UNIVERSIDAD DE ANTIOQUIA FACULTAD DE INGENIERIA CNQ

UNIVERSIDAD DE ANTIOQUIA
FACULTAD DE INGENIERIA CNQ 220
TALLER SISTEMAS SIMPLES ACIDO BASE
Alexander Santamaría
1) A una alicota de 40.00 mL de solución de HClO4 se le agrego 0.4793 g de Na2CO3 patrón
primario. Esta solución se calentó a ebullición para remover el CO2 producido, mientras el
exceso de HClO4 se valoro por retroceso con 8.70 mL de solución de NaOH. En otro experimento
se encontró que 25.00 mL de solución de NaOH neutralizaban exactamente 27.43 mL de HClO4.
Calcular la concentración normal exacta del NaOH y el HClO4. (R/ 0.2970Ma en HClO4 y
0.3258Ma en NaOH).
2)
Una muestra de 0.8050g de Na2CO3 impuro, se disolvió en 50.00 mL de solución de HClO4
estándar. El exceso de este se retrovaloró con 9.50 mL de solución estándar de KOH. Otras
valoraciones realizadas por separado mostraron que 10.00 mL de solución estándar de HClO4
eran equivalentes a 0.1110 g de Na2CO3 puro y 18.00 mL de solución estándar de HClO4 eran
equivalentes a 15.00 mL de solución estándar de KOH.
2.1) la pureza del Na2CO3 (R/ 53.22)
2.2) la concentración molar analítica exacta del HClO4 y del KOH usados en el análisis
(R/ 0.2513 y 0.2094)
3) Una muestra de 0.1210 g de un compuesto orgánico que contiene azufre, se quemo en una
corriente de O2 y el SO2 producido se absorbió en una solución de H2O2 y ocurrió la siguiente
reacción:
H2O2
+ SO2

H2SO4
El acido producido se valoro con 20.50 mL de solución 0.1070Ma de KOH. Calcular el porcentaje
de azufre en la muestra. (R/ 29.12)
4) La concentración de acetato de etilo en una muestra alcohólica de ester, se determino
diluyendo una alicota de 10.00 mL de la muestra hasta 100.0 mL exactamente. Una alicota de
20.00 mL de esta solución se calentó a reflujo con 40.00 mL de solución de KOH 0.0467 N donde
ocurrió la siguiente reacción:
CH3COOC2H5
+ OH
CH3COO+ C2H5OH
Después de enfriar, el exceso de OH- se retrovaloró con 3.41 mL de solución de HCl 0.0504 Ma.
Calcular la composición de la muestra. (R/ 7.46)
5) Una muestra de 0.2240 g que contiene solamente BaCl2 y KBr, necesito 19.7 mL de solución de
AgNO3 0.1000 Ma para alcanzar el punto final en una valoración según el método de Morh.
Calcular la composición de la muestra. (R/ 32.6 % BaCl2, 67.4% de KBr)
6) Una muestra de 0.5100 g de un pesticida se descompuso por fusión con Na2CO3 y se lavo con
agua caliente. El fluoruro de la muestra se precipito como PbClF agregando HCl y Pb(NO3)2. El
precipitado se filtro, se lavo y se redisolvió en una solución al 5% de HNO3. El cloruro se precipito
por la adición de 50.00 mL de solución de AgNO3 0.200 Ma. después de cubrir el AgCl formado
con nitrobenceno, el exceso de Ag+ se retrovaloró con 7.42 mL de NH4SCN 0.1760 Ma. calcular el
porcentaje de F y de Na2SeF6 en la muestra. (32.4% en F, 67.9% Na2SeF6)
7) Calcular el pH de la solución que resulta al mezclar:
7.1) 25.00 mL de HCl 0.0800 Ma con 30.00 mL de H2SO4 0.1100 Ma. (R/ 0.81)
(Suponer: H2SO4  2H+ + SO42-)
7.2) 50.00 mL de NaOH 0.1450 Ma con 22.00 mL de HNO3 0.1050 Ma y 40.00 mL de HCl
0.0950 Ma (R/12.00)
7.3) 17.00 mL de HClO4 0.200 Ma con 36.00 mL de NaOH 0.109 Ma (R/ 11.99)
7.4) 30.00 mL de HCl 0.0300 Ma con 6.4 mL de KOH 0.0800 Ma (R/ 1.97)
8) Calcular el pH de las siguientes soluciones:
8.1) 0.0010 Ma en clorhidrato de anilina (R/ 3.79)
8.2) 0.7100 Ma en NH4Cl (R/ 4.70)
8.3) 0.1000 Ma en acido débil HX (ka = 1.0 x10-10) (R/ 5.50)
9) Que volúmenes de solución de acido acético 0.500 M y de NaOH 0.4260 M deben mezclarse
entre si para preparar 100.00 mL de solución buffer de pH = 5.00 (R/ 57.20 y 42.80)
10) Una solución reguladora es 0.0500 M en acetato de sodio y 0.0750 M en acido acético. Calcular:
10.1) El pH de la solución reguladora (R/ 4.58)
10.2) El pH de la solución reguladora si a un litro de ella se le agrega 1.00 mL de NaOH 1.00 N
(R/ 4.57)
10.3) El pH de la solución reguladora si a un litro de ella se le agrega 1.00 mL de HCl 1.00 N
(R/ 4.60)
10.4) La capacidad reguladora (R/ 0.064 moles de base fuerte)
11) El KH(IO3)2 es un patrón primario, tiene un hidrogeno acido y es además, un agente oxidante
muy fuerte. Se preparo una solución disolviendo 8.77 g de esta sustancia pura en agua y
diluyendo hasta completar 500.0 mL de solución. expresar la concentración de esta solución en
términos de:
11.1) la concentración analítica molar, Ma (R/ 0.0450)
11.2) la concentración molar de equilibrio, Me, del IO3- (R/ 0.0900)
11.3) La concentración normal, como acido (R/ 0.0450)
12) La constante de ionización del verde de bromocresol, amarillo en medio acido y azul en medio
alcalino es de 2.14 x 10-5. Hallar el pH de la solución en la cual el indicador adquiere el color
verde, siendo la relación molar de la forma acida a la forma básica del indicador en este punto
es de 3:7. (R/ 5.07)
13) Calcular el pH de la solución obtenida al agregar los siguientes volúmenes de HCl 0.1500 Ma a la
solución considerada. Dibujar la respectiva curva de titulación y sugerir un indicador adecuado.
Los volúmenes, en mL, a agregar son: 0.0; 5.0; 10.0; 15.0; 19.0; 19.99; 20.0; 20.01; 20.10;
21.0; 25.0 y 30.0 mL.
13.1) 30.00 mL de NaOCl 0.100 Ma
13.2) 15.00 mL de metilamina 0.200 Ma
13.3) 20.00 mL de NaOH 0.150 Ma
14) Calcular el pH de la solución obtenida al agregar los siguientes volúmenes de NaOH 0.200 Ma a
la solución considerada. Dibujar la respectiva curva de titulación y sugerir un indicador
adecuado. Los volúmenes, en mL, a agregar son: 0.0; 5.0; 10.0; 25.0; 29.0; 30.0; 31.0; 35.00;
y 40.0 mL.
14.1) 20.00 mL de CH3COOH 0.300 Ma
14.2) 50.00 mL de HCO2H 0.1200 Ma
14.3) 15.00 mL de HSCN 0.400 Ma
15) Calcular el valor del pH de las solución después de agregar 0.10 mL antes y después del punto de
equivalencia, en las siguientes valoraciones:
15.1) 25.00 mL de HNO2 0.200 N con KOH 0.100 Ma
15.2) 25.00 mL de NaOH 0.0020 N con HClO4 0.018 Ma
15.3) 30.00 mL de NaCN 0.0300 N con HCl 0.0500 Ma
15.4) 25.00 mL de NH3 0.0100 N con HCl 0.100 Ma