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Quimica analítica
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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/molO = 16 g/mol * 5 = 80 g/mol
P2O5 = 141,94 g/mol
57mg P2O5∗1g P2O5
1000mgP2O5
=0,057 gP2O5
Un mol de P2O5 tiene 141,94 g de P2O5. Un milimol contiene 0,14194 g de P2O5.
n P2O5=0,057 gP2O5∗1mmolP2O5
0,14194 g P2O5
=0,40mmol P2O5
El número de milimoles de P2O 5 en 57 mg de este es:
0,40
b) 12,92 g de CO2
C = 12,01 g/mol * 1 = 12,01 g/molO = 16 g/mol * 2 = 32 g/molCO2 = 44,01 g/molUn mol de CO2 tiene 44,01 g CO2, entonces 1 mmol CO2 = 0,044 g CO2
Usando factor de conversión tenemos:
12,92gCO2∗1mmol0,044 gCO2
=293,64mmolCO2
El número de milimoles de CO2 en 12,92 g de este es:
293,64(c) 40 g de NaHCO3
Na=22,99 gmol
∗1=22,99 gmol
H=1 gmol
∗1=1 gmol
C=12,01 gmol
∗1=12,01 gmol
O=15,99 gmol
∗3=47,97 gmol
Peso molecular del NaHCO3=83,97gmol
83,97gmol
NaHCO3∗( 1mol1000mmol )=0,08397 g
mmolNaHCO3
(40g Na HCO3 )∗( 1mmolNaHCO3
0,08397 g NaHCO3)=476,36mmol NaHCO3
El número de milimoles de NaH CO3 en 40 g de este
es: 476,36(d) 850 mg de MgNH4PO4
Mg = 24,312 g/mol * (1) = 24,312 g/molN = 14,006 g/mol * (1) = 14,006 g/molH = 1,0079 g/mol * (4) = 4,0316 g/mol
P = 30,973 g/mol * (1) = 30,973 g/molO = 15,999 g/mol * (4) = 63,996 g/mol
MgNH4PO4 = 137,3186 g/mol
137,3186
gmol
∗1mol
1000mmol=0,137
gmmol
850mgMgNH 4
PO4∗1gMgNH 4PO4
1000mgMgNH 4 PO4
=0,85 gMgNH 4 PO4
0,85 gMgNH 4
PO4∗1mmolMgNH 4PO4
0,137 gMgNH 4 PO4
=6,20mmolMgNH 4 PO4
El número de milimoles de MgNH 4 PO4 en 850mg
de este es: 6,20
16. Calcule la concentración molar del ion H3O+ de una disolución que tiene un pH de:(a) 4,76 pH = 4,76
pH=−log¿¿log ¿¿¿[H 3O ]=0,000017378 M
La concentración de [H3O+] es 1,74 * 10-5 M.(b) 4.58pH = 4,58
pH=−log¿¿log ¿¿¿[H3O ]=2,63∗10−5 M
La concentración de [H3O+] es 2,63*10-5 M.(c) 0.52pH = 0,52
pH=−log¿¿log ¿¿¿ [H3O+] = 0,30M
La concentración de [H3O+] es 0,30M .(d) 13,62pH = 13,62
pH=−log¿¿log ¿¿¿[H3O+] = 2,398∗10−14M
La concentración de [H3O+] es 2,398∗10−14M .
(e) 7,32pH = 7,32
pH=−log¿¿log ¿¿¿[H3O+] = 4,79¿10−8M
La concentración de [H3O+] es 4,79∗10−8M .(f) 5.76
pH=5,76pH=−log¿¿log ¿¿¿¿
La concentración de [H3O+] es 1,74∗10−6M .
(g) -0,31
pH=−0,31pH=−log¿¿log ¿¿¿¿
La concentración de [H3O+] es 2,04M .(h) -0,52
pH=−0,52pH=−log¿¿log ¿¿¿¿
La concentración de [H3O+] es 3,31M .
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:
1210mg K3Fe(CN )6∗1g K3 Fe (CN )61000mg K3Fe (CN )6
=1,21g K3Fe (CN )6
775mL∗1L1000mL
=0,775 L
Encontramos el número de moles de K3 Fe (CN )6:
1,21g K3 Fe(CN )6∗1mol K3Fe (CN )6329,2 g K3Fe (CN )6
=3,68∗10−3mol K3 Fe (CN )6
Calculamos la concentración molar analítica:
M= nL
M=3,68∗10−3mol K3Fe (CN )6
0,775 L=4,748∗10−3M
La concentración molar analítica de K3Fe(CN)6 es 4,
748∗10−3M .(b) La concentración molar de K+
Primero calculamos los gramos de K:
g K?→1,211 g K3 Fe(CN )6∗1mol K 3Fe (CN )6329,2 gK 3Fe (CN )6
∗3mol K +¿
1mol K 3Fe (CN )6∗39,098 g K+¿
1mol K+¿¿¿¿
¿0,431 gde K+¿¿
Luego, calculamos la concentración molar de K+
M= g
(Pm )(L)→MK=
0.431 g
(117,294 gmol )∗(0.775 L)
=4,741∗10−3M
La concentración molar de K+ es 4,741∗10−3M .(c) Calcule la concentración molar de Fe(CN )6
3−¿¿
Peso atómico de Fe(CN )63−¿¿
Fe = 55 g/molC= 12 g/molN= 14 g/molCN= 26 g/mol x 6 = 156 g/mol156 g/mol + 55 g/mol = 211 g/molPeso atómico de Fe(CN)6 = 211g
Gramos de Fe(CN )63−¿¿ en la solución:
1,21g K3 Fe (CN )6∗211g Fe(CN )6
3−¿
329,2 g K3Fe (CN )6=0,78 g Fe(CN )6
3−¿¿¿
Moles de Fe(CN )63−¿¿:
0,78 g Fe(CN )63−¿∗1mol Fe
(CN )63−¿
211 gFe (CN )63−¿=3,70¿ 10−3mol Fe(CN )6
3−¿¿ ¿¿¿
Concentración molar de Fe(CN )63−¿¿:
M=3,70¿10−3mol Fe(CN )6
3−¿
0,775L=4,77 ¿10−3M ¿
La concentración molar de Fe(CN )63−¿¿ es
4,77 ¿10−3M .(d) Calcular el porcentaje peso - volumen de K3Fe (CN)6.Calculamos los gramos:
1210 g K3
Fe(CN )6∗0,001 g1mg
=1,21g
Volumen de la Solución = 775 mL
%Pv= gstoV sln
∗100
Reemplazando en la ecuación:
%Pv= 1,21g775mL
∗100=0,16%
El porcentaje peso - volumen de K3Fe (CN)6 es 0,16%.
(e) Las milimoles de K+¿ ¿en 50,0 mL de esta disolución.
1210mg K3Fe(CN )6∗( 1 g K3Fe (CN )61000mgK3 Fe (CN )6 )=1,21 g K3Fe(CN )6
50mLK3 Fe(CN )6∗( 1,21 g K3Fe (CN )6775mLK 3Fe (CN )6 )=0,078g K3 Fe(CN )6
0,078 g K3Fe (CN )6∗( 1mol K3Fe (CN )6329,2g K3 Fe (CN )6 )∗¿
¿Las milimoles de K+¿ ¿en 50,0 mL de esta disolución son
0,711mmol K+¿ .¿
(f) Las partes por millón de Fe(CN )63−¿¿
1,21g K3 Fe ¿¿0,778 g Fe(CN )6
3−¿ ¿
Si ppm = mg/L
0,778 g Fe(CN )6
3−¿∗1.000mgFe(CN )6
3−¿
1gFe(CN )63−¿=¿ ¿
¿¿
778 mg Fe(CN )63−¿¿
778mgFe(CN )6
3−¿
0,775 L Fe(CN )63−¿=¿¿
¿1003,87 ppm
Fe(CN )63−¿¿
(g) El pK de la solución. Datos1,210 g de K3Fe(CN)6
V = 775 mL = 0,775 LPrimero se calcula el número de moles de K+
1,210 g K3Fe ¿¿pK=−log [0,0142 ]pK=1,847El pK de la solución es 1,847.
(h) El pFe(CN )6 de la solución.
Primero calculamos los números de moles de Fe(CN )6.
nmol Fe (CN )6=1,21 g K3
Fe (CN )6∗1mol K3Fe (CN )6329,2g K3Fe (CN )6
∗1mol Fe (CN )6
1mol K3Fe (CN )6¿3,68¿10−3mol Fe(CN )6
Luego se calcula la molaridad.
M=3,68¿10−3mol Fe (CN )60,775 Lsolución
=4,74¿10−3M
Entonces,
pFe(CN )6=−log(4,74 ¿10−3)=2,32El pFe(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 70,5% ( pp )con
densidad relativa de 1,42.Calculamos el peso molecular del HNO3
H→(1,008 gmol ) ∙ (1 )=1,008 g
mol
N→(14,007 gmol ) ∙ (1 )=14,007 g
mol
O→(15,999 gmol ) ∙ (3 )=47,997 g
mol
HNO3=1,008gmol
+14,007 gmol
+47,997 gmol
=63,012 gmol
Obtenemos la molaridad del reactivo concentrado
1,42
Kg reactivoLreactivo
∗1.000 greactivo
1Kg reactivo∗70,5g HN O3
100 greactivo∗1mol HNO3
63,012g HNO3
M=15,887mol HNO3
LreactivoEl número de moles necesario de HNO3viene dado por:
900
mL∗1 L1.000mL
∗3mol
1 L=2,7mol
Por último, para obtener el volumen del reactivo concentrado:
2,7mol HN O3 ∙1 L
15,887mol HNO3
=0,17 L=170mL
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 =
25
mL∗1 L1.000mL
∗0,3757mol Na3PO4
1 L=9,39∙10−3mol Na3PO4
nHgNO3 =
100
mL∗1 L1.000mL
∗0,5151mol HgNO3
1L=0,0515mol HgNO3
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:
9,39 ∙10−3mol Na3
PO4∗1mol Hg3PO4
1mol Na3PO4
∗696,74 g Hg3 PO4
1mol Hg3PO4
=6,54239g Hg3 PO4
La masa de Hg3PO4 que se forma es 6,54239 g.
(b) ¿Cuál es la molaridad de la especie que no reacciona al completarse la reacción?Ecuación balanceadaNa3PO4 + 3HgNO3 Hg3PO4 + 3NaNO3
Calculamos las moles de Na3PO4 usando la 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 *10−3 *(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 molTenemos que el volumen total de la mezcla es 0,125 L por tanto la Molaridad es:
M=0,02334mol0,125L
=0,18672M
37. ¿Qué volumen de AgNO3 0,01 M se requeriría para
precipitar todo el I−¿¿en 200 mL de una solución que contenga 24,32 ppm de KI?
AgNO3+KI→KNO3+AgI
KI=166 gmol
24,32 ppm KI=24,32mgKI1 LKI
200mLKI∗1L KI1000mLKI
=0,2L KI
0,2 LKI∗24,32mgKI
1 L KI=4,864mg KI
4,864mg
KI∗1g KI1000mgKI
∗1mol KI
166g KI∗1mol AgNO3
1mol KI∗1 L Ag NO3
0 ,01mol Ag NO3
¿2,930∗10−3 L Ag NO3
2,930∗10−3 L AgNO3∗1000mL Ag NO3
1 L Ag NO3=2,930mL Ag NO3
El volumen de AgNO3 0,01 M se requeriría para precipitar
todo el I−¿¿en 200 mL de una solución que contenga 24,32
ppm de KI es 2,930mL Ag NO3 .
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:
175mL∗1L1000mL
=0,175 L
Ahora calculamos los milimoles de HClO4 en 0,175 L:
0,175 Lde
disolucion∗0,320mol HClO4
1Lde disolucion∗1000mmol HClO4
1mol HClO 4
=56mmol 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:
15,0 Lde
disolucion∗8,05 x10−3mol K2CrO4
1 Ldedisolucion∗1000mmolK2CrO4
1mol K2CrO4
¿120,75mmol K2Cr O4En 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.
6,75 ppmde AgN O3=6,75mg AgNO3
LCalculamos el número de moles de AgNO3 que hay en un litro de disolución:
6,75mg AgN O3
L∗1g AgNO3
1000mg AgN O3
∗1mol AgNO3
169,9 g AgN O3
=3,97 x 10−5mol AgN O3
1LAhora, calculamos los milimoles de AgNO3 en los 5,00 L de disolución:
5,00 Lde
disolucion∗3,97 x10−5mol AgN O3
1 Ldedisolucion∗1000mmol AgNO3
1mol AgNO 3
¿0,1985mmol AgN O3≈0,2mmol AgNO3
En 5,00 L de disolución hay 0,2 milimoles de AgNO3.851 mL de 0,0200 M KOHCalculamos cuantos L hay en 851 mL:
851mL∗1 L1000mL
=0,851 L
Ahora calculamos los milimoles de KOH en 0,851 L:
Quimica Analítica Ingeniería Quimica
0,851 Lde
disolucion∗0,02mol KOH1 Ldedisolucion
∗1000mmol KOH
1mol KOH=17,02mmolKOH
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
? molNa+¿
L¿=0.0335mol NaCl
L X
1molNa+¿
1mol NaCl¿=
0.0335moles deNa+¿
L¿
? molNa+¿
L¿=0.0503mol NaOH
L X
1molNa+¿
1mol NaOH¿=
0.0503moles deNa+¿
L¿
La concentración molar de Na+¿¿ en la solución es
0.0335moles deNa+¿
L+0.0503molesde Na
+¿
L¿¿
=0.0838moles deNa+¿
L¿
p Na=−log [0.0838]pNa=1.077
? molCl−¿
L¿=0.0335mol NaCl
L X
1molCl−¿
1mol NaCl¿= 0.0335moles de
Cl−¿
L¿
pCl=−log [0.0335 ]pCl=1.47
? molOH−¿
L¿=0.0503mol NaOH
L X
1molOH−¿
1mol NaOH¿=
0.0503moles deOH−¿
L¿
pOH=−log [0.0503 ]pOH=1.3
Ba2+, Mn2+ y Cl- en una solución de BaCl2 7.65 x10−3 M y
MnCl2 1.54M
? molBa2+¿
L¿=7.65x 10−3mol BaCl2
L X
1molBa2+¿
1mol BaCl2¿=
7.65 x10−3moles deBa2+¿
L¿
pBa=−log [7.65 x10−3]pBa =2.12
? molMn2+¿
L¿=1.54molMnCl2
L X
1molMn2+¿
1molMnCl2¿=
1.54moles deMn2+¿
L¿
pMn=−log [1.54 ]pMn= -0.19
? molCl−¿
L¿=1.54molMnCl2
L X
2molCl−¿
1molMnCl2¿= 3,08moles de
Cl−¿
L¿
? molCl−¿
L¿=7.65x 10−3mol BaCl2
L X
2molCl−¿
1mol BaCl2¿=
0,0153moles deCl−¿
L¿
La concentración molar de Cl−¿¿en la solución es
3,08moles deCl−¿
L+0,0153moles de Cl
−¿
L=3,10moles de Cl
−¿
L¿¿¿
pCl=−log [3.10]pCl= -0.49
H+ Cl- y Zn2+ en una solución que es 0.600M en HCl y 0.101M EN ZnCl2
? molH+¿
L¿=0.6mol HCl
L X
1molH+¿
1mol HCl¿= 0.6moles de
H+¿
L¿
p H=−log [0.6]
p H=0.22
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Ingeniería Quimica
? molCl−¿
L¿=0.6mol HCl
L X
1molCl−¿
1mol HCl¿= 0.6moles de
Cl−¿
L¿
? molCl−¿
L¿=0.101molZnCl2
L X
2molCl−¿
1mol ZnCl2¿= 0,202moles de
Cl−¿
L¿
La concentración molar de Cl−¿¿en la solución es
0.6moles deCl−¿
L+¿¿
0,202moles deCl−¿
L¿=
0,802moles deCl−¿
L¿
pCl=−log [0.802]pCl = 0.096
?mol ZnL
=0.101molZnCl2
L X 1molZn1mol ZnCl2
=
0,101moles deCl−¿
L¿
pZn=−log [0.101]pZn=0.996
Cu2+, Zn2+ y NO3 en una solución que es 4.78x10−2M en
Cu(NO3)2 y 0.104M en Zn(NO3)2
? molZn2+¿
L¿=0,104mol Zn(NO3)2
L X
1molZn2+¿
1mol Zn(NO3)2¿= 0,104mol
Zn2+¿
L¿
pZn=−log [0,104]pZn=0.98
?mol NO3L
=0,104mol Zn(NO3)2
L X
2mol NO31mol Zn(NO3)2
= 0,208mol NO3
L
?mol NO3L
=4.78 x10−2molCu(NO 3)2
L X
2mol NO31molCu(NO 3)2
= 0,0956mol NO3
LLa concentración molar de NO3 en la solución es:
0,208mol NO3L
+ 0,0956mol NO3L
=0,3036mol NO3L
p NO3=−log [0,3036 ]p NO3=0.52
K+, OH- y Fe(CN )64−¿¿ en solución que es 2.62x10−7M
en K4Fe(CN)6 y 4.12x10−7M en KOH
? molK+¿
L¿=2.62 x10−7mol K 4Fe ¿¿ X
4molK+¿
1mol K 4Fe ¿¿¿=
1.05 x10−6molK+¿
L¿
? molK+¿
L¿=4.12 x10−7mol KOH
L X
1molK+¿
1mol KOH¿= 4.12 x10−7mol
K+¿
L¿
La concentración molar de K+ en la solución es:
1.05 x10−6molK+¿
L+4.12x 10−7mol K
+¿
L=1.46 x10−6mol
K +¿
L¿¿¿
p K=−log [1.46 x10−6]p K=5.84
? molOH−¿
L¿=4.12 x10−7mol KOH
L X
1molOH−¿
1mol KOH¿=
4.12 x10−7molOH−¿
L¿
pOH=−log [4.12x 10−7]pOH=6.39
? molFe ¿¿¿=2.62 x10−7mol K 4Fe ¿¿ X
1mol Fe¿¿¿= 2.62 x10−7mol Fe ¿¿¿pFe ¿
pFe ¿H+, Ba2+ y ClO4−¿ ¿ en una solución que es 3.35x10−4 en
Ba(ClO4)2 y 6.75x10−4M en HClO4.
Quimica Analítica Ingeniería Quimica
? molH+¿
L¿=6.75x 10−4HClO4
L X
1molH+¿
1mol HClO4
¿=
6.75 x10−4moldeH+¿
L¿
p H=−log [6.75 x10−4]p H= 3.17
? molBa2+¿
L¿=3,35 x10−4Ba
(ClO¿¿ 4)2L
¿
X 1molBa2+¿
1mol Ba(ClO¿¿ 4)2¿¿=
3,35 x10−4moldeBa2+¿
L¿
pBa=−log [3.35 x10−4]pBa = 3.47
? molClO4
−¿
L¿=6.75x 10−4HClO4
L X
1molClO4
−¿
1mol HClO 4
¿=
6.75 x10−4molde ClO4
−¿
L¿
? molClO4
−¿
L¿=
3,35 x10−4Ba(ClO¿¿ 4)2
L¿ X
2molClO4
−¿
1molBa(ClO¿¿4)2 ¿¿=
6,7 x10−4mol deClO4
−¿
L¿
La concentración molar de ClO4−¿ ¿
en la solución es:
6.75 x10−4molde ClO4
−¿
L¿ +
6,7 x10−4mol deClO4
−¿
L=1,35 x10−3mol deClO4
−¿ ¿¿
pClO4=−log [1,35 x10−3]pClO4= 2.87Ejercicio 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:g de K+ = 18 mg de K+ x
1g de K+ ¿1000mgde K+¿¿
¿ = 0,018 g de K+
g de Cl- = 365 mg de Cl- x
1g deCl− ¿1000mgdeCl−¿¿
¿ = 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
1molde K+ ¿39,1g de K+¿¿
¿ = 0,00046 mol de
K+
mol de Cl- = 0,365 g de Cl- x
1moldeCl− ¿35,45 gdeCl−¿¿
¿ = 0,01029 mol
de Cl-
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:
Peso de la solución = 100 ml x 1 g1mL
= 100 g
[K+] = mol de K+ ¿Lde solucion
¿ =
0,00046mol de K+ ¿0,1L
¿ =0,0046 M
[Cl-] = mol deCl− ¿Lde solucion
¿ =
0,01029mol deCl− ¿0,1 L
¿ =0,1029 M
pK y pCl del suero humano.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] = 2,337pCl = - log [Cl-] = - log [0,1029] = 0,987Ejercicio 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 gdeC2H 5OH
100mL∗1000mL
1 L∗1molC2H 5OH
46.1 gC2H 5OH=1.03molC2H5OH
L=1.03M
Luego despejamos #moles de la formula M=#moles /L y nos queda que #moles=M*LTeniendo en cuenta que 500 mL es igual 0.5 L, reemplazamos en la formula
¿moles=1.03molC2H 5OH
L∗0.5 L=0.515molC2H 5OH
Ahora el resultado anterior lo multiplicamos por el peso molecular del etanol y obtenemos que:
0.515molC2H 5OH∗46.1g1molC2H 5OH
=23.74 g
C2H 5OHR/ se debe disolver 23.74 gC2H 5OH 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
4.75g deC2H5OH
100g∗1 g
1mL∗1000mL
1L∗1molC2H5OH
46.1gC2H5OH=1.03molC2H 5OH
L¿1.03M
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
¿moles=1.03molC2H 5OH
L∗0.5 L=0.515molC2H 5OH
Ahora el resultado anterior lo multiplicamos por el peso molecular del etanol y obtenemos que:
0.515molC2H 5OH∗46.1g1molC2H 5OH
=23.74 g
C2H 5OHR/ se debe mezclar 23.7 gC2H 5OH con 476.3 g de agua
para producir 500g de solución.
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
4.75mLdeC2H 5OH
100mL∗1g
1mL∗1000mL
1 L∗1molC2H5OH
46.1 gC2H5OH=1.03molC2H5OH
L=1.03M
Luego despejamos #moles de la formula M=#moles /L y nos queda que #moles=M*LTeniendo en cuenta que 500 mL es igual 0.5 L, reemplazamos en la formula
¿moles=1.03molC2H 5OH
L∗0.5 L=0.515molC2H 5OH
Ahora el resultado anterior lo multiplicamos por el peso molecular del etanol y obtenemos que:
0.515molC2H 5OH∗46.1g1molC2H 5OH
= 23.74 g
C2H 5OH
Y como un gramo es equivalente a un mililitro queda 23.74 mL
C2H 5OHR/ se debe disolver 23.7mL C2H 5OH en agua y diluir
hasta completar 500mL de solución.
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/molConvertimos los 500 mL a litros:
500 ml de sln x 1 Ldesln
1000mLde sln = 0,5L de sln
Hallamos el número de moles que se necesitan para la preparación de la solución a partir de la concentración molar.M
¿ ¿molesL
→¿moles=ML→¿moles AgNO3=0,075moles AgNO3Lde sln
x0,5 Lde sln=0,0375
Ahora hallamos la cantidad en gramos de AgNO3 requerida con el peso molecular.
g AgNO3=0,0375moles AgNO3 x 169,9 g AgNO31mol AgNO3
=6,37125 gAgNO3
PREPARACIÓN: Disolver 6,37 g de AgNO3 y llevar hasta 500mL o 0,5L.1L de HCl 0,285M, utilizando una disolución 6M del reactivo.Hallamos el número de moles que se necesitan para la preparación de la solución a partir de la concentración molar.M
¿ ¿molesL
→¿moles=ML→¿moles HCl=0,285mol HClLde sln
x1 Ldesln=0,285
Ahora hallamos los litros de solución 6M requerida para obtener la cantidad de moles necesarios de HCl.
¿moles=ML→L=¿molesM
→Lsln=0,285moles HCl6molesLsln
HCl=0,0475 Lsln
PREPARACIÓN: Diluir 0,0475L de la solución concentrada hasta completar 1L.
400mL de una disolución que es 0,0810M en K+ , a partir de K3Fe(CN)6 solido.Masa molecular de K3Fe(CN)6 = 329,3 g/molConvertimos los 400mL a litros. 400 ml de sln x
1 Ldesln1000mLde 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
¿ ¿molesL
→¿moles=ML→¿moles K+¿ 0,0810molesLde sln
K+x 0,4 Ldesln=0,0324
Calculamos los gramos de K3Fe(CN)6 que proporcionaran la cantidad de moles de K+ necesarios para preparar la solución.
Quimica Analítica Ingeniería QuimicaQuimica Analítica
Ingeniería QuimicaQuimica Analítica
Ingeniería Quimica
¿moles K 3 Fe(CN )6=0,0324molesK+x1mol K 3 F e(CN )6
3molesK +¿ x329,3g K 3 Fe(CN )61mol K 3Fe (CN )6
=3,55644 g K3 Fe(CN )6¿
PREPARACIÓN: Disolver 3,55644 g de K3Fe(CN)6 y llevar hasta un volumen de 400mL o 0,4L.
600mL de solución acuosa de BaCl2 al 3% (p/v) a partir de
una disolución de BaCl2 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:
%pv=3%= 3g
100mLEl peso molecular del BaCl2 es:
gmol
BaCl2=
1mol Ba1mol BaCl2
∗137,3 g
1mol Ba+ 2molCl1mol BaCl2
¿∗35,5 g
1molCl=208,3 g
molBaCl2 ¿
Entonces la concentración molar es:
molesL
BaCl2=
3 gBaCl2100mLde solucion
∗1000mLde solucion
Lde solucion∗1mol BaCl2
208,3 g BaCl2¿
=0,144molesBaCl2Lsolucion
=0,144M (diluida)¿
Este ejercicio se basa en esta relación:
Vconcetrado∗Cconcentrado=Vdiludio∗Cdiluido 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:
600∗10−3 Ldesolucion(diluida)∗0,144moles BaCl2
Lde solucion (diluida)=0,0864moles BaCl2
Como, según dice la relación, el número de moles en igual en ambas soluciones, concentrada y diluidas, con el número de moles obtenidos podemos hallar el volumen de la solución concentrada que necesitamos para obtener 600mL de la solución deseada.
0,0864moles BaCl2∗Lsolucionconcentrada
0,4moles BaCl2=0,216 Lsolucionconcentrada
Podemos concluir, que se necesitan diluir 216mL de la solución concentrada (0,4M) hasta obtener 600mL de solución.
2.00L de HClO4 0,120M a partir del reactivo comercial
HClO4 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:
%pp=71%= 71g
100 gEl peso molar de HClO4 esta dado por:
gmol
HClO4=
1mol H1mol HClO4
∗1 g
1mol H+ 1molCl1mol HClO 4
¿∗35,5 g
1molCl+ 4molO1mol HClO 4
¿∗16 g
1molO=100,5 g
molHClO 4 ¿
¿
Entonces la concentración molar es:Observación 1: la densidad relativa es adimensional, como la densidad del agua es 1g/mL o bien 1Kg/L, se pude utilizar la densidad y 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 HClO4 que hay en
la cantidad de solución dada.
molesL
HClO 4=
1,6∗103 gsolucionLde solucion
∗71gde HClO 4
100 gsolucion∗1mol HClO 4
100,5g HClO4
¿=11,3
molesHClO4
Lsolucion=11,3M (concentrada)¿
Este ejercicio se basa en esta relación:
Vconcetrado∗Cconcentrado=Vdiludio∗Cdiluido 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:
2 Ldesolucion(diluida)∗0,120moles HClO 4
Lde solucion (diluida)=0,24moles HClO 4
Como, según dice la relación, el número de moles en igual en ambas soluciones, concentrada y diluidas, con el número de moles obtenidos podemos hallar el volumen de la solución concentrada que necesitamos para obtener la solución 2.00L de la solución deseada.
0,24moles HClO4∗Lsolucionconcentrada
11 ,3moles HClO4
=0,021L solucionconcentrada
Concluimos que se debe diluir 21mL de la solución
concentrada de HClO4 (11,3 M) hasta un volumen de
2.00L de solución.9.00L de una solución de 60 ppm en Na+¿¿ a partir de
Na2SO4 solido:
Primero se calculó la concentración molar de Na+¿¿:
El peso molecular de Na+¿¿es: 23g/mol
Quimica Analítica Ingeniería QuimicaQuimica Analítica
Ingeniería Quimica
El peso molecular del Na2SO4 esta dado por:
gmol
Na2SO4=
2mol Na1mol Na2SO4
∗23g
1mol Na+ 1mol S1mol Na2SO4
¿∗32g
1mol S+ 4molO1mol Na2SO4
¿∗16 g
1molO=142 g
molNa2SO4 ¿
¿
Entonces la concentración molar de 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
molesL
Na
+¿=60mg Na+¿
L desolucion∗1g Na+¿
100mg Na+¿∗1molNa+¿
23 g Na+¿¿ =2,6∗10−3moles
Na+¿
L solucion=2,6∗10−3M (diluido)¿¿ ¿
¿¿ ¿
Ahora se calcula la cantidad de moles que hay en una solución de 900L de solución.
900 Ldesolucion∗2,6∗10−3moles HClO4
Lde solucion=0,0234moles Na+¿ ¿
Utilizando la relación de moles de Na+¿¿ que se encuentran
en una mol de Na2SO4 se calcula los gramos del soluto
solido que se necesitan
0,0234moles Na
+¿∗1molNa2SO4
2molNa+¿¿ +142g Na2SO4
1molNa2SO4
¿=1,6614 g Na2SO4¿
¿
Podemos concluir que se requieren disolver 1,6614 g de
Na2SO4 solido hasta obtener 9.00L de la solución deseada.
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:
MgCl2→Concentracion :1%pv;200mlsln
NaPO4→Concentracion: 0,1753M ;40mlNH 4→Exceso
Reacción:
NH 4+MgCl2+NaPO4→MgNH 4PO4+Cl2+3NaA partir de los datos suministrados podemos calcular el número de moles de los reactivos, luego calcular las moles del precipitado y posteriormente su masa.
Del reactivo MgCl2 nos dieron su concentración en
%p /v , con este dato podemos calcular la molaridad de
MgCl2y luego el número de moles, así:
1%pv=2 gMgCl2200ml sln
* 1Mol MgCl295,2gMgCl2
*
1000ml1l
=0,105M
n=M∗L
n=0,105molMgCl2
Lsln∗0,2Lsln=0,021mol MgCl2
Del reactivo NaPO4 nos dieron su concentración Molar,
con este dato podemos calcular el número de moles, así:
n=M∗L
n=0,105mol NaPO4
Lsln∗0,04 L sln=0,007mol NaPO4
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
NaPO4 , a partir de este podremos calcular la masa del precipitado, así:
0,007mol NaPO4∗1molMgNH 4 PO4
1mol NaPO4
*
137,3gMgNH 4 PO4
1molMgNH 4 PO4
= 0,96 g MgNH 4 PO4
Cuando se agota el NaPO4 la reacción termina y el
MgNH 4 PO4 que se produce, es en su totalidad precipitado.
Ahora el reactivo en exceso es MgCl2, para calcular su
concentración, primero debemos saber cuantas moles no reaccionaron, como la relación molar es de 1:1 el número de
moles que reacciono de MgCl2es igual al numero de
moles del reactivo limite NaPO4, que fueron 0,007 moles,
entonces las moles que no reaccionaron fueron:Moles no reaccionaron
MgCl2=0,021moles totales−0,007moles quese consumieronMoles no reaccionaron MgCl2=0,014Posteriormente, calculamos la concentración del MgCl2asi:
M= nL
M=0,014moles MgCl2
0,24 L = 0,058 M MgCl2
4.7. Calcule el número de moles de la especie indiada en:
Quimica Analítica Ingeniería QuimicaQuimica Analítica
Ingeniería Quimica
4.96 g de B2O3
R/
4.96 gde B2O3×1mol B2O3
70 gB2O3
=0.07moles B2O3
333 mg de Na2B4O7 x 10H2OR/
333mgde Na2B4O7 x10H 2O×1g Na2B4O7 x10H 2O
1000mgNa2B4O7 x 10H 2O×1mol Na2B4O7 x10H 2O
380 g Na2B4O7 x 10H 2O=8 .74×10−4mol Na2B4O7 x10H 2O
8,75 g de Mn3O4
R/
8,75 gMn3O4×1mol deMn3O4
288.816gMn3O 4
=0.0303moldeMn3O 4
167.2 mg de CaC2O4
R/
167.2mgdeCaC2O 4×1g deCaC2O 4
1000mgdeCaC2O4
×1moldeCaC2O4
128 gdeCaC2O4
=0.001mol deCaC2O 4
4.14. Cuál es la masa en gramos de soluto en:
450 ml de H2O2 0.164 M
R/ M= moles solutoLitros desolucion
0.164=moles soluto0.45 L
0.164moles de H2O2
L(0.45 L )=0.0738moles deH2O2
0.0738moles deH2O2×34 gH 2O2
1mol deH2O2
= 2.5 g H2O2
27 ml de ácido benzoico 8.75 x10-4 MR/
8.75×10−4=moles de soluto0.027 L
(8.75×10−4 molesdeacido benzoicoL )(0.027 L )=2×10−5molesacido benzoico
2×10−5moles acido benzoico×122 gdeacid obenzoico1molde acidobenzoico
=0.0024 gacido benzoico
3.5 L de una solución con 21.7 ppm de SnCl2
R/
21.7 ppm=mgde soluto3.5 L
(21.7 ) (3.5 )=75.95mgdesoluto
75.95mgSnCl2×1 gSnCl2
1000mgSnCl2=0.075 gSnCl2
21.7 ml de 0.0125 M de KBrO3
R/
0.0125=molesde soluto0.0217
(0.0125 ) (0.0217 )=2×10−4molesde soluto
2×10−4molesde soluto×167 g KBrO3
1molde soluto=0.0334 g KBrO3
4.21. Se prepara una solución mediante la disolución de 5.76 g
de KCl •MgCl2•6H 2O (277.85 g/mol) en agua
suficiente para obtener 2 L. Calcule:
La concentración molar analítica de KCl •MgCl2 en esta
solución
5.76 g KCl •MgCl2• 6H 2O×1mol KCl •MgCl2• 6H 2O
277.885g KCl •MgCl2 •6H 2O=0.2073mol KCl •MgCl2•6H 2O
0.2073mol KCl •MgCl2 •6H 2O×1mol KCl •MgCl2
1mol KCl •MgCl2 •6H 2O=0.2073mol KCl •MgCl2 •6H 2O
2L=0.01037M
La concentración molar de Mg2+
MMg+2: 0.0137MMg+2
La concentración molar de Cl-
0.01037mol KCl •MgCl21 L
×3molCl−¿
1mol KCl •MgCl2=0.0311M Cl−¿ ¿¿
El porcentaje peso/volumen de KCl •MgCl2•6H 2O
0.288% pv
Las milimoles de Cl- en 25 mL de esta disolución
25ml sln×1Lsln
1000ml sln×0.01037mol KCl •MgCl2
1 Lsln×3mol
Cl−¿
KCl •MgCl2=0.777mmolCl−¿¿¿
Las partes por millón de K+
0.0137mol KCl •MgCl2Lsln
×1molK+¿
1mol KCl •MgCl2×39.0983 g
K+¿
1mol K+¿=0.405449 g K+¿
1 Lsln¿¿
¿¿
0.405449 gK+¿
1 Lsln×1000mg
K+¿
1 g K+¿=405,44 ppm ¿¿¿
El pMg de la solución
pMg=−log [Mg ]=−log [0.01037M ]M g2+¿=1.984 ¿
El pCl de la solución
pC l−¿=−log ¿¿
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.
CH 3PO 4=1.71×10
3gde reactivo1Lreactivo
×86g H 3 PO4
100 gdereactivo×1mol H 3PO4
97.995g H 3 PO4
=15.007M
# n H 3PO 4necesarios=?
nH 3PO 4=750ml sln× 1 Lsln
1000ml sln×6mol H 3PO 4
1L sln=4.5mol H 3 PO 4
Para obtener V reactivo concentrado
V=4.5mol H 3 PO 4×1 Ldereactivo
15.007mol H 3PO4
=0.29986 L≋300mlde reactivo.
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 cuando acabe la reacción
Que permanezca un exceso de IO3−¿¿
cuando acabe la
reacciónO 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:
moles La+3=50ml La+3×1 LLa+3
1000ml La+3×0.25mol La+3
1 LLa+3 =0.0125mol La+3
moles IO3−¿=75ml IO 3
−¿× 1 LIO
3
−¿
1000ml IO3−¿×0.302 mol
IO3−¿
1L IO 3−¿=0.02265molIO 3
−¿¿¿¿¿
¿¿
¿
Cada ion La reacciona con 3 iones IO3 por lo que se
necesitan 3×0.0125=0.0375mol IO3−¿¿
para
que reaccionen con el La+3, puesto que no es suficiente la
cantidad de IO3−¿¿
prevalece la situación a) y la cantidad
producida de La ( I O3 )3 esta limitada por la cantidad de
IO3−¿¿
disponible. Asi:
masa La ( I O3 )3=0.02265mol IO3
−¿×1mol La ( I O3 )3
3mol IO3−¿×
663.6gLa ( I O3 )31mol La (I O 3)3
=5.01018g La ( I O3 )3¿¿
4.39. PROBLEMA DE ALTO GRADO DE COMPLEJIDAD.
Según Kenny y colaboradores el numero de Avogadro N A
puede calcularse a partir de la ecuación siguiente con mediciones de una esfera de cristal de silicio ultrapuro
N A=nM Si¿¿donde: N A=¿ número de Avogadro
n= numero de átomos por celda unitaria de retículo cristalino de silicio
M Si= masa molar del silicio
r=¿ radio de la esfera de silicio
m=¿ masa de la esfera
a=¿ parámetro del retículo cristalino =
d (220)√22+22+02
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=mV
-La esfera de silicio tiene un radio de 0.046817226m
V= 4π r3
3
V= 4π3
(0.046817226m )3=4.298388262×10−4m3
-Puesto que la masa de la esfera es 1.001132893 kg
ρ= 1.001132893kg
4.298388262×10−4m3=2329.089026 kg
m3
Calcule el número de Avogadro
N A=(7.99999992)(0.028085521Kg)(4.298388262×10−4m3)
(1.001132893 kg)(19200858×10¿¿−15m)3=1.36278×1019¿
PREGUNTAS9. Calcule el número de milimoles de soluto en:
2.00L de 3.25∗10−3M KMnO3750 mL de 0.0555M KSCN
250 mL de una solución que contiene 5.41 ppm de CuSO43.50L de 0.333 M KCl12. Cuál es la masa en gramos:7.1 mol de Kbr20.1mmol de PbO
3.76 mol de MgSO4
9.6 mmol de Fe ¿18. Convierte las funciones p siguientes en concentraciones molares:pH=9.67pOH=0,135pBr=0.034pCa=12,35pLi= -0,221
pN O3=7.77pMn=0.0025pCl=1.020
24. Una disolución al 12,5% (p/p) de NiCl2(129.61 g/mol)
tiene una densidad de 1,149 g/ml. Calcule:
La concentración molar de NiCl2 en esta disolución
La concentración molar del C l−¿ ¿en la disolución
La masa en gramos de NiCl2 contenida en cada litro de esta
solución 30. Describa la preparación de:5L de
KMnO40,05M apartir delreactivo solido .
4L de HClO4 0.250M a partir de una disolución 8.00M del
reactivo400mL de una solución que es 0,0250M I−¿¿, empezando con MgI2
200mL de una solución acuosa de CuSO4 al 1% (p/v), a partir
de una disolución de CuSO4 0.365M
1,50L de NaOH 0.215M a partir del reactivo comercial NaOH al 50%(p/p) con densidad relativa de 1.5251.50L de una solución que es 12,0ppm en
k+¿a partir dek4 Fe(CN )6¿
38. Se mezclan exactamente 750mL de una disolución que contiene 480.4 ppm de Ba¿¿ con 200mL de una disolución
que es 0,03090M en A l2¿:
¿Cuál es la masa de BaSO4?
¿Cuál es la molaridad del reactivo que no reacciono [Al2 ¿¿]
RESPUESTAS9.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 x10−3molL
∗2,0L=6.5 x10−3mol
Ya sabiendo esto realizamos el factor de conversión de mol a milimoles:
6.5 x10−3mol∗1000mmol1mol
=6.5mmol KMnO4
En este caso nos encontramos con un volumen arrojado en mL lo que nos obliga a aplicar un cambio da unidades L mL.
750mL∗1L1000mL
=0.75 L
Entonces así, podremos saber cuántos moles de KSCN hay en estos litros de solución a partir de la molaridad:
0.0555mol KSCN
L∗0.75L=0.041625mol KSCN
Y aplicamos el factor de conversión a milimoles.
0.041625molKSCN∗1000mmolKSCN
1molKSCN=41.625mmol KSCN
Sabemos que 5.41ppm nos indica que en un litro de solución
hay 5.41mg de CuSO4 entonces procedemos a calcular
cuántos mg se encuentran en 250mL, pero primero se aplicara el factor de conversión:
250mL∗1L1000mL
=0.25 L
5.41mgL
∗0.25L=1.3525mg
Y a partir de este dato hallamos los milimoles aplicando los respectivos factores de conversión:
1.3525mg∗1mmolCuSO 4
159.5mg=8.48 x10−3mmolCuSO4
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:
0.333mol KCl
L∗3.50 L=1.16 .5mol KCl
1.1655molKCl∗1000mmol KCl
1mol KCl=1165.5mmolKCl
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
7.1molKBr∗110.99 g KBr
1mol KBr=844.82g KBr
Peso Molecular PbO=223.2g/mol PbO
20.1mmolPbO∗1mol PbO1000mmolPbO
=0.0201mol PbO
0.0201molPbO∗223.2g PbO
1mol PbO=4.48 g PbO
Peso Molecular MgSO4=120.36g/mol MgSO4
3.76molMgSO 4∗120.36 gMgSO 4
1mol MgSO4
=452.55 gMgSO 4
Peso Molecular Fe(NH4)7(SO4)2*6H2O= 391.85g/mol Fe(NH4)7(SO4)2*6H2O
9.6mmol Fe(N H 4)7(SO4)2∗6H 2
O∗1mol Fe (N H 4 )7 (SO 4 )2∗6H 2O
1000mmol Fe (N H 4 )7 (SO4 )2∗6H 2O=9.6 x10−3mol Fe (N H 4)7(S O4)2∗6H 2O
9.6 x 10−3mol Fe(N H 4)7(SO4)2∗6H 2
O∗391.85 gFe (N H 4 )7 (SO 4 )2∗6H 2O
1mol Fe (N H 4 )7 (SO4 )2∗6H 2O=3.76 gFe (N H 4)7(S O4)2∗6H 2O
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 x10−10M
[OH ]=10−0.135→ [OH ]=0.732M
[Br ]=10−0.034→ [Br ]=0.924M
[Ca ]=10−12.35→ [Ca ]=4.46 x 10−13M
[ Li ]=10−(−0.22)→ [ Li ]=1.66M
[N O3 ]=10−7.77→ [NO3 ]=1.7 x10−8M
[Mn ]=10−0.0025→ [Mn ]=0.99M
[Cl ]=10−1.020→ [Cl ]=0.096M
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:
12.5g∋Cl2100g sln
∗1.149
g slnmL sln
∗1000mL
1 L=143.625
g∋Cl2L
Teniendo este dato lo único que nos falta es saber cuántos
moles serian esa cantidad de gramos en ¿Cl2esto lo
hallamos con el peso molecular:
143.625
g∋Cl2L
∗1mol∋Cl2
129.61g∋Cl2=1.108
mol∋Cl2L
=1.108M
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.
1.108
mol∋Cl2L
∗2molCl
1mol∋Cl2=2.216molCl
Mediante la concentración molar hallamos la cantidad de moles hallados en un litro
1.108mol∋Cl2
L∗1 L=1.108mol∋Cl2
Y utilizando el peso molecular del ¿Cl2:
1.108mol∋Cl2∗129.59g∋Cl2
mol∋Cl2=143.8449gNiCl2
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:
0.05mol KMnO4
Lsln∗5 L=0.25mol KMnO4
De ahí buscar cual es la masa de estos mediante el peso molecular:
0.25mol KMnO4∗158 g KMnO4
mol KMnO4
=39.5 g KMnO 4
Para poder preparar esta solución se agrega 39.5g de
KMnO4y se afora hasta 5L con agua.Procedemos a calcular los moles de HClO4 necesario para los 4L de solución:
4L∗0.25mol HClO4
1 L=1mol HClO4
Y mediante la molaridad de la disolución primaria hallaremos los litros necesarios de este:
1mol HClO4∗1 LHClO4
8mol HClO4
=0.125 L HClO 4
Se agregan 0.125L de la solución concentrada y se diluye hasta 4 L. con agua.El objetivo es hallar la masa necesaria de MgI2 para preparar la solución, para necesitamos 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:
400mL∗1 L1000mL
=0.4 L
0.4L∗0.025mol I
1 L=0.01mol I
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:
0.01mol
I∗1molMg I 22mol I
∗278.113 gMg I 2
1molMg I 2=1.39gMg I 2
Se agregan 1,39 g Mg I 2 y se afora hasta 400ml con agua.
Para hallar el volumen necesario de la solución primera se procede a:Primero encontrando los moles contenidos en la solución:
200
mL∗1 gCuSO 4
100mL∗1molCuSO4
159.5 gCuSO 4
=0.01254molCuSO4
Luego calcular el volumen mediante la molaridad otorgada por el ejercicio:
0.01254molCuSO4∗1LCuSO4
0,365molCuSO 4
=0,0344 LCuSO4
Se agregan 34,4 ml de la solución de CuSO40.365M y se
afora hasta 200ml con agua.
Se Busca la concentración molar:
50g NaOH100greactivo
∗1,525∗103greactivoLsln
∗1mol NaOH
39,9g NaOH=19.11
mol NaOHLsln
Se calcula la cantidad de moles de NaOH contenidos:
1,5 L∗0,215 mol NaOHL
=0.322mol NaOH
Por último se calcula el volumen con los dos datos obtenidos:
0.322molNaOH∗Lsln19.11mol NaOH
=0.016 L
Se agregan 0,016L de la solución de NaOH al 19.11M y se afora hasta 1,5L con aguaSe realiza la conversión de mg g
1.5 L∗12
mg KL
∗1gK
1000mgK=0.018g 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:
0.018 g
K∗1molK39,1g K
∗1molk 4Fe (CN )6
4mol K∗368.35 gk 4Fe (CN )6
molk 4Fe (CN )6=0.0424 g k4 Fe (CN )6
Se agregan 0.0424g de
0.0424 gk 4Fe (CN )6 y se afora hasta1,5 Lconagua
38.
3Ba ¿
Para poder hallar la masa de BaSO4 necesitamos
encontrar el reactivo límite de la reacción:
750ml∗L1000mL
∗480,4
mgL
∗1g
1000mg∗mol Ba ¿¿
200mL∗L1000mL
∗0,0390mol A l2 ¿¿
Podemos ver que el reactivo límite es el Ba¿ asi que se utilizara para hallar los gramos del componente:
0,0018mol Ba ¿
Por lo tanto sabemos que el reactivo en exceso es: A l2¿ Y
por formula molecular:
0,0018mol Ba ¿Restamos esto con el resultado de moles que se arrojó anteriormente:
0,0078mol A l2 ¿Y calculamos la Molaridad así:
0,0072molA l2 ¿¿
Ingeniería Quimica
