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Tarea global pt 3 - 2021
Química Analítica I (Universidad de Guayaquil)
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Química Analítica I (Universidad de Guayaquil)
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lOMoARcPSD|11078140

Universidad de Guayaquil
Carrera de ingeniería Química
Estudiante:
Keyla Abigail Vinueza Rendón
Curso:
Química Analítica 4-3
Docente:
Ing. Dolores Augusta Jiménez Sánchez
Tema:
TAREA GLOBAL 3
Ciclo:
2020-2021 CI
lOMoARcPSD|11078140

Actividad 23: Resuelva los siguientes ejercicios basados en el porcentaje de pureza. Se
recomienda hacer los cálculos y el resultado final con 4 decimales.
1. Calcule los moles de oxígeno que se forman cuando se descomponen 255 g de
clorato de potasio al 93 % de pureza. Formule y balancee la ecuacion química. Rta.
2.5612 moles
KCl� 3 + calor → KCl+ �2
2KCl�3 + calor → 2KCl+ 3�2
255g∗93 %=237,15g
FeS∗1mol KClO3
122,5gKClO3
∗3moles O2
2moles KClO3
=2,9039molesO2
2. Al quemarse sulfuro de hierro (II) en presencia de oxígeno se obtiene dióxido de
azufre y óxido de hierro (III).
a. Formular y balancear la química formada.
Fe� + �2 → Fe2�3 + ��2
4Fe� + 7�2 → 2Fe2�3 + 4��2
b. Calcular la cantidad en moles de dióxido de azufre que se formará a partir de 600 g de
FeS al 40 % de pureza. Rta. 2.7298 moles
600g FeS∗40%=240g
FeS∗1mol FeS
87,92gFeS
∗4moles SO2
4moles FeS
=2,7298molesSO2
3. Al reaccionar 8.6 g de sulfuro de calcio al 85 % de pureza con 0.5 moles de dióxido
de azufre, ¿cuántos gramos de azufre se obtienen? Rta. 1.6190 g
�� + ��2 → ��2�3 + �
2�� + 3��2 → 2��2�3 + �
8,6 g �� * 85% = 7,3 g ��
SO2=0.5 moles
7,3
gCaS∗1molCaS
72,138gCaS
=0.101molesCaS (Reactivo limitante)
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7,3
gCaS∗1molCaS
72,138 gCaS
∗1mol S
2moles CaS
∗32g S
1mol S
=1,6190 gS
4. Una muestra de 1500 g de óxido férrico al 85 % de pureza se mezcla con 1130 g de
carbono. Al someterse estos dos sólidos a calentamiento reaccionan según la ecuación
química siguiente:
��2�3 + � → �� + ��2
Determinar:
a. Los moles iniciales de óxido férrico y de carbono
b. Los gramos del reactivo en exceso que quedaron sin reaccionar. Rta.
986.36 g
a) Los moles iniciales de óxido férrico y de carbono
��2�3= (1500) *(0.85) =1275 g ��2�3 * (1 mol ��2�3 / 159.68 g ��2�3) = 7.98 moles
��2�3
C= 1130 g C * (1mol de C / 12.011 g C) = 94.08 moles de C
b) Los gramos del reactivo en exceso que quedaron sin reaccionar. Rta.986.36 g
7.98 moles ��2�3 * (3 mol CO2 / 2 mol ��2�3) = 11.97 mol CO2 R.L
94.08 mol C * (3 mol CO2 / 3 mol C) = 94.08 mol CO2 R. E
1275 g ��2�3 * (1 mol ��2�3 / 159.69 g ��2�3) * (3 mol C / 2 mol ��2�3) * (12.011 g
C / 1mol C) = 143.85 g de C
Gramos sin reaccionar = 1130g C – 143.85g C = 986.15g de C
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5. De acuerdo a la siguiente ecuación:
��2�3 + �� → �� + ��2
Supongamos que se obtienen 1.64 kg de Fe partir de una muestra de 2.62 kg de
��2�3, �uál es el porcentaje de pureza del ��2�3 en la muestra original? Rta.
89.31 %
��2�3 + 3�� → 2�� + 3��2
Supongamos que se obtienen 1.64 kg de Fe partir de una muestra de 2.62 kg de
��2�3, ¿cuál es el porcentaje de pureza del ��2�3 en la muestra original?
Rta.89.31 %
1640g Fe * (1mol Fe / 55.84g Fe) * (1mol ��2�3 / 2 mol Fe) * (159.68g ��2�3 / 1 mol ��2�3) =
2344.87g ��2�3
(2344.87g ��2�3 / 2620g ��2�3) = 89.49%
Actividad 24: Resuelva los siguientes ejercicios basados en el rendimiento de la reacción.
Se recomienda hacer los cálculos y el resultado final con 4 decimales.
1. Si 3 moles de tricloruro de fósforo se mezclan con un exceso de agua producen 110 g
de cloruro de hidrógeno. Formular y balancear la ecuación formada. Calcular el
porcentaje de eficiencia. Rta. 33.58 %
PCl3+3 H2O →HPO3+3 HCl
3moles PCl3 ×
3moles HCl
1molPCl3
×
36,4609g HCl
1mol HCl
=328,1481 g HCl
% Rendimiento=
Cantidad Real
Cantidad Teórica
×100%
% Rendimiento=
110 g HCl
328,1481g HCl
×100%=33,5214%
2. Determine los moles de óxido de aluminio que se forman al reaccionar 87.5 g de
aluminio con 103.6 g de oxígeno, si el rendimiento de la reacción es del 70
%. Rta. 1.134 moles
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4 Al+3O2→2 Al2 O3
87,5g Al×
1mol Al
26,982 g Al
=3,2429moles Al
103,6gO2 ×
1molO2
32 gO2
=3,2375molesO2
3,2429moles Al×
3molesO2
4 moles Al
=2,4322molesO2
3,2375molesO2×
4moles Al
3moles O2
=4,3167moles Al
ReactivoLimitante : Al
Reactivo en Exceso:O2
3,2429moles Al×
2moles Al2O3
4 moles Al
=1,6215moles Al2O3
% Rendimiento=
Cantidad Real
Cantidad Teórica
×100%
70%=
Cantidad Real
1,6215moles Al2O3
×100%
Cantidad Real=
70%×1,6215moles Al2O3
100%
=1,1351moles Al2O3
3. A partir de fluoruro de amonio, aluminato de sodio e hidróxido de sodio en solución
acuosa se obtiene criolita (Na3AlF6). En una experimentación se mezclaron 110 g de
fluoruro de amonio con 91.6 g de aluminato de sodio y 70 g de hidróxido de sodio. La
masa de criolita producida fue de 65 g. ¿Cuál fue el rendimiento porcentual de la
reacción? Formule y balancee la reacción química formada. 62.53 %
110 g NH4 F×
1mol NH4 F
37,0366 g NH4 F
=2,9700moles NH4 F
91,6 g NaAl(OH )4 ×
1mol NaAl(OH)4
118,0036 g NaAl(OH)4
=0,7762moles NaAl(OH )4
70g NaOH ×
1mol NaOH
39,9979g NaOH
=1,7501moles NaOH
2,97moles NH4 F ×
1mol Na3 AlF6
6moles NH4 F
×
209,94 g Na3 AlF6
1mol Na3 AlF6
=103,9203g Na3 AlF6
% Rendimiento=
Cantidad Real
Cantidad Teórica
×100%
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% Rendimiento=
65 gNa3 AlF6
103,9203g Na3 AlF6
×100%=62,5479%
4. El tricloruro de fósforo se produce por la reacción de fósforo blanco (P4) y cloro. Se
recolectó una muestra de tricloruro de fósforo de 208.6 g a partir de
52.36 g de P4 con exceso de cloro. ¿Cuál es el rendimiento porcentual de la reacción?
89.84 %
Fórmula balanceada:
P4+6Cl2→4PCl3
Datos:
Cant. Real de P4= 52.36 g
Cant. Real de PCl3= 208.6 g
pm de P4= 123.895 g/mol
pm de PCl3= 137.33 g/mol
52.36 g P4
1
∗1mol P 4
123.895 gde P4
∗4 mol PCl3
1mol P 4
∗137.33g PCl3
1mol PCl3
=232.15138 gde PCl3
%rendimiento=
208.6 g
232.15138 g
∗100=89.89% Rta
5. El anhídrido ftálico, C8H4O3, obtenido por la oxidación controlada del naftaleno:
C10H8 + O2 → C8H4O3 + CO2 + H2 O
se obtiene 70% de rendimiento máximo del producto de la ecuación anterior.
¿Cuánto anhídrido ftálico se podría producir por oxidación de 150 lb de C10H8? Rta.
121.3240 lb
2C10H8+9O2→ 2C8H4O3 + 4CO2 + 4H2O
Datos:
Cant. Real de C10H8 = 150 lb =68038.8 g
pm de C10H8= 128 g/mol
pm de C8H4O3= 148 g/mol
% rendimiento= 70%
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68038.8 gdeC10 H 8
1
∗1molC10 H 8
128g deC10 H8
∗2molC8 H 4O 3
2molC 10H 8
∗148 gdeC8 H 4 O3
1molC8 H 4 O3
=78669.8625 gdeC8 H 4 O3
Cant realdeC 8H 4O3=
78669.8625g∗70
100
=55068.90375
g
453.59g
=121.40lb Rta
6. El disulfuro de carbono, se puede obtener a partir del dióxido de azufre,
¿cuánto disulfuro de carbono puede obtenerse a partir de 28g de SO2 con exceso de
coque, si la conversión de SO2 tiene 85% de eficiencia? Rta.28.28 g
2SO2+5C→ CS2 + 4CO
Datos:
Cant. Real de SO2= 28g
pm de SO2= 64.066 g/mol
pm de CS2= 76.139 g/mol
% rendimiento= 85%
28 gde SO2
1
∗1mol SO2
64.066 gde SO 2
∗1molCS 2
2molSO 2
∗76.139 gdeCS 2
1molCS 2
=16.63824806gde CS2
Cant realdeCS 2=
16.63824806 g∗85%
100
=14.1425 g∗2(diatómico )=28.28 g Rta
7. Mediante la reducción del óxido de cromo (III) con aluminio determinar:
a. Ecuación química y balancearla
2Al + Cr2O3 2Cr + Al2O3
b. Los moles de cromo que se producen al reaccionar 39g de Al al 71 % de pureza con 0.4
moles de óxido de cromo (III), si el rendimiento de la reacción es del 79 %. Rta. 0.3160
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moles
39g Al→100% x=
39g×71%
100%
=27,69g Al
x→71%
27,69g Al×
1mol Al
26,982g Al
=1,0262mol Al
1,0262mol Al×
1molCr2O3
2moles Al
=0,5131molesCr2O3
ReactivoLimitante :Cr2 O3
Reactivo en Exceso: Al
0,4molesCr2 O3×
2molesCr
1molCr2O3
=0,8molesCr
% Rendimiento=
Cantidad Real
Cantidad Teórica
×100%
79%=
Cantidad Real
0,8molesCr
×100%
Cantidad Real=
79%×0,8molesCr
100%
=0,632molesCr
c. Al mezclar 93 g de aluminio al 89 % de pureza con 3 moles de Cr2O3 se obtienen 2.9
moles de Cr. Determine el rendimiento de la reacción. Rta.
96.67 %
93 g Al→100% x=
89×93 gAl
100
=82,77 gAl
x→89%
82,77 g Al×
1mol Al
26,982g Al
=3,0676moles Al
3,0676moles Al×
1molCr2 O3
2moles Al
=1,5338molesCr2O3
3molesCr2O3 ×
2moles Al
1molCr2 O3
=6 moles Al
ReactivoLimitante : Al
Reactivo en Exceso:Cr2 O3
3,0676moles Al×
2molesCr
2moles Al
=3,0676molesCr
lOMoARcPSD|11078140

% Rendimiento=
Cantidad Real
Cantidad Teórica
×100%
% Rendimiento=
2,9molesCr
3,0676molesCr
×100%=94,5364%
8. Una mezcla de 3.87 g de fosfina, de 83 % de pureza y 0.25 g de sulfato de cobre (II)
pentahidratado (PM=249,68) obteniéndose como productos fosfuro de cobre (II),
ácido sulfúrico y agua.
a. Formular y balancear la ecuacion química formada
3CuSO4 5H2O + 2PH3 Cu3P2 + 3H2SO4 + 15H2O
a. Determinar el reactante limitante
3,87 gPH3 →100%
x→83%
x=
3,87g×83%
100%
=3,2121 gPH3
3,2121g PH3×
1mol PH3
33,9977 g PH3
=0,0945moles PH3
0,0945moles PH3×
3molesCuSO4 ∙5 H2 O
2moles PH3
=0,1418molesCuSO4∙5 H2O
0,25gCuSO4 ∙5H2 O×
1molCuSO4 ∙5H 2O
249,68 gCuSO4∙5 H2O
=1,0013×10
−3
moles CuSO4 ∙5H 2O
Reactivo Limitante :CuSO4 ∙5H 2O
b. Calcular la masa en gramos de fosfuro de cobre (II) (PM=252.56) producido, dado que
el rendimiento porcentual de la reacción es 5.97 %. Rta. 0.005015 g
1,0013×10
−3
molesCuSO4 ∙5 H2 O×
1molCu3 P2
3molesCuSO4 ∙5 H2 O
×
252,586gCu3 P2
1molCu3 P2
=0,0843gCu3 P2
% Rendimiento=
Cantidad Real
Cantidad Teórica
×100%
5,97%=
Cantidad Real
0,0843gCu3 P2
×100%
Cantidad Real=
5,97%×0,0843gCu3 P2
100%
=0,005033gCu3 P2
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Actividad 25: Determinar el factor gravimétrico para convertir:
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Ejemplo
Determinación de agua en tabletas de antiácido.
La muestra reacciona, se recoge el agua sobre un desecante sólido y su masa se determina
a partir del peso ganado por el desecante.
Actividad 26: Complete la siguiente tabla de acuerdo con el nombre de cada
instrumento y equipo utilizado.
Instrumento/equipo Nombre
Tema Desarrollo Resultado
Fe3O4 en Fe
Fg =
�� 3 ��
=
3∗55,85 � ��
=
�� 3� 4 231.54 � ��3�4
�
��
0.7236
��
�
3 4
AgCl en Cl
Na2SO4 en Na
CaO en Ca
Mg2P2O7 en
Mg
BaSO4 en Ba
PbCrO4 en Cr
75
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Tubo en U
Crisol
Balanza
analítica
Embudo
Estufa
76
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Recipiente de humedad
Agitador
Mufla
rejilla
Agitator magnetic
Pinzas para crisol
Desecador
77
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Actividad 27: Resuelva los siguientes ejercicios. Se recomienda hacer los cálculos y el
resultado final con 4 decimales.
1- ¿Cuál es la masa en gramos del precipitado de AgCl2, si se agregan 2,5 mL de una
disolución de CaCl2 0.149 M a 18 mL de disolución de AgNO3 0.899 M? Rta. 0.1068 g
2 AgNO3+CaCL2→2 AgCl+Ca(NO3)2
Pm ( AgNO3¿=¿ 169,87 gr/mol ; M=0,899 ; V= 0,018 l
Pm ( CaCL2¿=¿ 111 gr/mol ; M=0,149 ; V=0,0025 l
M=
n
V
n(AgNO 3)=0,899∗0,018=0,016182mol
n(CaCL2)=0,149∗0,0025=0,0003725mol
m( AgNO3¿=¿ 169,87* 0,016182=¿ 2,748 gr
m( CaCL2¿=¿ 143,32 * 0,0003725=¿ 0,0534 gr
CaCL2=2,748 gr AgNO
3∗1∗111 gr CaCl2
2∗169,87 gr AgNo3
=0,8978gr CaCl2
AgNo 3=0,0534gr CaCl
2∗2∗143,32
1∗111gr CaCl2
=0,1378gr
2- Una muestra de 0,683 g de un compuesto desconocido, que contiene iones Ba2+, se
disuelve en agua y se trata con un exceso de Na2SO4. Si la masa del precipitado de
BaSO4 formado es de 0.4105 g, ¿cuál es el porcentaje en masa de Ba en el compuesto
original desconocido? Rta. 35.34 %
Ba Xb+Na 2SO 4→BaSO 4+2Na Xb
%
m
m
(Ba)=
masadel soluto(Ba)
masatotal(Ba Xb)
∗100
mi(Ba)=md
mi(Ba)=
M (Ba)
M (BaSO 4)
∗m(BaSO4)
%
m
m
(Ba)=
M (Ba)
M (BaSO 4)
∗m(BaSO 4)
masa total(Ba Xb)
∗100
%
m
m
(Ba)=
137
233
∗0,4105
0,683
∗100
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%
m
m
(Ba)=35,34%
3- ¿Cuántos gramos de NaCl se necesitan para precipitar la mayor parte de los iones
Ag+ de 2,50 mL de una disolución de AgNO3 0,0243 M? Escribir la ecuación iónica
neta para la reacción. Rta. 0.3554 g
−¿( AQ)→ AgCl(solido)
−¿( AQ)+ Ag
¿
Cl¿
NaCl(solido)+ AgNO3(A Q)→ AgCl(solido)+Na(NO3)( AQ)
mi
Mi
=Cd∗Vd
m(NaCl)=58,5
gr
mol
∗0,0243mol
litro
∗0,0025litros=0,00355gr
4- La concentración de iones Cu2+ en el agua (que también contiene iones sulfato), se
determina agregando una disolución de sulfuro de sodio en exceso a 0.75 L del agua,
La ecuación molecular es
��2(��) + �� 4(��) → ��2��4(��) + ��(�)
Ecuación iónica neta: S
−2
(AQ )+Cu
−2
→CuS(solido)
0,02023gr
CuS∗1molCuS
95,62gr CuS
∗1molCu
−2
1molCuS
=0,000212molCu
−2
M=
0,000212molCu
−2
0,75litros
=0,000282M
Escriba la ecuación iónica neta y calcule la concentración molar de Cu2+ en la
muestra de agua si se forman 0.02023 g de CuS sólido. Rta. 0.000282 M
5- Una muestra de 0.3103 g que contiene únicamente NaCl (58.44 g/mol) y BaCl2
(208.23 g/mol) produjo 0.5127 g de AgCl (143.32 g/mol) seco. Calcule el porcentaje de
cada compuesto de halógeno en la muestra. Rta. 25.62 % NaCl y 74.38 % BaCl2
NaCl+AgNO3=Agcl+NaNO3
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BaCl2+2 AgNO3=2 Agcl+Ba(NO3)2
Xg NaCl y(0.3103−x)gBaCl2
Xg
NaCl∗1mol NaCl
58.44 gNaCl
=
x
58.44
mol NaCl
(0.3103−X)gBaCl
2∗1mol BaCl2
208.23g BaCl2
=
(0.3103−x)
208.23
mol NaCl
x
58.44
+
2(0.3103−X)
208.23
=
0.5127
143.32
x
58.44
+
0.6206−2 X
208.23
=3.5773∗10
−3
208.23 X−116.88 X=43.5321−36.2678
X=0.07952162 g NaCl
0.3103−0.07952162=0.23077838g BaCl2
%=
Masa de NaCl
Masadela muestra
∗100=
0.07952162
0.3103
∗100=25.62% NaCl
%=
Masade BaCl2
Masadela muestra
∗100=
0.23077838
0.3103
∗100=74.37% BaCl2
6- El tratamiento de una muestra de 0.35 g de cloruro de potasio impuro con un
exceso de AgNO3 resultó en la formación de 0.431 g de AgCl. Calcule el porcentaje de
KCl en la muestra. Rta. 64.06 %
KCl−−−−−−−−−−−−−−−−−AgCl
74.555143.32
X 0.431
X=0.2242
%=
Masa de X
Masadela muestra
∗100=
0.2242
0.35
∗100=64.05% KCl
7- ¿Qué masa de Cu(IO3)2 puede ser formada a partir de 0.75 g de CuSO4·5H2O? 1.243 g
CuSO4∗5 H 2O−−−−−−−−−−−−−−−−−Cu(IO3)2
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0.75gCuSO 4∗5 H 2
O∗1molCuSO 4∗5 H 2O
249.606 gCuSO4∗5 H 2O
∗1molCu (IO3)2
1molCuSO 4∗5 H 2O
∗413.35gCu (IO3)2
1molCu (IO3)2
¿1.242gCu (IO3)2
8- A partir de una muestra de 0.478 g que al ensayarla contiene 20,1% de AlI3, ¿qué
masa de AgI puede ser producida? 0.1659 g
0.478
g∗20.1
100
=0.096078g AlI
3∗1mol AlI 3
407.694 g AlI 3
=2.3566∗10
−4
mol AlI 3
2.3566∗10−4
mol AlI
3∗3mol I
1mol AlI 3
=7.0698∗10
−4
mol I
7.0698∗10
−4
mol
I∗1mol AgI
1mol I
=7.0698∗10
−4
mol
AgI∗234.774 g AgI
1mol AgI
=0.1659 g AgI
lOMoARcPSD|11078140

9- Una muestra de Al2(CO3)3 impuro de 0.798 g es descompuesta con HCl; el CO2
liberado fue colectado sobre óxido de calcio y al pesarlo se obtuvieron 0.0602 g.
Calcule el porcentaje de aluminio en la muestra. Rta. 1.3559 %
CO2 + CaO ⇒ CaCO3
moles CaCO3 = (0.0602 g ) / (100 g/mol)= 0.000602 moles CaCO3
Al2(CO3)3 +6 HCl ⇒2 AlCl3 + 3 H2O + 3 CO2
moles Al2(CO3)3 = (0.000602 moles CaCO3)×( 1 mol CO2 /1 mol CO2)×(1 mol
Al2(CO3)3/3 mole CO2) = moles Al2(CO3)3 = 0.000200666 moles
moles Al = (0.000200666 moles Al2(CO3)3)×( 2 moles Al / 1 mole Al2(CO3)3)
moles Al = 0.000401333 moles Al
masa molar Al = 27 g/mol
masa Al = 0.000401333 moles x 27 g/mol = 0.010836 g Al
% Al = (0.010836/ 0.798)×100% = 1.357% Al
10- Una muestra de 0.749 g de dióxido de manganeso fue añadido a una disolución
ácida en la cual se disolvió una muestra de 1.5687 g que contenía cloruro. La
liberación del cloro se observa en la siguiente reacción:
��2(�) + 2��−
+ 4�+
→ ��2+
+ ��2(�) + 2�2�
NaBr + KBr= AgBr
Moles de Agbr=0.834/187=0.0044 moles agbr
NaBr + KBr + 2AgNO3 → 2AgBr + KNa(NO3)2
Moles Nabr = 0.0044 moles agbr *1 mol nabr/2 moles Agbr=0.0022 Moles
%NaBr=((0.0022*103)/0.492)*100
%Nabr=46.683
%Kbr=53.316
Después de completarse la reacción, el exceso de MnO2 fue colectado por
lOMoARcPSD|11078140

filtración, lavado y pesado, y se recuperaron 0.3705 g. Calcular el porcentaje de
cloruro de aluminio.
11- Cuando una porción de 200 mL de una disolución que contiene 0.55 g de AgNO3
es mezclada con 200.mL de una que contiene 0.25 g de K2CrO4, se forma un
precipitado de Ag2CrO4. a) calcule la masa del precipitado. b) Calcule la masa del
componente sin reaccionar que permanece en disolución.
2AgNO3 + K2CrO4 Ag2CrO4+2KNO3
169,87 194,18 331,37
M= 0,0161 0,0063
V=0.2L 0.2L
n= 0,00322 0,001280
n* pm = 0,546 0,249
K 2CrO 4=0,54 AgNO3.
194,18K 2CrO4
2(169,87) AgNO3
=0.58g
Ag2CrO 4=0,249K 2CrO 4
331,37 Ag2CrO 4
194,18
=0,42g
12- Se desea obtener un precipitado de AgCl que pese 0,6 g a partir de una muestra
que contiene 10 % de cloro, ¿qué cantidad de muestra debe tomar para el análisis?
Muestra= ¿?
%10
Masa AgCl= 0.6g
%Cl=
masaAgCl
muestra
∗100 muestra=
masa
%
∗100
muestra=
0.6
0.10
∗100=600gde muestra
lOMoARcPSD|11078140

13- Para obtener un precipitado de BaSO4 que pese 1,0206 g, ¿qué peso de una pirita
que contiene el 37.1 % de S hay que tomar en un análisis para obtener un precipitado
de BaSO4 que pese 1,0184 g?
1. que pese 1,0184 g?
2FeS2 + 4BaO + 9O2 4BaSO4 + 2FeO3
 1.0206g BaSO4 * (1 mol BaSO4 / 233.386g BaSO4) * (2 mol FeS2 / 4mol BaSO4) * (119.965g
FeS2 / 1 mol FeS2) = 0.262g FeS2
 1.0184 BaSO4 * (1 mol BaSO4 / 233.386g BaSO4) * (2 mol FeS2 / 4mol BaSO4) * (119.965g
FeS2 / 1 mol FeS2) = 0.2617g FeS2
14- Cuánta cantidad de agua deberá ser añadida a 110 g de suelo cuyo contenido de
humedad inicial es de 13% para alcanzar 27% de humedad final.
%W= (Wh - Ws) * 100 / Ws
13%= (110g – Ws) * 100/Ws
1.13 Ws= 110g
Ws= 110g/1.13 = 97.34g
 Agua en humedad 13%
W= Wh – Ws
W= 110g – 97.34g
W= 12.65g
27%= (Wh – 97.34) * 100/97.34g
0.27 * 97.34g = Wh – 97.34
26.28+97.34= Wh
Wh= 123.5218
 Agua a humedad 27%
W= Wh – Ws
W= 123.6218 – 97.34
W= 26.28g
lOMoARcPSD|11078140

W= 26.28 - 12.65= 13.63
R= Se deben añadir 13.63 gramos de agua para llegar a una humedad de 27%
15- Una muestra de 0,6341 g de un mineral se precipitó en forma de sulfato de plomo
II. El precipitado se lavó, secó y se encontró que pesaba 0,4425 g. (Pb = 207; PbSO4 =
303,3 y Pb3O4 = 685,6) Calcule: a) El porcentaje de plomo en la muestra y b) El
porcentaje expresado como Pb3O4.
a)
%pb=
0,4425
g∗207g pb
303,3g pbSO 4
0,6341g
×100=47,63%
b)
masa molecular Pb3O4= 685,6 g/mol
%pb3O4=
0,4425
g∗685,6
g
mol
Pb3O 4
303,3g pbSO 4
∗1
3
0,6341g
×100=52,82%
16- Si se sabe que el porcentaje de humedad de una carne es de 45% y la diferencia
de masa entre la muestra seca y la muestra es de 2.036 g, ¿qué masa de carne se
habrá pesado en la determinación del contenido acuoso de la misma?
Extracto seco = masa de muestra seca * 100 / masa de muestra
Masa de la muestra=
extracto seco
masade lamuestra seca∗100
lOMoARcPSD|11078140

Masa de la muestra= 4524.44 g
17- Una moneda de plata pesa 6.58 g y se disuelve en ácido nítrico. Al agregar cloruro
de sodio a la disolución, precipita toda la plata como AgCl. El precipitado de AgCl
pesa 8.10 g. Determinar el porcentaje de plata en la moneda.
Sabemos que el cloruro de plata pesa 7 gramos y la composición molecular de el cloruro
de plata es: AgCl = 143.32 g/mol.
Por lo que si tenemos 8,10 gramos de AgCl la cantidad molar es de:
Mol = 8,10/143.32 = 0.056 mol.
y sabemos que en cada mol tenemos un mol de plata por lo que tenemos un total de plata
de 0.056 moles.
El peso atómico de la plata es: 107.86 g/mol. entonces la cantidad en gramos de plata
que tiene la moneda es:
Ag = 0.056*107.86 = 6,04 g.
De modo que el porcentaje en masa de la moneda de plata es:
%m = 6,04/6,58*100 = 91,79%
lOMoARcPSD|11078140

18- Una mezcla de NaCl y KCl pesaba 4.6985 g. La muestra se disolvió en agua y a la
disolución se le agregó nitrato de plata. Se formó un precipitado blanco de AgCl. El
peso del AgCl seco fue 13.5213 g. ¿Cuál era el porcentaje de NaCl en la mezcla?
los iones de plata reaccionan con los iones cloruro, los iones cloruro proceden de las dos sales
NCl + AgNO3 → AgCl + NaNO3 Y KCl + AgNO3→ AgCl + KNO3
De acuerdo con la ley de la conservación de la materia, se deben tener en cuenta todos los átomos de
cloro. Hay dos fuentes de cloro, por lo que la cantidad total de cloro formado es la suma del que se genera
en las dos ecuaciones. Ya que el cloro en ambas reacciones se combina como AgCl y hay una mol de cloro
por mol de AgCl
n(AgCl)=
13.5213g AgCl
143,321g
AgCl
mol
=0,0943mol=n(NaCl)+n(KCl)
Sean y = masa de NaCl y z = masa de KCl
y
58,443 g/mol
+
z
74,55g/mol
=0,0943mol
Con los datos proporcionados se puede plantear una segunda ecuación con las masas:
y + z = 6.01g
Al eliminar z de (1) y (2) y despejar y, se obtiene y = m(NaCl) = 4.0624 g. Entonces,
% NaCl =4.0624 g
% NaCl=
4,0624 g
5,4892g
x100=75%de NaCl
lOMoARcPSD|11078140

Actividad 28: Resuelva los siguientes ejercicios. Se recomienda hacer los cálculos y el
resultado final con 4 decimales.
1. Se tiene una muestra de 6 L de una disolución cuya concentración es 3 M. La
muestra se divide en 3 porciones, una es de 3 L, la segunda de 2,750 L y la tercera de
250 mL. Calcula la cantidad de sustancia de soluto que hay en cada porción. Rta. 9,
8.25, 0.75 moles de soluto respectivamente.
M=
n
V
n=M .V
n1=3
mol
L
.3l=9mol
n2=3
mol
L
.2,150 L=8,25mol
n3=3
mol
L
.0,250L=0,75mol
2. En la titulación de un volumen de 50 mL de una solución de HCl se necesitaron
29.71 mL de Ba(OH)2 0.01963 M, usando como indicador verde de bromocresol.
Calcular la molaridad del HCl. Rta. 0.0233M
HCl M= ¿?
Va=50ml
Vb=29,71
Ba(OH)2= 0,01963M
� ��+
�� = � ��+
��
�� ∗ 1 ∗ 50� �= 0,01963 � ∗ 2 ∗29,71ml
Ma=
0,01963 M∗2∗29,71ml
1∗50ml
Ma= 0.0233M
lOMoARcPSD|11078140

3. En la titulación de 0.2121 g de Na2C2O4 puro (134 g/mol) se gastan 43.31 mL de
KMnO4. ¿Cuál es la molaridad de la solución de KMnO4? La reacción química es:
��−
+ �2�2−
+ �+
→ ��2+
+ ��2 + �2�
4 4
R. 0.01462M
Peso de Na₂C₂O₄= 212,1 mg
Gasto KMnO₄ = 43,31 ml
N /5
G∗N=P/ PE
43,31ml∗N=212,1mg/(67mg/mEq)
N=0,07309
M=N/5
M=0,07309/5
M=0,01462 M
4. Al valorar o estandarizar una disolución de AgNO3 se encontró que se
necesitan 35 mL de ella para precipitar todo el ion cloruro contenido en 37 mL
de NaCl 0.48 M.
¿Cuántos gramos de cloruro de plata se podrían obtener a partir de 200 mL de
la disolución de AgNO3? Rta.
AgNO3(ac)+NaCl(ac) → AgCl(s)+NaCl(ac)
n=(0,48M Nacl)(0,037 L)=0,01776molesde soluto
(200ml
35ml )(0,01776mol Ag)(107,9
g
mol
Ag)=10,9503g Ag
5. ¿Qué volumen, en mL, de NaOH 7 N se requiere para neutralizar 50 mL de HCl
3,99 N? Rta. 28.5 mL
n=(3,99N HCl)(0,050L)=0,1995molesde soluto
m=(0,1995moles NaOH )(39,97
g
mol
NaOH )=7,974 g NaOH
lOMoARcPSD|11078140

V=
eq. gramos
N
=
0,1994eq gramos NaOH
7 N
=0,0285 L→28,5ml
6. ¿Calcular la normalidad de una disolución de H3PO4 si 50 mL de ella
neutralizan 130 mL de NaOH 0.637 N? Rta. 1.6562 N
eq. gramos=(0,637 N NaOH )(0,13 L)=0,0828eq gramossoluto
N=
0,0828eq gramos H3 PO4
0,05 L
=1,6562 N H3 PO4
7. ¿Qué volumen de HCl 6 N neutraliza a una disolución que contiene 3 g de
NaOH? Rta. 12.5 mL
n=
3 g NaOH
39,97
g
mol
NaOH
=0,075moles NaOH
M=
0,075moles NaOH
1L
=0,075 M
m=(0,075moles HCl)(36,45
g
mo
HCl)=2,7337 g HCl
V=
eq gramos
N
=
0,0749
6 N
=0,0125 L→12,5ml
8. Una muestra de 0.3 g de un ácido sólido se disolvió en agua y se neutralizó con
50 mL de base 0.131 N. ¿Cuál es la masa equivalente del ácido? Rta. 45.8015
N=
gramosdel soluto
peq∗V
50
mL∗1 L
1000mL
=0.05L
Despejando peq:
peq=
gramosdel soluto
N∗V
=
0.3 g
0.131 N∗0.05 L
=45.8015
9. Se requieren exactamente 47.6 mL de disolución de HCl para neutralizar
0.9843 g de CaCO3 puro. Calcule la normalidad del ácido. Rta. 0.4136 N
47.6 mL ¿
1L
1000mL
=0.0476 L CaCO3= 100 g 
peq=
100g/mol
2eq/mol
=50 g/eq
lOMoARcPSD|11078140

N=
gramosdel soluto
peq∗V
N=
0.9843g
50
g
eq
∗0.0476 L
=0.4136N
10. Una muestra de 41 mL de un ácido equivale a 60 mL de una disolución de
Na2CO3. De esta disolución, 30 mL equivalen a 24.1 mL de HCl 0.999 N. ¿Cuál
es la normalidad del primer ácido? Rta.
1 mol de Na2CO3= 2 eqg 
106 g
2eqg
=53eqg
41 mL *
1L
1000mL
=0.041 60 mL *
1L
1000mL
=0.060
N=
53eq g
0.101
=524.75
11. Una muestra de 30 mL de ácido clorhídrico, requiere 43.8 mL de NaOH 5 M
para su neutralización completa. a) ¿Cuál es la molaridad de la disolución de
HCl? Rta. 7.3M
HCl+NaOH → NaCl+H2 O
*Cantidad de NaOH usado
5mol NaOH
1L
∗43,8
ml∗1 L
1000ml
=0.219moles NaOH
*Molaridad de la disolución de HCl
0.219mol HCl
30ml HCl
∗1000mL
1L
=7.3M
12. ¿Calcular la concentración molar de una disolución de K4Fe(CN)6 si se
necesitaron 41 mL para titular 170 mg de Zn (disuelto) para formar
K2Zn3[Fe(CN)6]2?
CN ¿6¿2
Fe¿
CN ¿6=K2 Zn3 ¿
3Zn+2 K+2Fe¿
lOMoARcPSD|11078140

170mg
Zn∗1g
1000mg
∗1mol Zn
65,38
g
mol
Zn
=2.6002x10
−3
molesde Zndisuelto
CN ¿6
¿
CN ¿6
2moles K4 Fe¿
2.6002x 10
3
molesde Zndisuelto∗¿
Molaridad de
CN ¿6
K4 Fe¿
es :
M=
1.7335x 10
−3
(41
mL∗1L
1000mL
)
=0.04228 M
lOMoARcPSD|11078140

13. Una muestra de 60 mL de disolución de NaOH requiere 28.7 mL de ácido 0.1 N
en una titulación. a) ¿Cuál es su normalidad? Rta. 0.0478 N
Nb=
Na∗Va
Vb
Nb=
28.7mL∗0.1N
60mL
=0.04783
14. Se necesitaron exactamente 23.7 mL de ácido 0.787 N para neutralizar totalmente
1.23 g de una muestra impura de óxido de calcio. ¿Cuál es la pureza del CaO? Rta.
¿ Eq−g soluto=N∗V
¿ Eq−g=0.787 N∗(23.7
mL∗1L
1000mL)=0.0186g deácido
¿ Eq−gácido=¿Eq−gCaO
*Calcular la cantidad de masa de CaO puro que reacciona
m=
¿ Eq−g∗Peso Molecular
Valencia
m=
0.0186∗(16+40.078)
2
=0.5215gCaO puro
*Porcentaje de Pureza
%=
0.5215
1.23
∗100=42.4004%
15. ¿Cuál es la pureza de H2SO4 concentrado (densidad 1.800 g/cm3) si 5 mL se
diluyen en agua y se neutralizan con 85.3 mL de NaOH 2,5 M? Rta.
Nb=
Na∗Va
Vb
Nb=
5mL∗2.5N
85.3mL
=0.1465N
lOMoARcPSD|11078140

¿ Eq−g=0.1465 N∗(85.3
mL∗1 L
1000mL )=0.01249gde ácido
¿ Eq−gácido=¿Eq−g NaOH
NaOH puro que reacciona
m=
¿ Eq−g∗Peso Molecular
Valencia
m=
0.01249∗40
2
=02498 g NaOH puro
16. Se requiere 1,158 g de un ácido para neutralizar 32.96 mL de una base valorada 0.213
N. ¿Cuál es la masa equivalente de este ácido? Rta. 164.95
¿ Eq−g=0.213 N∗(32.96
mL∗1 L
1000mL )=7.02048 x103
gde ácido
17. Se estandarizó una disolución de FeSO4 por titulación. Una alícuota de 30 mL
de la disolución necesitó 41.95 mL de sulfato sérico 0.09 N para su oxidación
completa.
Nb=
Na∗Va
Vb
Nb=
41.95mL∗0.09 N
30mL
=0.12585
lOMoARcPSD|11078140

¿Cuál es la normalidad del sulfato de hierro (II). Rta. 0.1259 N
18. ¿Cuántos mililitros de NaOH 0,0931 M deben agregarse a 70 mL de HCl 0.135
M para obtener una disolución en la que la concentración de H+ sea 0,0018 M?
� ��+
�� = � ��+
��
0.0931M ∗ Va = 0,135 � ∗70mL
Va=
0,135 M∗70ml
0.0931M
Va= 101.503 ml
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