Analitica - asfasdfasdf PDF

Preview

Summary

asfasdfasdf...

Description

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/mol O = 16 g/mol * 5 = 80 g/mol

P O

= 30,973 g/mol * (1) = 30,973 g/mol = 15,999 g/mol * (4) = 63,996 g/mol MgNH4PO4 = 137,3186 g/mol

g ∗1 mol mol g 137,3186 =0,137 mmol 1000 mmol P O = 141,94 g/mol PO ∗1 g MgNH 4 4 PO 4 O 5∗1 g P2 O 5 850 mg MgNH 4 =0,85 g MgNH 4 P =0,057 g P2 O 5 57 mg P2 1000 mg MgNH 4 PO 4 1000 mg P2 O 5 PO 4∗1 mmol MgNH 4 PO 4 Un mol de P O tiene 141,94 g de P O . Un milimol contiene 0,85 g MgNH 4 =6,20 mmol M 0,14194 g de P O 0,137 g MgNH 4 PO 4 O ∗1mmol P 2 O 5 =0,40 m El número de milimoles de MgNH 4 PO 4 en n P2 O 5=0,057 g P2 5 0,14194 g P2 O 5 850 mg de este es: 6,20 2

5

2

5

2

2

5

5.

El número de milimoles de

P2 O 5

en 57 mg de este es:

0,40 b) 12,92 g de CO2 C = 12,01 g/mol * 1 = 12,01 g/mol O = 16 g/mol * 2 = 32 g/mol CO2 = 44,01 g/mol Un mol de CO2 tiene 44,01 g CO2, entonces 1 mmol CO2 = 0,044 g CO2 Usando factor de conversión tenemos:

12,92 g CO2∗1mmol =293,64 mmolCO 2 0,044 g CO 2 CO2 en 12,92 g de este es: El número de milimoles de 293,64 (c) 40 g de NaHCO3 g g ∗1=22,99 Na=22,99 mol mol g g H =1 ∗1=1 mol mol g g C=12,01 ∗1=12,01 mol mol g g ∗3=47,97 O=15,99 mol mol g Peso molecular del NaHC O 3 =83,97 mol 1 mol g NaHC O3∗ =0,08397 83,97 mol 1000 mmol 1 mmol NaHCO3 =476 ( 40 g Na HC O 3)∗ 0,08397 g NaHCO 3 El número de milimoles de Na H CO3 en 40 g de este es: 476,36

(

)

(

(d) 850 mg de MgNH4PO4 Mg N H

= = =

24,312 g/mol * (1) = 24,312 g/mol 14,006 g/mol * (1) = 14,006 g/mol 1,0079 g/mol * (4) = 4,0316 g/mol

)

16. Calcule la concentración molar del ion H3O+ de una disolución que tiene un pH de: (a) 4,76 pH = 4,76

+¿ ¿ H3O ¿ ¿ pH =−log¿ +¿ ¿ H3O [H3O ¿ ¿

+¿ ¿ H3O ¿ ¿ log¿

]=0,000017378

La concentración de [H3O+] es 1,74 * 10-5 M. (b) 4.58 pH = 4,58

+¿ ¿ H3O ¿ ¿ pH =−log¿ +¿ ¿ H3O ¿ ¿ log¿ +¿ ¿ H3O ¿ ¿ [ H 3 O ]=2,63∗10−5

M

La concentración de [H3O+] es 2,63*10-5 M. (c) 0.52 pH = 0,52

+¿ ¿ H3O ¿ ¿ pH=−log¿

M

+¿ ¿ H 3O ¿ ¿ log¿ +¿ ¿ H3O ¿ ¿ [H3O+] =

+¿ ¿ H3O ¿ ¿ pH =−log¿ +¿ ¿ H3O ¿ ¿ log¿ +¿ ¿ H3O ¿ ¿ +¿ ¿ H3O ¿ ¿

0,30 M

La concentración de [H3O+] es (d) 13,62 pH = 13,62

0,30 M

.

+¿ ¿ H3O ¿ ¿ pH=−log ¿ +¿ ¿ H 3O ¿ ¿ log¿ +¿ ¿ H3O ¿ ¿ [H O ] = 2,398∗10−14 M

La concentración de [H3O+] es (g) -0,31

+

3

La concentración de [H3O+] es

2,398∗10

−14

M

(e) 7,32 pH = 7,32

+¿ ¿ H3O ¿ ¿ pH =−log ¿ +¿ ¿ H3O ¿ ¿ log¿ +¿ ¿ H3O ¿ ¿ [H O ] = 4,79 ¿ 10−8 M +

(f) 5.76

pH=5,76

.

pH=−0,31 +¿ ¿ H3O ¿ ¿ pH =−log¿ +¿ ¿ H3O ¿ ¿ log¿ +¿ ¿ H3O ¿ ¿ +¿ ¿ H3O ¿ ¿ La concentración de [H3O+] es (h) -0,52

3

La concentración de [H3O+] es

−6

1,74∗10 M

4,79∗10−8 M .

pH=−0,52 +¿ ¿ H3O ¿ ¿ pH =−log¿ +¿ ¿ H3O ¿ ¿ log¿

2,04 M

.

.

+¿ ¿ H3O ¿ ¿ +¿ H 3 O¿ ¿ ¿

Peso atómico de

Fe = 55 g/mol C= 12 g/mol N= 14 g/mol CN= 26 g/mol x 6 = 156 g/mol 156 g/mol + 55 g/mol = 211 g/mol Peso atómico de Fe(CN)6 = 211g

La concentración de [H3O+] es

3,31 M

.

Gramos de

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:

1210 mg K 3 Fe 775

3−¿ Fe(CN )6¿

( CN )6∗1 g K 3 Fe ( CN )6 =1,21 1000 mg K 3 Fe ( CN )6

mL∗1 L =0,775 L 1000 mL

K 3 Fe ( CN )6 : ( CN )6∗1 mol K 3 Fe (CN )6 =3,68 1,21 g K 3 Fe 329,2 g K 3 Fe ( CN ) 6

Encontramos el número de moles de

Calculamos la concentración molar analítica:

n L 3,68∗10−3 mol K 3 Fe ( CN ) 6 M= =4,748∗10− 0,775 L M=

La concentración molar analítica de K3Fe(CN)6 es 4, −3

748∗10 M .

3−¿ Fe(CN )6¿

3−¿ 3−¿ 6

(CN) =0,78 g Fe(CN )6¿ 329,2 g K 3 Fe ( CN )6 1,21 g K 3 Fe ( CN )6∗¿ 3−¿ Moles de : Fe(CN )6¿ 3−¿ 3−¿ −3 ¿ 211 g Fe ( CN )6 =3,70 ¿ 10 mol Fe(CN)6 3−¿ ( CN )6 1mol Fe ¿ 3−¿∗¿ 0,78 g Fe(CN )6¿ 3−¿ Concentración molar de : Fe(CN )6¿ 3−¿ (CN)6 −3 −3 3,70 ¿ 10 mol Fe =4,77 ¿ 10 M 0,775 L M =¿ 211 g Fe

(b) La concentración molar de K+ Primero calculamos los gramos de K:

1 mol K +¿ K +¿ 39,098 g ¿ K +¿ ∗¿ 3 mol 1 mol K 3 Fe ( CN )6 ( CN )6∗1 mol K 3 Fe (CN g K ? →1,211 g K 3 Fe 329,2 g K 3 Fe (CN ) 6 +¿ ¿ ¿ 0,431 g de K

La concentración molar de

0.431 g g 117,294 ∗(0.775 mol La concentración molar de K es 4,741∗10−3 M . 3−¿ (c) Calcule la concentración molar de Fe(CN )6¿ g → M K= ( Pm) (L) +

(

)

3−¿ Fe(CN )6¿

es

4,77 ¿ 10−3 M . (d) Calcular el porcentaje peso - volumen de K3Fe (CN)6. Calculamos los gramos:

1210 g K 3

Fe (CN)6∗0,001 g =1,21 g 1mg

Volumen de la Solución = 775 mL

%

P g sto = ∗100 v V sln

Reemplazando en la ecuación:

Luego, calculamos la concentración molar de K+

M=

en la solución:

%

P 1,21 g = ∗100=0,16 % v 775 mL

El porcentaje peso - volumen de K3Fe (CN)6 es (e) Las milimoles de

+¿¿ K

0,16 %

.

en 50,0 mL de esta disolución.

(

1210 mg K 3 Fe(CN )6∗

)

1 g K 3 Fe (CN ) 6 =1,21 g K 1000 mg K 3 Fe ( CN ) 6

1,21 g K 3 Fe (CN )6 =0 775 mL K 3 Fe ( CN ) 6 K +¿ 3 mol 1 mol K 3 Fe( CN )6 ¿ ¿ +¿ 1mol K 3 Fe ( CN ) 6 ∗ 0,078 g K 3 Fe ( CN )6∗ 329,2 g K 3 Fe (CN )6 +¿ 1 mol K +¿ K +¿ 1000 mmol ¿ +¿ ¿=0,711 mmol K ¿ ¿ 7,11∗10−4 mol K ∗¿ ¿ +¿¿ en 50,0 mL de esta disolución son Las milimoles de K +¿ . 0,711mmol K ¿ 3−¿ (f) Las partes por millón de Fe(CN )6¿ 3−¿ 1mol Fe ( CN )6 3−¿ Fe ( CN )6 211,949 g ¿ 3−¿ mol Fe ( CN)6 ∗¿ 1 1mol K 3 Fe (CN )6 ¿ ∗1mol K 3 Fe (CN )6 ∗¿ CN 6 329,255 g K 3 Fe (CN )6 1,21 g K 3 Fe ¿ 3−¿ ¿ 0,778 g Fe (CN )¿6

(

)

50 mL K 3 Fe (CN )6∗

(

)

Si ppm = mg/L 3−¿

1 g Fe(CN )6 =¿ 3 −¿ Fe(CN )6 1.000 mg ¿ 3−¿∗¿ ¿ 0,778 g Fe (CN )6 3−¿ Fe(CN )6¿

778 mg

0,775 L Fe(CN )63−¿ =¿ 3−¿ Fe (CN)6 778 mg ¿ ¿ 3−¿ Fe(CN )6¿

1003,87 ppm

(g) El pK de la solución. Datos 1,210 g de K3Fe(CN)6 V = 775 mL = 0,775 L Primero se calcula el número de moles de K+

CN ¿ ¿ CN ¿ ¿ ¿6 ¿ CN ¿ ¿ ¿6 ¿ CN ¿ ¿ ¿6 ¿ 1 mol K 3 Fe ¿ 1 mol K 3 Fe ¿ 1,210 g K 3 Fe ¿

+¿¿ K ¿ K +¿ =0,0142 M 0,011 mol 0,775 L solución ¿ pK=−log [ 0,0142] pK=1,847 El pK de la solución es 1,847 . (h) El p

Fe(CN )6

de la solución.

Primero calculamos los números de moles de

Fe(CN )6

.

nmol Fe(CN )6=1,21 g K 3 −3

¿ 3,68 ¿10 mol Fe(CN)6

Fe ( CN ) 6∗1 mol K 3 Fe ( CN )6 ∗ 329,2 g K 3 Fe ( CN ) 6 1 mol K 3 Fe (CN

nHgNO3 = Luego se calcula la molaridad.

3,68¿ 10−3 mol Fe (CN )6 −3 M= =4,74 ¿ 10 M 0,775 L solución Entonces,

Fe(CN )6=− log(4,74 ¿ 10−3)=2,32 El p Fe(CN )6 de la solución es 2,32.

mL∗1 L ∗0,5151 mol HgNO3 1.000 mL =0,0515 mol HgNO 3 100 1L

p

28. Describa la preparación de 900 mL de HNO 3 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

( molg ) ∙ ( 1 )=1,008 molg g g N → ( 14,007 ∙ (1 )=14,007 mol ) mol g g O→( 15,999 ∙ ( 3)=47,997 mol ) mol H → 1,008

HNO3=1,008

g g g + 47,997 +14,007 mol mol mol

Obtenemos la molaridad del reactivo concentrado

Kgreactivo ∗1.000 g reactivo Lreactivo ∗70,5 g H 1 Kg reactivo 100 g reactivo 1,42 63,012 g HN O 3 mol HN O 3 M =15,887 L reactivo El número de moles necesario de HN O3 viene dado por:

mL∗1 L ∗3 mol 1.000 mL 900 =2,7 mol 1L

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:

PO 4∗1 mol Hg 3 PO 4 ∗696,74 g Hg 3 P 1mol Na3 PO 4 −3 9,39 ∙10 mol Na 3 1 mol Hg 3 PO 4 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 balanceada Na3PO4 + 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 * −3 de Na3PO4 10 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 mol Tenemos que el volumen total de la mezcla es 0,125 L por tanto la Molaridad es:

M=

0,02334 mol =0,18672 M 0,125 L

37. ¿Qué volumen de

Por último, para obtener el volumen del reactivo concentrado:

2,7 mol HN O 3 ∙

1L =0,17 L= 15,887 mol HN O 3

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 =

mL∗1 L ∗0,3757 mol Na 3 PO 4 1.000 mL =9,39 ∙ 10 25 1L

para precipitar todo el

Ag NO 3 0,01 M se requeriría −¿ ¿ I en 200 mL de una solución

que contenga 24,32 ppm de KI?

AgNO 3+ KI → KNO 3 + AgI g KI=166 mol 24,32mg KI 24,32 ppm KI = 1 L KI KI∗1 L KI 200 mL =0,2 L KI 1000 mL KI KI∗24,32mg KI 0,2 L =4,864 mg KI 1 L KI

Quimica Analítica Ingeniería Quimica

Quimica Analítica Ingeniería Quimica

Quimica Analítica Ingeniería Quimica

Quimica Analítica Ingeniería Quimica

+¿

CN ¿ ¿ pFe ¿

K L +¿ K 4.12 x 10−7 mol =¿ L +¿ K −6 +¿ 1.05 x 10 mol L ¿ p K =−log[ 1.46 x 10−6 ] p K =5.84 −6

1.46 x 10 mol

4−¿ O¿

H+, Ba2+ y Cl

x 10−4

en una solución que es 3.35

x 10−4

en Ba(ClO4)2 y 6.75 +¿

? mol ¿

H L

M en HClO4.

−4

6.75 x 10 HCl O4 L

=

X

H +¿ 1 mol HCl O 4 = ¿ +¿ H −4 6.75 x 10 mol de L ¿ −4 p H =−log [ 6.75 x 10 ] p H = 3.17 1 mol

−7 OH −¿ 4.12 x 10 mol KOH = L L ¿ −¿ OH 1 mol 1 mol KOH = ¿ OH −¿ −7 4.12 x 10 mol L ¿ pOH =−log [4.12 x 10−7 ] pOH =6.39

? mol

X

CN ¿ ¿ ¿6 ¿ Fe ¿ ? mol ¿ ¿ CN ¿ ¿ ¿6 ¿ ¿−4 ¿ CN ¿ Fe ¿ 1 mol ¿ ¿

X

=

CN ¿ ¿ ¿6 2.62 x 10−7 mol K 4 Fe ¿ ¿

X

ClO

Ba2+¿ ? mol L ¿

=

3,35 x 10− 4 Ba ¿

ClO 1 mol Ba(¿ ¿ 4)2 2+ ¿ Ba 1 mol ¿ ¿ −4

=

2+ ¿

3,35 x 10 mol de

Ba L

¿ p Ba=−log [3.35 x 10−4 ] p Ba = 3.47 −¿

=

CN ¿ ¿ ¿6 ¿ Fe ¿ −7 2.62 x 10 mol ¿ ¿ CN ¿ ¿ pFe ¿

(¿¿ 4)2 L

? mol ClO 4 ¿

L

−4

=

6.75 x 10 HCl O4 L −¿

1 mol ClO 4

=

1 mol HCl O4 ¿

−¿

−4

6.75 x 10 mol de ClO 4 ¿

L

X

Quimica Analítica Ingeniería Quimica

Quimica Analítica Ingeniería Quimica

Quimica Analítica Ingeniería Quimica

Quimica Analítica Ingeniería Quimica

Quimica Analítica Ingeniería Quimica Quimica Analítica Ingeniería Quimica

¿ + ¿ 1 mol S 2 mol Na ∗23 g 1 mol Na2 SO 4 1 mol S g Na SO = + ¿ mol 2 4 1 mol Na +¿ 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

+¿

Na+¿ moles =2,6∗10−3 M (diluido) L solucion Na+¿ =2,6∗10−3 ¿ 1 mol ¿ 23 g Na +¿ 100 mg Na ∗¿ +¿ Na 1g ¿ +¿ Na 60 mg ∗¿ L de solucion + ¿=¿ moles ¿ Na L Ahora se calcula la cantidad de moles que hay en una solución de 900L de solución.

+¿ solucion∗2,6∗10−3 moles HClO 4 900 L de = Lde solucion +¿¿ Utilizando la relación de moles de Na que se encuentran en una mol de Na 2 SO 4 se calcula los gramos del soluto solido que se necesitan

+¿ 1 mol Na2 SO 4 =1,6614 g Na SO 2 4 ¿

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:

p ; 200 ml sln v Na PO 4 →Concentracion :0,1753 M ; 40 ml NH 4 → Exceso MgCl 2 → Concentracion: 1 %

Reacción:

NH 4 + MgCl 2+ Na PO 4 → Mg NH 4 PO 4 + Cl2 +3 Na A 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

Mg Cl 2

nos dieron su concentración en

%p / v Mg Cl 2 y luego el número de moles, así: p 2 g Mg Cl2 * 1 Mol Mg Cl 2 1% = 95,2 g MgCl 2 v 200 ml sln 1000 ml * =0,105 M 1l n=M ∗L mol Mg Cl 2 n=0,105 ∗0,2 L sln=0,021 mol Mg Cl 2 L sln Del reactivo Na PO 4 nos dieron su concentración , con este dato podemos calcular la molaridad

de

Molar, con este dato podemos calcular el número de moles, así:

n=M ∗L

n=0,105

mol Na PO 4 ∗0,04 L sln=0,007 mol Na PO 4 L sln

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

Na PO 4 , a partir de este podremos calcular la masa del precipitado, así:

Quimica Analítica Ingeniería Quimica

PO 4∗1 mol Mg NH 4 PO 4 1 mol Na PO 4 137,3 g Mg NH 4 PO 4

450 ml de H2O2 0.164 M

0,007 mol Na *

R/

= 0,96 g

1mol Mg NH 4 PO 4 Mg NH 4 PO 4 Cuando se agota el Na PO 4 la reacción termina y el Mg NH 4 PO 4 que se produce, es en su totalidad precipitado. Ahora el reactivo en exceso es

Mg Cl 2

, para calcular

= 2.5 g H2O2

su concentración, primero debemos saber cuantas moles no reaccionaron, como la relación molar es de 1:1 el número de moles que reacciono de MgCl es igual al numero de

27 ml de ácido benzoico 8.75 x10-4 M R/

2

moles de soluto 0.027 L moles deacido benzoico (0.027 L )=2× 10−5 8.75 ×10−4 L 122 g de acid o benzoico −5 = 2× 10 moles acido benzoico × 1 mol de acidobenzoico 8.75 ×10−4=

moles del reactivo limite Na PO 4 , que fueron 0,007 moles, entonces las moles que no reaccionaron fueron: Moles no reaccionaron

Mg Cl 2=0,021 moles totales−0,007 moles qu Moles no reaccionaron Mg Cl 2=0,014 Posteriormente, calculamos la concentración del

Mg Cl 2 asi: n M= L 0,014 moles Mg Cl 2 M= 0,24 L Mg Cl 2

moles soluto Litros de solucion moles soluto 0.164= 0.45 L moles deH 2 O2 ( 0.45 L)=0.0738 moles deH 2 O2 0.164 L 34 g H 2 O 2 0.0738 moles de H2 O 2 × 1 mol de H2 O2 M=

(

)

3.5 L de una solución con 21.7 ppm de SnCl2 R/

mg de soluto 3.5 L ( 21.7) ( 3.5 ) =75.95 mg de soluto 1 g Sn Cl2 75.95 mg SnCl 2 × =0.075 g SnCl 2 1000 mg Sn Cl 2 21.7 ppm=

= 0,058 M

4.7. Calcule el número de moles de la especie indiada en:

21.7 ml de 0.0125 M de KBrO3 R/

4.96 g de B2O3 R/

1 mol B 2 O3 4.96 g de B2 O 3 × =0.07 moles B2 O 70 g B2 O 3 333 mg de Na2B4O7 x 10H2O R/

333 mg de Na2 B 4 O 7 x 10 H 2 O×

1 g Na 2 B 4 1000 mg Na 2

moles de soluto 0.0217 ( 0.0125 ) ( 0.0217 )= 2×10−4 moles de soluto 167 g KBr O 3 −4 =0.0334 g KBr 2× 10 moles de soluto × 1 mol de soluto 0.0125=

4.21. Se prepara una solución mediante la disolución de 5.76 g de KCl • MgCl 2 •6 H 2 O (277.85 g/mol) en agua suficiente para obtener 2 L. Calcule:

8,75 g de Mn3O4 R/

8,75 g Mn 3 O 4 ×

1 mol de Mn 3 O 4 288.816 g Mn3 O 4

La concentración molar analítica de

=0.0 303 m

5.76 g KCl • MgCl 2 •6 H 2 O ×

167.2 mg de CaC2O4 R/

167.2mg de Ca C 2 O4 ×

KCl • MgCl 2

1 g de CaC 2 O 4 1000 mgde CaC 2 O4

4.14. Cuál es la masa en gramos de soluto en:

×

en

esta solución

1 mol KCl • MgCl 2 • 6 H 2 O 277.885 g KCl • MgCl 2 •6 H

0.2073 mol KCl • MgCl 2 • 6 H 2 O × La concentración molar de Mg2+

1 mol KCl • MgCl 2 1 mol KCl • MgCl 2 • 6 H

−¿ ¿ Cl ¿ −¿=1.507 −¿=−log ¿ ¿ pC l

M Mg : 0.0137 M Mg+2 +2

La concentración molar de Cl -

−¿ Cl−¿ ¿ 3 mol =0.0311 M Cl 1 mol KCl • MgCl 2 0.01037 mol KCl• MgCl 2 ׿ 1L

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.

El porcentaje peso/volumen de

CH

KCl • MgCl 2 •6 H 2 O 0.288 %

p v

Las milimoles de Cl- en 25 mL de esta disolución

−¿ Cl−¿ =0.777 mmol Cl ¿ 3 mol KCl• MgCl2 0.01037 mol KCl • M 1 L sln × 25 ml sln × 1000 ml sln 1 L sln

#

3

PO = 4

3 1 86 g H 3 P O 4 1.71×10 g de reactivo × × 100 g de reactivo 97 1 L reactivo

n H 3 P O 4 necesarios =?

nH

3

P O4

=750 ml sln ×

6 mol H 3 P O 4 1 L sln =4.5 mo × 1 L sln 1000 ml sln

Para obtener V reactivo concentrado

V =4.5 mol H 3 P O 4 ×

1 L de reactivo =0.29986 L ≋ 15.007 mol H 3 P O 4

R: Se diluyen 300 mL de reactivo concentrado hasta obtener un volumen de 750 mL. Las partes por millón de K+

K +¿ 1 L sln 1 mol K +¿ =¿ K +¿ 39.0983 g ¿ K +¿ ׿ 1 mol 1 mol KCl • MgCl 2 0.0137 mol KCl• MgCl2 ׿ L sln 0.405449 g

4.31. ¿Cuál es la masa de La(IO3)3 (663.6 g/mol) sólido que se forma cuando se mezclan 50 mL de La 3+ 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

Que permanezca un exceso de

cuando acabe la reacción

−¿ ¿ IO3

cuando acabe la
...