Se disuelven en ácido 0.8040 g de una muestra conteniendo un óxido de hierro, reduciéndolo a Fe(2⁺) y posteriormente valorándolo con 47,12 ml de una solución de KMnO₄ 0.02242 M. Calcular % hierro de la muestra inicial expresado como Fe++ (55.847 g/mol) y Fe₃O₄.(231.54 g/mol)
MnO₄- + Fe(2⁺) + 8H+-->Mn(2⁺) +5F₂(3+) + 4 H₂O
5 mmol Fe(2⁺)/1 mmol KMnO₄ y 5 mmol Fe₃O₄/3 mmol KMnO₄
KMnO₄=47.22 ml KMnO₄ * 0.0224 2 mmol/ml KMnO₄
Fe(2⁺)=47.22 * 0.02242 ml KMnO₄ * (5 mmol Fe(2⁺)/1 mmol KMnO₄)
Fe(2⁺)=47.22 * 0.02242 ml KMnO₄ * (5 mmol Fe(2⁺) * 0.055847 gFe(2⁺)/mmol Fe(2⁺)
%Fe(2⁺)=Fe(2⁺)=47.22 * 0.02242 * 5 * * 0.0055847)gFe(2⁺) * 100%/0.8040 g= 36.77%
5 mmol Fe₃O₄=15 mmol Fe(2⁺)= 3 mmol MnO₄-
MnO₄=47.22 ml KMnO₄ * 0.02242 mmol KMnO₄/ml KMnO₄
Fe₃O₄=47.22 * 0.02242 mmol KMnO₄ * 5mmol Fe₃O₄/3mmol MnO₄-
Fe₃O₄=(47.22 * 0.02242 * 5/3) * 0.23154 g
% Fe₃O₄=(47.22 * 0.2242 * 5/3) * 100% * 0.23154 gFe₃O₄/0.804 g=50.81%
Resumiendo y Comprobando:47.22 ml KMnO₄ * 0.02242 mmol KMnO₄/1 ml KMnO₄ * 5 mmol Fe/1 mol KMnO₄ * 0.055947 g Fe/mmol Fe * 1 * 100%/0.8040 g =50.81 %

Se preparó una solución de cloruro de bario diluyendo 0.05g en 100 cm3 de agua y luego se valoró con nitrato de plata de una concentración 0.1mol/dm3.
BaCl₂ 137,34*2 + 35,45 = 310.13 g/mol
AgNO₃ 107,87 + 14 + 16*3 = 169.87 g/mol
Ba(NO₃)₂ 137,34 + (14+16*3)*2 = 261.34 g/mol
Cl₂Ag 35,45*2 + 107,87=178.77 g/mol
BaCl₂ + AgNO₃ -->Ba(NO₃)₂ + Cl₂Ag

0.05 g x g y g zg
310.13 169.87 g 261.34 178.77

x=0.05*169.87/310.13= 0.02739 g
y=0.05*261.34/310.13= 0.04213 g
z=0.05*178.77/310.13= 0.02882 g

mequiv-g BaCl₂ 310.13 g/mol 310.13/2=155 mequiv-g
mequiv-g AgNO₃ 169.87 g/mol 169.87/1=169.87 mequiv-g

Neutralizaciones:
Valoración de un ácido débil con Sosa cáustica 0.01 frente a 0.1
Ka=1.82*10^^(-5)/pKa=4.75
100 ml acido * 0.01N =v ml * NaOH 0.1N
pH=0.5*pkw+0.5*pka+0.5*log C=7.00+2.37+0.5*(-1.30)=8.72
[H+]* [C₂H₃O+]/[H.C₂H₃O₂]=Ka=1.82*10^^(-5)
[H+] =Ka * [H.C₂H₃O₂]/[C₂H₃O+]
[H+]^²/0.1=1.82*10^^(-5)
[H+]=raiz(1.82*10^(-6))=1.35*10^^(-3)
pH=log [sal]/[acido]+pKa
pH=2.97

NaOH 0.1 0 10 25 50 90 99.0 99.5 99.8 99.9 100
ClH 0.01N 4.0 6.0 6.5 7.0 8.0 9.0 9.3 9.7 9.8 9.9
pH 2.9 3.8 5.7 7.0 7.4 7.3 6.7 7.7 8.7

Al añadir 50 ml [sal]=50*0.1/150=3.33*10^^(-2) [acido]=50*0.1/150=3.33*10^^(-2)
pH=log(3.3*10^^(-2))/3.33*10^^(-2)+4.75=1+4.75=4.75

Base débil-ácido fuerte Usar indicador Azul de bromofenol
100 ml NH4OH O.1N kb=1.8*10^^(-5) pKb=4.75
> Con HCl 0.1N
pH=0.45*kw-0.5*kb-0.5*log C=7.00-2.37-0.5*(-1.30)=5.28
[OH-]=[NH₄OH]*Kb/[NH₄+]
pOH=log [sal]/[base]
pH=pKw-pOH=pKw-pKb-log [sal]/[base]
Base débil Kb=5 pHb =7
ClH 1N 0 10 25 50 90 99.0 99.5 99.8 99.9 100
NH₄OH 0.1N 11.1 10.2 98 93 83 73 70 66 63 53
pOH 0.1N Kb=10^(-7) 10 80 75 70 61 50 47 43 40 40

ácido débil-base débil Difícil de evaluar. Usar indicador Rojo neutro o azul de metileno.
Acético 0.1N (Ka=1.8*10^^(-5) pKa=4.75)
NH₄OH 0.1 N (Kb=1.8*10^^(-5) pKb)4.75)
pH=0.5*pKw+0.5*pKa-0.5*pKb =7.0+2.37-2.37=7.0

Calcular el volúmen necesario de valorante para alcanzar el punto de equivalencia si se valora una solución de HCl 0.1 M con una solución de NaOH 0.2 M
HCl + NaOH --> NaCl + H₂O y H₃O+ + OH- --> 2H₂O Coeficientes HCl:NaOH 1:1
50 ml x 0.1 mol/l = 5.0 mmoles HCl
5.0 mmoles de HCl equivalen a 5.0 mmoles es NaOH.
Volúmen necesario de NaOH será: 5.0 mmoles es NaOH = 0.2 moles/l x V ml, V = 5.0/0.2 = 25 ml NaOH

Una muestra de 50 ml disolución HCl necesitan 29,71 ml de hidróxido bárico Ba(OH)2 0.01963 M para alcanzar el punto de equivalencia marcado por verde de bromocresol como indicador.
Calcular moles HCl
2 mml HCl/1 mmol Ba(OH)2
cBa(OH₂=29.71 ml Ba(OH₂ * (0.01963 mmol/ml de Ba(OH₂)
cHCl=29.71 ml * 0.01963 mmol Ba(OH₂ * 2 mmol HCl/ml Ba(OH₂
cHCl=29.71 ml * 0.01963 mmol Ba(OH₂ * 2 mmol HCl/50.00 ml HCl=0.023328 mol/ml HCl

Para valorar 0.2121 g de Oxalato sódico Na₂C₂O₄ puro 134.00 g/mol se necesitan 43.31 ml de KMnO₄.
?Cual es la molaridad de la disolución de KMnO₄ empleada?
Reacción ajustada: 2 MnO₄- + 5 C2=2(-2)+ 16H+-->2Mn(2⁺) +10 CO2 +8 H2O
2 mmol KMnO₄/5 mm Na₂C₂O₄
Na₂C₂O₄=0.2121 g Na₂C₂O₄ * 1 mmol Na₂C₂O₄/0.13400 g Na₂C₂O₄
KMnO₄= 0.2121 mmol/0.13400 de Na₂C₂O₄ * 2 mmol KMnO₄/5 mmol Na₂C₂O₄
CKMnO₄=((0.2121/0.13400) * 2/5 mml KMnO₄)/43.31 ml KMnO₄=0.01462 M

Se neutralizan 25 ml de una muestra de ácido fosfórico mediante 40 ml de NaOH 1.5M. ?Cual será la molaridad de la solución de ácido fosfórico?

3NaOH + H₃PO4 --> Na₃PO4 + 3H₂O

Soluciones propuestas: 1) 0,45 M 2) 0,80 M 3) 7,2 M

Solución:
40 ml x 3 x 1.5 moles NaOH= 25 ml ? x moles H₃PO4
x=40 ? 3 ? 1,5/25=7,2 M H₃PO4

Se valora por acidimetría una muestra de vinagre de 10,1 ml y de densidad 1g/cm3. Se usa como valorante 50 ml de hidróxido sódico 0.127 N.
Calcular
a) la N del ácido,
b) el peso de ácido contenido en los 10ml
c) el porcentaje en peso de a.acÉtico

a) Vacido*Nacido=Vbase*Nbase
0.0101 l * Nacido=0.050 l base * 0.0127 Nbase
Nacido=0.050*0.127/0.0101=0.629 N ó 0.629 eq.g/l Incompleto a partir de aquí
b) 0.629 eq-g/l *0.0101 l=0.006353 g/eq-g/l
eq-g/l =g/mol/val=60/1=60 g
b) g acido=60*0.006353=0.38 g Como la densidad es 1g/cm3 ó 1g/ml 10,1 ml pesarán 10,1 g
c) % en peso 0.38*100/10.1=3.76%

Se neutralizan una disolución de 50 ml de a.clorhídrico 0.105 M con un volúmen a determinar de NaOH 0.11 M
[H⁺]=(50*0.1*10^-3-v1*0.10*^-3)/(50+v1)*10^-3)=(5-0.1*v1)/(50+v1) moles
[H⁺]=(v2*c2-v1*c1)/(v2+v1)=(50*0.105-47.33*0.11)/(50+47.33)=(5.25-5.2063)/97.33=0.0437
pH=-log [H⁺]=-log (4.37*10²
pOH=vc1/(v2+v1)+v=(97.33*0.105)/((47.33+50)+97.33)=10.21965/194.66=0.0525
v volúm. exceso v1 volum.base v2 volum.ácido

Se desea saber la concentración final de la disolución resultante de neutralizar 50 ml de HCl 0.1M con NaOH 0.10 M
HCl --> H⁺ + Cl^-
NaOH -->Na⁺ + OH^-
[H⁺] ini =0.10M pH=-log 0.10=1.00
Al aÑadir v ml de NaOH se incorporan v1 ml * 0.1 mol/l*10^-3 l
ml^-1=v1 * 0.10 *10^-3 mol que reaccionan con H⁺ para formar agua
moles H2=moles ini-moles neutraliz.=50*0,10*10^-3-v1*0.10*10^-3
[H⁺]=(50*0.10**10^-3-v1*0.10*10^-3mol)/(50+v1=*10^-3litros)=(5.0-0.10*V1)/(50+V1) M
[H⁺]=(v2*c2-v1*c1)/(v1+v2)=(50*0.10-50*0.10)/(50+50) En el punto de equilibrio tendremos 100 ml y un pH de 7.00
[H⁺]=(50*0.105-47.80*0.11)/(50+47.80=8.17*10^-6 pH=-log(8.17*10^-6
v ml * 10 ^-3*ml^-1*0.10 mol litro^-1/((100+v) ml *10^-3*ml^-1=0.10V/(100+v) M
pOH=v*c1/((v2+v1)+V)
ml ml [H⁺] pH (v volum.exceso v1 volum.base v2 volum.ácido)
NaOH disol
0 50 8,2*10^-2 1.00
5 55 6.7*10^-2 1.09
10 60 5.4 1.18
15 65 4.3 1.27
20 3.3 1.37
25 2.5 1.49
39 1.8 1.60
35 1.1 1.75
40 5.3*10^-3 1.95
45 4.2 2.28
46 3.1 2.38
47 2.0 2.51
48 1.0 2.69
49 99 1.0*10^-7 3.00
50 100 1.0*10^-11 7.00
51 5.1*10^-1211.29
52 3.4 11.00
53 2.6 11.29
54 2.1 11.46
55 1.1*10^-1211.59
60 7.7*10^-1311.68
65 6.0 11.96
70 5.0 12.11
75 4.3 12.22
80 3.9 12.30
85 3.5 12.41
90 3.2 12.46
95 3.1 12.49
100 150 3.0*10^-1312.52

Ajustar la ecuación y calcular el volúmen en ml de H₂SO₄ 2.00 M necesario para neutralizar 50.0 ml de KOH 1.00 M?

H₂SO₄ +2 KOH --> K₂SO₄ + H₂O

Soluciones propuestas: 1) 12,5 ml 2) 50,0 ml 3) 200 ml

50 ml ? 2 ?1.00 moles KOH = x ml ? 2,00 moles H₂SO₄

x=50 ? 2 ?1,00 / 2,00 = 50 ml H₂SO₄