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QUIMICA ANALITICA I
Problemas Parcial 1
1. Identifica el tipo de curva de titulación ilustrado en las figuras. Nota: el analito (problema)
es enunciado primero y el titulante después.




Acido fuerte con base fuerte
Acido débil con base fuerte
Base débil con Acido fuerte
Ácido poliprótico con base fuerte
1
3
4
2
2. Para cuál de las figuras antes mencionadas (menciona una) recomiendas el uso de:
 Fenolftaleína (Incoloro a Rojo-violeta) rango de vire pH (8-10)
1y3
 Rojo de metilo (Amarillo a Rojo) rango de vire pH (4-6)
2y4
3. 50 ml de HBr 0.15 M son titulados con KOH 0.25 M. ¿Cuál es el volumen de base que se
necesita para llegar al punto de equivalencia y el pH en ese punto? R= 30 ml y 7.0
4. Para el problema anterior, cuando la adición de KOH es de 17 mL, determina si el pH es
acido o básico y cuál es el valor del pH. R= Acido y 1.3
5. 75 ml de NH3 0.2 M (Kb = 1.8 X10-5 , ka= 5.55 X10-10) son titulados con HNO3 0.5 M.
¿Cuál es el volumen de ácido que se necesita para llegar al punto de equivalencia y cuál
es el pH en ese punto?
R= 30 ml y 5
6. Para el problema anterior, cuando la adición de HNO3 0.5 M es de 0 mL, 10 mL y 30 mL,
cuales el pH en cada situación. R= 11.3, 10.5 y 9.25
7. 52 ml de CH3COOH 0.35 M (Ka=1.8X10-5) son titulados con NaOH 0.4 M. Calcula el pH
después de la adición de 31 mL de NaOH. R= 4.4
8. 52 ml de CH3COOH 0.35 M (Ka=1.8X10-5) son titulados con NaOH 0.4 M. Calcula el pH
después de la adición de 45.5 mL de NaOH. R= 7.0
9. 52 ml de CH3COOH 0.35 M (Ka=1.8X10-5) son titulados con NaOH 0.4 M. Calcula el pH
después de la adición de 46 mL de NaOH. R= 11.3
10. En una titulación de 30 ml de una solución de hidróxido de sodio de concentración
desconocida, se necesitaron 45.2 ml de ácido clorhídrico 0.1 M para neutralizar la
solución de la base hasta el punto final de la fenolftaleína. ¿Cuál es la Molaridad del
hidróxido? R= 0.15 M
Rxn: NaOH + HCl  NaCl + H2O
11.2 ml de amoniaco casero (NH3) se titularon con 34.9 ml de ácido clorhídrico 0.11M:
a. ¿Cuál es la Molaridad del amoniaco? R=1.92 M
b. ¿Cuál es el pH del punto de equivalencia? pH = 9
c. ¿Cuál es la conc. en % , si la densidad de la solución de amoniaco es 0.985 g/ml? R=3.3%
Reacción: NH3 + HCl  NH4Cl (NH3 = base y NH4+ es el ácido).
Punto de equivalencia: moles NH3 = moles HCl
(V*M)NH3 = (V*M) HCl
Punto b)
pKa + pKb = 14
Ka*Kb = Kw (10-14) Por ejemplo NH3 pKb = 4.75 , pKa = 9.25
NH3 no posee H+ ni tampoco OH ¿Cómo podemos relacionarlo con el pH?
El NH3 reacciona con H2O (NH3 + H2O  NH4+ + OH- ) y el OH liberado por el amoniaco es
responsable del pH ( en otras palabras NH3 es una base)
En el equilibrio Kb= [NH4+ ]*[ OH-]/[ NH3]
[NH4+ ]=[ OH-]= X Kb= X2/[ NH3]
calcula el pOH y de la ecuación pH + pOH = 14 se obtiene el pH.
con [ OH-] se
12. El carbonato de sodio puro se utiliza como patrón primario, para determinar la
molaridad de un ácido (Ej. HCl). Si se disuelven 0.875g de Na 2CO3 en agua (50 ml
Solución) y se titulan con HCl de concentración desconocida, consumiendo 35.6 ml de
esta solución, cual es la concentración molar del HCl.
a. ¿Cuál es la Molaridad del HCl? R=0.46 M
Reacción: Na2CO3 + 2HCl  2 NaCl + CO2 + H2O
Punto de equivalencia: 2*moles Na2CO3 = moles de HCl
2*(V*M)Na2CO3 = (V*M) HCl