 6 Fe2+  6 Fe3+ + 2 Cr3+ + 7 H2O Por ecuación (4) Por ecuación (2) Por ecuación (1)

1000 mL -------- 0,1000 eq Fe 2+ 15,34 mL -------- x = 1,534 10-3 eq Fe 2+ = eq Cr2O72 6 eq -------- 1 mol Cr2O72 1,534 x 10 -3eq -------- x = 2,5567 10 -4 moles 1 mol de Cr2O72 -------- 2 moles CrO42 2,5567x 10 -4 moles -------- x = 5,1133 x 10 -4 moles CrO42 = moles Pb

3 moles Pb ------- 1 mol Pb3O4 = 685,6 g 5,1133 10 -4 moles ------- x = 0,11685 g 1,1523 g --------- 0,11685 g Pb3O4 15

(2) (3) (4)

100 g --------- x = 10,140 %

10,14 %

PROBLEMA 9 Disolución del precipitado: Se genera I2:

2 BaCrO4 (s) + 2 H+  Cr2O7 2- + 2 Ba2+ + H2O

14 H+ + Cr2O7 2- + 6 e-  2 Cr3+ + 7 H2O - 3 ( I2 + 2 e-  2 I- ) 14 H+ + Cr2O7 2- + 6 I-  2 Cr3+ + 7 H2O + 3 I2 I 2 + 2 e-  2 I - ( S4O6 2- + 2 e-  2 S2O32- )

El I2 liberado se titula con S2O32-:

I2 + 2 S2O32-  2 I- + S4O621000 mL ------- 0,1370 eq S2O3248,75 mL ------- x = 6,678 10-3 eq S2O32- = eq I2 = eq Cr2O7 26 eq -------- 1 mol Cr2O7 26,678 10 -3 eq -------- x = 1,113 10 3- mol 1 mol Cr2O7 2- ------- 2 moles CrO421,113 10 3- mol Cr2O7 2- ------- x = 2,226 10-3 moles CrO42- = moles Ba2+ = moles BaO 1 mol BaO ------- 153 g 0,6467 g BaCl2 ------- 100% 2,226 10-3 moles ------- x = 0,3406 g 0,3406 g ------- x = 52,66 % 52,7 % ____________________________________________________________________________________P ROBLEMA 10 Reacción de titulación:

2 ( MnO4- + 8 H+ + 5 e-  -5 (O2 (g) + 2 H+ + 2 e- 

Mn2+ + 4 H2O ) H2O2 )

(1)

6 H+ + 2 MnO4- + 5 H2O2  2 Mn2+ + 5 O2 + 8 H2O Reacción de descomposición:

2 H2O2  2 H2O + O2 (g)

(2)

1000 mL ------- 0,0200 eq MnO420,00 mL ------- x = 4,00 10-4 eq MnO4- = eq H2O2 15,00 mL H2O2  Vf = 80,0 mL  Volumen alícuota = 10,00 mL 10,00 mL ------- 4,00 10-4 eq H2O2 80,00 mL ------- x = 3,20 10-3 eq H2O2 en 15 mL de la muestra. Por (1)

2 eq H2O2 ------- 1 mol 3,20 10-3 eq ------- x = 1,60 10-3 moles H2O2

1 mol ------- 34 g H2O2 1,60 10-3 moles ------- x = 0,0544 g

15,00 mL -------- 0,0544 g H2O2 100 mL --------- x = 0,3627 g

100 mL --------- 0,3627 g H2O2 1000 mL --------- x = 3,627 g

34 g ------ 1 mol H2O2 3,627 g ------ x = 0,1066 moles

Por (2)

0,107 M

2 moles H2O2 ------- 1 mol O2 1,60 10-3 moles ------- x = 8,0 10-4 moles O2

1 mol O2 ------- 22,414 Litros O2 (en CNPT) 8,0 10-4 moles ------- x = 0,01793 Litros O2 15 mL

0,363 % (P/V)

0,0179 Litros O2

------- 17.9 mL O2 16

1 mL ------- x = 1,193 mL

1,19Vol.

Expresar la concentración de agua oxigenada en volúmenes significa volumen de oxígeno desprendido por volumen de solución. Por ejemplo, el H2O2 de 10 Vol. indica que el volumen de oxígeno, en CNPT, que se forma de la descomposición del H2O2 contenida en un volumen cualquiera de la solución, es 10 veces el volumen de ésta. Vale decir, 10 mL de O2 por mL de solución (ó dL en dL ó L en L). ________________________________________________________________________________ PROBLEMA 11 Sabiendo que el H2O2 es aproximadamente 10 Vol.: Por reacción de descomposición:

22,4 L -------- 1 mol de O2 10 L -------- x = 0,4464 moles

1 mol de O2 ------- 2 moles de H2O2 0,4464 moles ------- x = 0,8928 moles

Por reacción de titulación: 1 mol de H2O2 ------ 2 eq H2O2 0,8928 moles ------ x = 1,7857 eq H2O2 (contenidos en la solución de 10 Vol) Por otra parte, si se dispone de una bureta de 25,00 mL y estimando gastar aproximadamente 20 mL: 1000 mL ------- 0,1000 eq MnO420 mL -------- x = 2 10-3 eq MnO4- = eq H2O2 De acuerdo a esto se pueden calcular cuántos mL de muestra se deberán pipetear y colocar en el erlenmeyer, para ser titulados por la solución de KMnO4 0,1000 N: 1,7857 eq -------- 1000 mL de solución de H2O2 1,00 mL (medidos con pipeta aforada) 2 10-3 eq -------- x = 1,12 mL _________________________________________________________________________________ PROBLEMA 12 CaC2O4 (s) + 2 H+  Ca2+ + H2C2O4 - 5 (2 H+ + 2 CO2 + 2 e-  2 (8H+ + MnO4- + 5 e- 

H2C2O4 ) Mn2+ + 4 H2O )

6 H+ + 2 MnO4- + 5 H2C2O4  2 Mn2+ + 8 H2O + 10 CO2 1000 mL ------ 0,00500 eq MnO43,82 mL ------ x = 1,91 10-5 eq MnO4- = eq H2C2O4 PE Na2C2O4 = PM / 2 = 67 2 eq H2C2O4 -------- 1mol 1,91 10-5 eq ---- x = 9,55 10-6 moles H2C2O4 = moles C2O42- = moles Ca2+ 20,00 mL ------- 9,55 10-6 moles Ca2+ 50,00 mL ------- x = 2,387 10 -5 moles 1 mol Ca2+ ------- 40 g 2,387 10-5 moles ------- x = 9,55 10-4 g 10,00 mL sangre -------- 9,55 10-4 g Ca2+ 9,6 mg/dL 100,00 mL sangre -------- x = 9,55 10-3 g ____________________________________________________________________________________ PROBLEMA 13 Reacciones involucradas:

5 H2C2O4 + 6 H+ + 2 MnO4  10 CO2 + 8 H2O + 2 Mn 2+ 2 MnO4 + 10 I– (exceso) + 16 H+  2 Mn2+ + 5 I2 + 8 H2O 17

(1) (2)

I2 + 2 S2O32-  2 I- + S4O62Por ecuación (1):

(3)

67 g --------- 1 eq Na2C2O4 0,2114 g --------- x = 3,15522 10 -3 eq Na2C2O4 = eq MnO4

33,15 mL --------- 3,15522 10 -3 eq 1000 mL --------- x = 0,09518 N MnO4 Por ecuaciones (2) y (3): 1000 mL -------- 0,09518 eq MnO4 25,00 mL -------- x = 2,3795 10 -3 eq MnO4 = eq I2 = eq S2O32 0,1024 eq S2O32 -------- 1000 ml 2,3795 10 -3 eq -------- x = 23,237 ml 23,24 mL ____________________________________________________________________________________ PROBLEMA 14 Reacciones involucradas: 2 ( MnO4- + 8H+ + 5 e-5 ( H3AsO4 + 2 H+ + 2 e-

MnO4- + 4H+ + 3 e-  MnO2 + 2 H2O

(1)

 Mn2+ + 4 H2O)  HAsO2 + 2 H2O)

(2) (3)

2 MnO4- +5 HAsO2 +6 H+ +2 H2O  Cr2O7 2- + 14 H+ + 6 e- 3 ( H3AsO4 + 2 H+ + 2 e-

 

Cr2O7 2- +3 HAsO2 + 8 H+ 

2 Mn2+ + 5 H3AsO4

(4)

2 Cr3+ + 7 H2O HAsO2 + 2 H2O) Cr3+ + H2O + 3 H3AsO4

(5)

H3AsO4 + H+ + 2 e  HAsO2 + 2 H2O Por ecuación (1):

(6)

87 g ------- 1 mol MnO2 86,93 g ------- x = 0,999 mol MnO2 = moles de KMnO4

100 g muestra ------- 0,999 moles KMnO4 0,500 g ------- x = 4,995 10-3 moles Por ecuaciones (2) y (4):

1 mol KMnO4 ------- 5 eq 4,995 10-3 moles ------- x = 0,0249 eq KMnO4 = eq AsO2- reaccionantes

Cálculo del exceso de AsO2- : AsO2- total:

1000 mL ------- 0,100 eq Cr2O7 230,00 mL ------- x = 3 10-3 eq Cr2O7 2- = eq AsO2- por ec. (5)

0,0249 eq + 3 10-3 eq = 0,0279 eq

Por ecuación (6):

PE HAsO2 = PM / 2

2 eq -------- 1 mol HAsO2 0,0279 eq -------- x = 0,01395 moles HAsO2 = moles As

2 moles As ------- 1 mol As2O3 0,01395 moles As ------- x = 6,975 10-3 moles As2O3

1 mol As2O3 ------- 198 g 6,975 10-3 moles ------- x = 1,381 g 1,38 g As2O3

El patrón primario óxido arsenioso es un sólido poco soluble en agua por lo que sus soluciones se preparan disolviéndolo en hidróxido de sodio. Luego se acidifica con ácido clorhídrico o sulfúrico hasta reacción levemente ácida al tornasol: 18

As2O3 + 2 OH-  2 AsO2- + H2O AsO2- + H+  HAsO2

19