Ejercicios analitica

Universidad Andrés Bello
Facultad de Ciencias Exactas
Departamento de Ciencias Químicas
GUÍA DE EJERCICIOS PARA QUÍMICA
ANALÍTICA
INGENIERÍA EN BIOTECNOLOGÍA
Recopilado por: Luis Raúl de la Nuez Fonseca
Revisado por: Dra. María Luisa Valenzuela Valdés
BIBLIOGRAFÍA:
Skoog D. A., West D. M., Holler F. J., Crouch S. R., Química Analítica. Séptima Edición,
2001, Editorial McGraw-Hill.
Harris D. C., Análisis Químico Cuantitativo, 2ª Edición, 2001, Editorial Reverté.
Burriel F., Conde F., Arribas S., Hernández J., Química Analítica Cualitativa, 2001,
Editorial Paraninfo.
López J. A., Problemas Resueltos de Química Analítica, 2005, Editorial Paraninfo.
Apuntes de Clases de los Profesores del Ramo.

Guía de ejercicios de Química Analítica QUI042
INDICE
1. Guía Nº 1: Evaluación y expresión de datos analíticos……………………..3
2. Guía Nº 2: Preparación de soluciones. Unidades de concentración. Cálculos
volumétricos…………………………………………………….9
3. Guía Nº 3: Volumetrías ácido-base (I). Equilibrios ácido-base…………...13
4. Guía Nº 4: Volumetrías ácido-base (II). Titulaciones de ácidos y bases. Cur-
vas de titulación………………………………………….........21
5. Guía Nº 5: Volumetrías ácido-base (III). Titulaciones de ácidos y bases po-
lifuncionales. Curvas de titulación…………….………………26
6. Guía Nº 6: Volumetrías de complejación………………………………….31
7. Guía Nº 7: Volumetrías de precipitación………………………………….39
8. Guía Nº 8: Métodos gravimétricos………………………………………...44
9. Guía Nº 9: Valoraciones de óxido-reducción (I)…………………………..50
10. Guía Nº 10: Valoraciones de óxido-reducción (II)……………………... 58
Departamento de Ciencias Químicas, Facultad de Ciencias Exactas 2

Guía Nº 1: Evaluación y expresión de datos analíticos
1. Sugerir algunas causas de error aleatorio en la medición del ancho de una tabla de 3 m
con una regla metálica de 1 m.
2. ¿Qué tipo de errores sistemáticos se pueden detectar al variar el tamaño de la muestra?
3. Con un método de análisis se obtienen valores de pesos para oro que están disminuidos
en 0.4 mg. Calcular el porcentaje de error relativo debido a esta incertidumbre si el peso de
oro en la muestra es de 900 y 150 mg.
R = −0.04% y −0.3%
4. El método descrito en el problema anterior se emplea en el análisis de minerales que en
el ensayo dan 1.2% de oro. ¿Qué peso mínimo de muestra deberá analizarse si el error
relativo que resulta en una pérdida de 0.4 mg no es mayor que −0.2 y −0.8%?
R = 17 g y 4 g
5. Para que un indicador químico cambie de color en una titulación se necesita un exceso de
0.04 mL de titulante. Calcular el porcentaje de error relativo si el volumen total de titulante
es 50.00 y 25.00 mL.
R = 0.08% y 0.16%
6. Durante un análisis para detectar Zn se encuentra que hay una pérdida de 0.4 mg del
elemento. Calcular el porcentaje de error relativo debido a esta pérdida si el peso del Zn en
la muestra es de 40 y 400 mg.
R = −1.0% y −0.10%
7. Encontrar la media y la mediana de cada uno de los siguientes conjuntos de datos.
Determinar la desviación de la media para cada uno de los datos del conjunto y encontrar la
desviación media del conjunto:
a) 0.0110; 0.0104; 0.0105
R = Media: 0.0106; Mediana: 0.0105; Desviación de la media: 0.0004, 0.0002, 0.0001;
Desviación media: 0.0002
b) 188; 190; 194; 187
R = Media: 190; Mediana: 189; Desviación de la media: 2, 0, 4, 3; Desviación media: 2
c) 39.83; 39,61; 39.25; 39.68
R = Media: 39.59; Mediana: 39.64; Desviación de la media: 0.24, 0.02, 0.34, 0.09;
Desviación media: 0.17
8. Considerar las siguientes series de mediciones repetidas:
A 3.5 3.1 3.1 3.3 2.5
B 0.812 0.792 0.794 0.900 -
C 70.65 70.63 70.64 70.21 -
Para cada serie calcular:

a) Media
R = A: 3.1; B: 0.825; C: 70.53
b) Mediana
R = A: 3.1; B: 0.803; C: 70.64
c) Dispersión o rango
R = A: 1.0; B: 0.108; C: 0.44
d) Desviación estándar
R = A: 0.4; B: 0.051; C: 0.22
e) Coeficiente de variación
R = A: 12%; B: 6.2%; C: 0.31%
9. Los valores aceptados para la serie de datos del problema anterior son:
Serie A: 3.0
Serie B: 0.830
Serie C: 70.05
Para cada serie calcular:
a) Error absoluto
R = A: 0.10; B: −0.005; C: 0.48
b) Error relativo en partes por mil
R = A: 330; B: −6; C: 6.9
10. El análisis para ion potasio de varias preparaciones de alimentos vegetales dio los
siguientes datos:
Muestra
Porcentaje medio de
K+
Número de
observaciones
Desviación de los
resultados individua-
les respecto de la
media
1 5.12 5
0.13, 0.09, 0.08,
0.06, 0.08
2
7.09 3 0.09, 0.08, 0.12
3 3.98 4
0.02, 0.17, 0.05,
0.12
4 4.73 4
0.12, 0.06, 0.05,
0.11
5 5.96 5
0.08, 0.06, 0.14,
0.10, 0.08
Evaluar la desviación estándar s para cada muestra.
R (s) 1 = 0.10
R (s) 2 = 0.12
R (s) 3 = 0.12
R (s) 4 = 0.10
R (s) 5 = 0.11

11. A continuación se muestran tres conjuntos de mediciones repetidas:
A 2.4 2.1 2.1 2.3 1.5
B 0.0902 0.0884 0.0886 0.1000 -
C 69.65 69.63 69.64 69.21 -
Calcular la media y la desviación estándar de cada conjunto de datos. Para cada conjunto
calcular los límites de confianza al 95%. ¿Qué significan estos límites de confianza?
R (x) = A: 2.08; B: 0.0918; C: 69.53
R (s) = A: 0.35; B: 0.0055; C: 0.22
R (LC 95%) = A: 2.1 ± 0.4; B: 0.092 ± 0.009; C: 69.5 ± 0.3
12. Calcular los límites de confianza al 95% para cada conjunto de datos del problema
anterior. Si s → σ y tiene un valor de:
Conjunto A. 0.20
Conjunto B: 0.0070
Conjunto C: 0.15
R = A: 2.08 ± 0.18 o 2.1 ± 0.2; B: 0.0918 ± 0.0069 o 0.092 ± 0.007; C: 69.53 ± 0.15 o 69.5
± 0.2
13. El último resultado en cada conjunto de datos del problema 11 puede ser dudoso.
Aplicar la prueba de Q (con un nivel de confianza de 95%) para determinar si existen o no
bases estadísticas para rechazarlo.
R = A: Aceptar; B: Rechazar; C: Rechazar
14. En un método de absorción atómica para determinar la cantidad de hierro presente en el
aceite que se usa en motores de avión a reacción, se encontró que al agrupar 30 análisis por
triplicado la desviación estándar s → σ = 2.4 μg de Fe/mL. Calcular los límites de
confianza al 80% y 95% para el resultado de 18.5 μg de Fe/mL, si éste está basado en:
a) un solo análisis.
R = 80% LC = 18.5 ± 3.1 y 95% LC = 18.5 ± 4.7
b) el promedio de dos análisis.
R = 80% LC = 18.5 ± 2.2 y 95% LC = 18.5 ± 3.3
c) el promedio de cuatro análisis.
R = 80% LC = 18.5 ± 1.5 y 95% LC = 18.5 ± 2.4
15. Para el análisis descrito en el problema 14, ¿cuántas mediciones repetidas habría que
hacer para disminuir a ± 1.5 μg de Fe/mL los intervalos de confianza al 95% y 99%?
R = (95%) N = 10 y (99%) N = 17
16. Suponiendo que se han obtenido los siguientes datos para el contenido en alcohol en
una muestra de sangre: porcentaje de C2H5OH: 0.084, 0.089 y 0.079. Calcular los límites
para la media al 95% suponiendo: a) que no se tiene un conocimiento de la precisión del
método, y b) que de acuerdo con la experiencia previa, se sabe que s → σ = 0.005% de
C2H5OH.
R (a) = 0.084 ± 0.012%

R (b) = 0.084 ± 0.006%
17. En un análisis volumétrico para calcio en muestras por triplicado del suero sanguíneo
de un paciente que se sospecha padece de hiperparatiroidismo se obtuvieron los siguientes
datos: meq de Ca/L = 3.15; 3.25 y 3.26. ¿Cuál es el límite de confianza al 95% para la
media de los datos suponiendo que:
a) no se dispone de información acerca de la precisión del análisis?
R = 3.22 ± 0.15 meq/L
b) s → σ = 0.056 meq de Ca/L?
R = 3.22 ± 0.06 meq/L
18. Se sabe que un método común para la determinación de glucosa en suero tiene una
desviación estándar de 0.40 mg/dL. Si s → σ = 0.40, ¿cuántas determinaciones repetidas
debieran hacerse para que la media que se usará en el análisis de una muestra esté dentro
de:
a) ± 0.3 mg/dL de la verdadera media el 99% de las veces?
R = N = 12
b) ± 0.3 mg/dL de la verdadera media el 95% de las veces?
R = N = 7
c) ± 0.2 mg/dL de la verdadera media el 90% de las veces?
R = N = 11
19. Aplicar la prueba Q a los siguientes conjuntos de datos para determinar si el resultado
dudoso debe ser retenido o descartado con un nivel de confianza de 95%.
a) 41.27; 41.61; 41.84; 41.70
R = Se retiene el valor más alejado
b) 7.295; 7.284; 7.388; 7.292
R = Se rechaza el valor más alejado
20. Aplicar la prueba Q a los siguientes conjuntos de datos para determinar si el resultado
dudoso debe ser retenido o descartado con un nivel de confianza de 95%.
a) 85.10; 84.62; 84.70
b) 85.10; 84.62; 84.65; 84.70
21. En el análisis de una muestra de calcita se obtienen porcentajes de CaO de 55.95, 56.00,
56.04, 56.08 y 56.23. El último resultado parece dudoso; ¿debiera retenerse o descartarse
para un 90% de confianza?
R = Se retiene el valor dudoso

EXPRESIONES ESTADÍSTICAS UTILIZADAS EN ESTE CAPÍTULO
La media, media aritmética o promedio ( x ):
N
x
x
N
i
i∑=
= 1
Desviación de la media di, o desviación:
_
di = ⏐ xi − x ⏐
El error absoluto E:
E = xi − xt
El error relativo Er (porcentaje):
t
ti
r
x
xx
E
−
= x 100%
La desviación estándar de la muestra, s:
11
)(
1
2
1
2
−
=
−
−
=
∑∑ ==
N
d
N
xx
s
N
i
i
N
i
i
Una manera alternativa para expresar la desviación estándar de la muestra:
1
1
2
12
−
⎟
⎠
⎞
⎜
⎝
⎛
−
=
∑
∑
=
=
N
N
x
x
s
N
i
N
i
i
i
Coeficiente de variación (CV):
x
s
CV = x 100%
La dispersión o rango w:
w = Xalto − Xbajo

Intervalo de confianza cuando no se conoce el valor deσ:
El intervalo de confianza (IC):
IC = ± t s / N
El límite de confianza (LC):
LC para
N
st
x ±=μ
Intervalo de confianza cuando s es una buena aproximación deσ:
El intervalo de confianza (IC):
IC = ± z σ / N
El límite de confianza (LC):
LC para
N
z
x
σ
μ ±=
La prueba de Q:
Qexp =
bajoalto
nqnq
xx
xx
w
xx
−
−
=
−

Guía Nº 2: Preparación de soluciones. Unidades de concentración.
Cálculos volumétricos
1. Describir la preparación de 5.000 L de Na2CO3 0.1000 M (105.99 g/mol) a partir del
patrón primario sólido.
R = 53.00 g
2. Se necesita una solución patrón 0.0100 M de Na+
para calibrar un método fotométrico de
llama con el fin de determinar este elemento. Describir cómo se prepararían 500.0 mL de
esta solución partiendo del patrón primario Na2CO3.
R = 0.265 g
3. ¿Cómo se prepararían alícuotas de 50.0 mL de soluciones patrón que sean 0.00500,
0.00200 y 0.00100 M en Na+
a partir de la solución descrita en el ejercicio anterior?
R = 25.0, 10.0 y 5.00 mL respectivamente.
4. ¿Cuál es la masa, en gramos, de soluto en: a) 450 mL de H2O2 (34.02 g/mol) 0.164 M?,
b) 27.0 mL de ácido benzoico (122 g/mol) 8.75 x 10−4
M? y c) 3.50 L de una solución que
contiene 21.7 ppm de SnCl2 (189.60 g/mol)?
R = a) 2.51 g; b) 2.89 x 10−3
g y c) 0.0760 g
5. El agua de mar contiene en promedio 1.08 x 103
ppm de Na+
(23.0 g/mol) y 270 ppm de
SO4
2−
(96.06 g/mol). Calcular las concentraciones molares de Na+
y SO4
2−
dado que la
densidad promedio del agua de mar es de 1.02 g/mL.
R = [Na+
] = 0.0480 M y [SO4
2−
] = 2.87 x 10−3
M
6. Se preparó una solución disolviendo 6.340 g de KCl ⋅ MgCl2 ⋅ 6H2O (277.85 g/mol) en
suficiente agua para dar 2.000 L. Calcular:
a) la concentración molar analítica de KCl ⋅ MgCl2 ⋅ 6H2O en esta solución.
R = 0.01141 M
b) la concentración molar de Mg2+
.
R = 0.01141 M
c) la concentración molar de Cl−
.
R = 0.03423 M
d) el porcentaje en peso/volumen de KCl ⋅ MgCl2 ⋅ 6H2O.
R = 0.317% p/v
e) el número de milimoles de Cl−
en 25.0 mL de esta solución.
R = 0.856 mmol Cl−
f) las ppm de K+
(39.10 g/mol)
R = 446 ppm K+
7. Una solución al 6.42% (p/p) de Fe(NO3)3 (241.81 g/mol) tiene una densidad de 1.059
g/mL. Calcular: a) la concentración molar analítica de Fe(NO3)3 en esta solución, b) la
concentración molar de NO3
−
de la solución y c) la masa en gramos de Fe(NO3)3 en cada
litro de esta solución.
R = a) 0.281 M, b) 0.843 M y c) 68.0 g/L

8. Describir la preparación de: a) 500 mL de una solución acuosa de etanol (C2H5OH, 46.1
g/mol) al 4.75% (p/v), b) 500 g de una solución de etanol al 4.75% (p/p) y c) 500 mL de
una solución acuosa de etanol al 4.75% (v/v).
R = a) Disolver 23.8 g de etanol en agua y diluir a 500 mL con agua, b) Disolver 23.8 g de
etanol en 476.2 g de agua y c) Disolver 23.8 mL de etanol en agua y diluir a 500 mL con
agua.
9. Describir la preparación de 750 mL de 6.00 M H3PO4 (98.0 g/mol) a partir del reactivo
comercial que contiene 85.0% (p/p) y su densidad es 1.69 g/mL.
R = Disolver 307 mL de H3PO4 en agua y diluir a 750 mL con agua.
10. Describir la preparación de:
a) 500 mL de AgNO3 0.0650 M a partir del reactivo sólido.
R = Disolver 5.52 g de AgNO3 en agua y diluir a 500 mL con agua.
b) 1.00 L de HCl 0.285 M, a partir de una solución 6.00 M del reactivo.
R = Diluir 47.5 mL de HCl 6.00 M a 1.00 L con agua.
c) 400 mL de una solución que es 0.0825 M en K+
, a partir de K4Fe(CN)6 sólido.
R = Disolver 3.04 g de K4Fe(CN)6 en agua y diluir a 400 mL con agua.
d) 600 mL de una solución acuosa de BaCl2 al 3.00% (p/v) a partir de una solución 0.400 M
de BaCl2.
R = Diluir 216 mL de BaCl2 0.400 M a 600 mL con agua.
e) 2.00 L de HClO4 0.120 M, a partir del reactivo comercial [HClO4 al 60% (p/p), d = 1.60
g/mL].
R = Disolver 25.1 mL del reactivo comercial en agua y diluir a 2.00 L con agua.
f) 9.00 L de una solución que contiene 60.0 ppm de Na+
a partir de Na2SO4 sólido.
R = Disolver 1.67 g de Na2SO4 en agua y diluir a 9.00 L con agua.
Nota: Calcular la masa molar del reactivo en los casos que sea necesario.
11. Calcular la molaridad de un ácido nítrico, HNO3 (63.0 g/mol), del 40.0%, si su densidad
es 1.250 g/mL.
R = 7.94 M
12. Calcular la cantidad de agua que debe añadirse a 150 g de ácido nítrico del 63.0%,
densidad 1.39 g/mL, para obtener una disolución 0.400 M.
R = 3.66 L
13. Calcular la concentración molar en una solución al 70% en peso de ácido nítrico, HNO3
(63.0 g/mol); la densidad de la solución es 1.42 g/mL.
R = 15.8 M
14. Describa la preparación de 100 mL de HCl 6.0 M a partir de HCl (36.46 g/mol)
concentrado cuyo recipiente indica 1.18 g/mL y 37% (p/p).
R = Disolver 50 mL de HCl concentrado en agua y diluir a 100 mL con agua.
15. Una disolución de peróxido de hidrógeno, H2O2 (34.02 g/mol), es de 30 volúmenes.
Expresar su concentración en g/L.
R = 91.1 g/L

16. El contenido de nitratos, NO3
−
, de las aguas que se embotellan no puede exceder los 10
ppm. ¿Será apta para el consumo un agua que contenga: a) 0.015 g/L de nitratos y b)
0.0080 g/L de nitratos?
R = a) No, 15 ppm y b) Si, 8.0 ppm
17. El agua potable puede contener solamente 1.5 ppm de NaF. ¿Cuántos litros de agua se
pueden fluorar con 454 g de NaF?
R = 3.03 x 105
L
18. Calcular la molaridad de la solución que resulta de mezclar 15 mL de una solución
0.240 M con 35 mL de agua.
R = 0.072 M
19. Un comprimido de aspirina que pesa 0.600 g contiene 580 mg de ácido acetilsalicílico
(AAS) y el resto son excipientes. Calcular el contenido en AAS y expresarlo en % (p/p).
R = 96.7%
20. Las normas de protección del medio ambiente fijan un límite para el dióxido de azufre,
SO2, en el aire de 0.365 mg/m3
. ¿Se habrá excedido dicho límite si, en un análisis, se han
encontrado 0.120 ppm? La densidad del aire es de 1.3 g/L.
R = No, 0.156 mg/m3
21. La concentración de glucosa, C6H12O6 (180.0 g/mol) en sangre humana va desde 80.0
mg/dL antes de las comidas, hasta 120.0 mg/dL después de las comidas. Calcular la
molaridad de la glucosa en sangre antes y después de las comidas.
R = (antes) 4.40 x 10−3
M; (después) 6.70 x 10−3
M
22. Calcular la concentración de cromo, Cr (52.0 g/mol) en ppm, para una solución que es
1.0 x 10−4
M en dicromato de potasio, K2Cr2O7.
R = 10.4 ppm
23. Calcular la molaridad y la normalidad de una solución de ácido sulfúrico, H2SO4 (98.0
g/mol) del 26% de riqueza y de densidad 1.19 g/mL. ¿Qué cantidad de agua habrá que
añadir a 200 mL de dicho ácido para obtener una solución 2.00 N?
R = 3.15 M; 6.30 N; 430 mL
24. Calcular la cantidad de FeSO4.(NH4)2SO4.6H2O (392.14 g/mol) necesaria para preparar
1 litro de disolución que contenga 100 mg de ion Fe(II) (55.85 g/mol) en 100 mL de
disolución.
R = 7.02 g
25. Descríbase la preparación de 5.000 L de Na2CO3 0.1000 N (105.99 g/mol) a partir del
estándar primario sólido, suponiendo que la solución se va a utilizar para titulaciones con
ácidos.
R = Disolver 26.50 g del estándar primario sólido en agua y diluir a 5.000 L con agua.

26. Describa como prepararía 250 mL de una solución 0.10 M y 0.10 N de HCl (36.46
g/mol), si el ácido concentrado está a 37% en peso y tiene una densidad de 1.18 g/mL.
R = Disolver 2.09 mL de HCl concentrado en agua y diluir a 250 mL con agua.
27. ¿Cuál es la normalidad del ácido fosfórico, H3PO4 (98.0 g/mol) cuya etiqueta señala
que tiene 35% en peso y su densidad es 1.38 g/mL?
R = 14.8 N
28. ¿Cuál es la normalidad de una solución que se prepara agregando 50 mL de agua a 25
mL de KMnO4 0.50 N?
R = 0.17 N
29. ¿Cuántos moles y cuántos equivalentes de soluto hay en 44.0 mL de una solución de
ácido sulfúrico, H2SO4 (98.0 g/mol) 1.28 M?
R = 0.0563 mol y 0.113 eq de H2SO4
30. En el análisis de un ácido oxálico se emplea una muestra de 1.000 g. ¿Qué normalidad
debe tener la base que se utiliza en la valoración, para que la lectura de la bureta sea igual a
la mitad del porcentaje de H2C2O4.2H2O (126.07 g/mol)?
R = 0.3173 N
31. ¿Cuántos gramos de ácido oxálico, H2C2O4.2H2O (126.07 g/mol), se requieren para
preparar 300.0 mL de una disolución 0.4000 N del ácido?
R = 7.564 g
32. 1.0 mL de cierta disolución de hidróxido de sodio neutraliza 0.045 g de H2SO4 al 10%.
¿Qué cantidad de NaOH (40.0 g/mol) sólido del 90% debe añadirse a 1.5 L de dicha
disolución para obtener una nueva disolución 0.10 N? (Suponer que el volumen no varia).
R = 0.53 g
33. ¿Qué volumen de KOH 0.2063 N debe añadirse a 150.0 mL de KOH 0.1320 N para que
la solución resultante tenga la misma normalidad que una solución que contenga 12.50 g de
hidróxido de bario, Ba(OH)2 (171.36 g/mol) por litro?
R = 34.52 mL
34. El bromo se puede obtener en el laboratorio de acuerdo con la ecuación de reacción
siguiente: 2KBr + MnO2 + 3H2SO4 → 2KHSO4 + MnSO4 + Br2 + 2H2O
Calcular las cantidades de KBr puro (119.0 g/mol), MnO2 (86.9 g/mol) con un 94.0% de
pureza y H2SO4 (98.0 g/mol) del 68.0%, que se necesitan para obtener 80.0 g de Br2 (159.8
g/mol).
R = 119 g KBr; 46.3 g MnO2 y 216 g H2SO4
35. ¿Qué masa de La(IO3)3 sólido (663.6 g/mol) se forma cuando se mezclan 50.0 mL de
La3+
0.250 M con 75.0 mL de IO3
−
0.302 M?
R = 5.01 g

EXPRESIONES DE CONCENTRACIÓN Y CONTENIDO
1. UNIDADES FÍSICAS
Porcentaje de peso en peso %(p/p) =
)(
)(
gsolucióndepeso
gsolutodepeso
x 100
Porcentaje de volumen en volumen %(v/v) =
)(
)(
mLsolucióndevolumen
mLsolutodevolumen
x 100
Porcentaje de peso en volumen %(p/v) =
)(
)(
mLsolucióndevolumen
gsolutodepeso
x 100
Parte por millón (ppm) =
mezclaosolucióndeg
solutodeg
mezclaosolucióndekg
solutodemg μ
=
Relación que expresa las partes de soluto que se hallan contenidas en un millón de partes de
disolución o mezcla.
Si se trata de una disolución acuosa diluida donde d = 1:
Parte por millón (ppm) =
solucióndemL
solutodeg
solucióndeL
solutodemg μ
=
La densidad de una sustancia o mezcla es el peso de la misma por unidad de volumen:
Densidad (d) =
)(
)(tan
mLvolumendeunidad
gciasusladepeso
Otras unidades de densidad: (g/L) o (g/m3
)
2. UNIDADES QUÍMICAS
Molaridad (M) =
mL
mmolgMg
L
molgMg
solucióndeL
solutodemolesdeN )/(/)/(/º
==
Normalidad (N) =
mL
meqgpeqg
L
eqgpeqg
solucióndeL
solutodeesequivalentdeN )/(/)/(/º
==
Dilución: Cconcentrada x Vconcentrada = Cdiluida x Vdiluida
Mezcla de soluciones: C1 x V1 + C2 x V2 = Cfinal x Vfinal

Guía Nº 3: Volumetrías ácido-base (I). Equilibrios ácido-base
A. Tratamiento sistemático de equilibrios
1. Escribir el balance de cargas de una disolución que contiene H2O, H+
, OH−
, ClO4
−
,
Fe(CN)6
3−
, CN−
, Fe3+
, Mg2+
, CH3OH, HCN, NH3 y NH4
+
. (Nota: Las especies neutras no
contribuyen a la carga)
2. Escribir los balances de masa para el K+
y para el fosfato en una disolución preparada
mezclando 0.0250 moles de KH2PO4 y 0.0300 moles de KOH y diluyendo luego a 1.00 L.
3. Escribir el balance de masas de una disolución saturada de la sal Ag3PO4, que es poco
soluble y que produce PO4
3−
y 3Ag+
cuando se disuelve. (Nota: En este caso la
concentración total es desconocida)
4. Calcular el pH de las disoluciones siguientes usando tratamiento sistemático:
a) HBr 1.0 x 10−8
M
R = 6.98
b) H2SO4 1.0 x 10−8
M (considerar que: H2SO4 → 2H+
+ SO4
2−
)
R = 6.96
5. Se tiene una disolución de NaOH (base fuerte) de concentración 0.0100 M. De esta
solución, se toma una alícuota de 1.00 mL y se lleva a un matraz aforado de 1 litro, para
enrazar con agua. De esta nueva disolución de NaOH se toma nuevamente 1.00 mL y se
vuelve a enrazar con agua en un matraz aforado de 1 litro.
a) Calcule el pH de la solución final.
R = 7.02
b) Calcule el pH si a 2 litros de la disolución final de base, se le agregan 1.00 mL de HCl
1.0 x 10−4
M.
R = 6.91
6. Se tiene una disolución de HCl (ácido fuerte) de concentración 0.0100 M. De esta
disolución, se toma una alícuota de 1.00 mL y se lleva a un matraz aforado de 1 litro, para
enrazar con agua. De esta nueva disolución de HCl se toma nuevamente 1.00 mL y se
vuelve a enrazar con agua en un matraz aforado de 1 litro. ¿Cuál será el pH de la última
disolución?
R = 6.98
7. Se tiene una disolución de H2SO4 de concentración 0.0100 M. De esta disolución, se
toma una alícuota de 1.00 mL y se lleva a un matraz aforado de 1 litro, para enrazar con
agua. De esta nueva disolución de H2SO4 se toma nuevamente 1.00 mL y se vuelve a
enrazar con agua en un matraz aforado de 1 litro. ¿Cuál será el pH de la última solución?
Considere que la disociación es: H2SO4 → 2H+
+ SO4
2−
.
R = 6.96

8. Se tiene una disolución de HCl de concentración 0.0500 M. De esta disolución, se toma
una alícuota de 1.00 mL y se lleva a un matraz aforado de 1 litro, para enrazar con agua. De
esta nueva disolución de HCl se toma nuevamente 1.00 mL y se vuelve a enrazar con agua
en un matraz aforado de 1 litro. ¿Cuál será el pH de la última disolución?
R = 6.89
9. Se tiene una disolución de LiOH de concentración 0.0500 M. De esta solución, se toma
una alícuota de 1.00 mL y se lleva a un matraz aforado de 1 litro, para enrazar con agua. De
esta nueva disolución de LiOH se toma nuevamente 1.00 mL y se vuelve a enrazar con
agua en un matraz aforado de 1 litro.
a) Calcule el pH de la solución final.
R = 7.11
b) Calcule el pH si a 2 litros de la disolución final de base, se le agregan 1.00 mL de HCl
2.0 x 10−4
M.
R = 6.89
10. Un frasco de HNO3 (63.0 g/mol) comercial tiene en su etiqueta la siguiente
información: 0.5 % (p/p) y densidad 0.250 g/mL. De esta solución, se toma una alícuota de
1.00 mL y se lleva a un matraz aforado de 1 litro, para enrazar con agua. De esta nueva
disolución de HNO3 se toma nuevamente 1.00 mL y se vuelve a enrazar con agua en un
matraz aforado de 1 litro. Calcule el pH de la solución final.
R = 6.96
11. El hidróxido de calcio, Ca(OH)2, (74.1g/mol) es una base fuerte utilizada para preparar
las conocidas lechadas de cal, que sirven como agentes precipitantes en algunos procesos
industriales. En el rótulo de un frasco que contiene esta disolución se señala que su
concentración es de 0.552 % en masa y una densidad de 0.336 g/mL. De esta solución, se
toma una alícuota de 1.00 mL y se lleva a un matraz aforado de 1 litro, para enrazar con
agua. De esta nueva disolución se toma nuevamente 1.00 mL y se vuelve a enrazar con
agua en un matraz aforado de 1 litro. Calcule el pH de la disolución final.
R = 7.11
B. pH: Ácidos y Bases Fuertes y Débiles
12. Calcular el pH del jugo gástrico que contiene 0.020 moles por litro de HCl.
R = 1.70
13. Calcular el pH de una disolución de hidróxido de sodio, NaOH 0.40 N.
R = 13.60
14. A 37ºC, el pH de una muestra de sangre es de 7.40. Calcúlese: a) la concentración de
H+
, y b) la concentración de OH−
de esta muestra de sangre. La Kw a 37ºC es 2.51 x 10−14
.
R = a) 3.98 x 10−8
M y b) 6.31 x 10−7
M

15. Calcular la concentración de protones en una disolución cuyo pH es igual a 6.80.
R = 1.58 x 10−7
M
16. Calcular la concentración de hidroxilos en una disolución de pH = 9.60.
R = 3.98 x 10−5
M
17. Calcular el pH y el grado de disociación de una disolución de ácido benzoico 0.100 M,
sabiendo que la constante de ionización de dicho ácido tiene un valor de 6.60 x 10−5
.
R = pH = 2.59; 0.0257
18. ¿Cuál es el pH de una disolución preparada disolviendo 1.23 g de 2-nitrofenol (139.110
g/mol) (Ka = 6.2 x 10−8
) en 0.250 L?
R = 4.33
19. El pH de una disolución de o-cresol 0.010 M es 6.05. Hallar el pKa de este ácido débil.
R = 10.10
20. El ingrediente activo de la aspirina es el ácido acetilsalicílico, HC9H7O4 (180 g/mol) un
ácido monoprótico con Ka =3.3 x 10−4
a 25ºC. ¿Cuál es el pH de una disolución preparada
disolviendo 3.25 mg de este ácido en 250 mL de disolución?
R = 4.22
21. La efedrina, C10H15ON, un estimulante del sistema nervioso central, se usa en aerosoles
nasales como descongestionante. Este compuesto es una base débil con un valor de Kb de
1.4 x 10−4
.
a) ¿Qué pH esperaría para una disolución 0.035 M de efedrina?
R = 11.32
b) ¿Cuál es el valor de la pKa del ácido conjugado de la efedrina?
R = 10.15
22. La codeína, principio activo utilizado para el tratamiento de la tos, es una base débil con
pKb = 5.79. Calcular el pH de una disolución 0.020 M.
R = 10.26
23. El plasma sanguíneo puede contener una cantidad elevada de ión amonio (considere
como NH4X) del orden de 0.040 M. Suponiendo que no hay más ácidos o bases presentes,
calcúlese el pH de esta disolución. El pKb del amoniaco (NH3) = 4.74
R = 5.32
24. Si disponemos de una disolución 0.200 M de una base débil B con un pH de 12.55,
¿Cuál será la Kb de dicha base?
R = 7.68 x 10-3
25. Calcular la concentración molar analítica de una disolución de la base débil D cuyo pH
es 11.47, sabiendo que su Kb tiene un valor de 5.25 x 10-4
.
R = 1.95 x 10-2
M

26. Calcular el pH de disoluciones de ácido acético a las concentraciones 1.0 x 10−2
M, 1.0
x 10−4
M, 1.0 x 10−5
M y 1.0 x 10−6
M. Datos: Ka = 1.8 x 10−5
, pKa = 4.74.
R = 3.38, 4.46, 5.14 y 6.02 respectivamente.
27. Calcular el pH de una disolución de amoniaco en agua de concentración 0.18 M. Datos:
Kb = 1.8 x 10−5
.
R = 11.26
28. Una disolución de piridina que es una base orgánica débil, presenta un pH de 8.40.
Calcular su concentración molar. Datos: Kb = 1.5 x 10−9
.
R = 4.20 x 10−3
M
C. pH: Sales derivadas de ácidos y bases débiles (Hidrólisis)
29. Calcular el pH de disoluciones de acetato de sodio, NaAc, 0.010, 1.0 x 10−3
y 1.0 x 10−4
M, sabiendo que la constante de ionización del ácido acético es 1.8 x 10−5
.
R = 8.37; 7.88 y 7.37 respectivamente.
30. Calcular la concentración de una disolución de acetato de sodio cuyo pH = 8.97. Datos:
Ka (HAc) = 1.8 x 10−5
.
R = 0.156 M
31. Hallar la concentración de iones hidroxilo en una disolución acuosa de cloruro de
amonio, NH4Cl, 0.010 M. Datos: Kb (NH3) = 1.8 x 10−5
.
R = 4.3 x 10−9
M.
32. Calcular la constante de acidez del ácido benzoico sabiendo que una disolución acuosa
0.010 M de benzoato sódico presenta un pH de 8.09.
R = 6.6 x 10−5
33. La quinina, medicamento utilizado en el tratamiento de la malaria, es una base débil
cuyo pKb vale 5.48. Debido a que es poco soluble en agua, suele suministrarse como
cloruro de quinina, que es una sal bastante soluble. Determine el pH de una disolución
0.200 M de cloruro de quinina.
R = 4.61
34. Calcular el pH de una disolución de acetato de amonio, NH4Ac 0.010 M. Datos: Ka
(HAc) = 1.8 x 10−5
; Kb (NH3) = 1.8 x 10−5
.
R = 7.00
35. Calcular el pH de una disolución de cianuro de amonio, NH4CN 0.010 M. Datos: Ka
(HCN) = 4.0 x 10−10
; Kb (NH3) = 1.8 x 10−5
.
R = 9.33
36. Calcular el pH de una disolución 0.010 M de cianato de amonio, NH4CNO. Datos: Ka
(HCNO) = 2.13 x 10−4
; Kb (NH3) = 1.8 x 10−5
.

R = 6.46
D. pH: Disoluciones reguladoras (Amortiguadores)
37. Calcular el pH de una disolución formada por 100 mL de NH3 0.10 M y 5.35 g de
NH4Cl (53.49 g/mol). Datos: Kb (NH3) = 1.8 x 10−5
R = 8.25
38. Se desea preparar una disolución reguladora de pH 3.60. Se dispone de los siguientes
ácidos y sus sales sódicas: ácido acético (Ka = 1.8 x 10-5
), ácido fórmico (Ka = 1.7 x 10-4
) y
ácido cloroacético (Ka = 1.35 x 10-3
). ¿Qué ácido y qué sal deben utilizarse para obtener
una disolución reguladora óptima? Justificar la respuesta.
R = Ácido Fórmico/Formiato sódico
39. ¿Cuántos gramos de acetato sódico (82.05 g/mol)) se deben agregar a 100 mL de ácido
acético 0.500 M para preparar una disolución reguladora de pH = 4.50?
Datos: Ka = 1.8 x 10-5
R = 2.47 g
40. ¿Cuál es el pH de una disolución 0.020 M en benzoato sódico y 0.010 M en ácido
benzoico? Datos: Ka (HC6H5COO) = 6.3 x 10-5
R = pH = 4.50
41. Se prepara una disolución reguladora disolviendo en agua 2.00 moles de acetato de
sodio y 2.00 moles de ácido acético, enrasando a un litro. Calcular el pH: a) en la
disolución resultante; b) de la que resultaría si añadimos a la anterior 0.40 moles de
hidróxido de sodio; c) de la que resultaría si en vez de hidróxido de sodio añadiésemos 0.60
moles de ácido clorhídrico (se supone que no hay variación de volumen).
Datos: Ka = 1.8 x 10-5
R = a) pH = 4.74; b) pH = 4.92; c) pH = 4.47
42. ¿Que variación de pH se produce cuando añadimos 1.00 mL de NaOH 1.00 M a 100
mL de una disolución que contiene 0.18 moles por litro de NH3 y 0.10 moles por litro de
NH4Cl? Datos: Kb (NH3) = 1.8 x 10-5
R = ΔpH = + 0.06
43. Calcular la relación de concentraciones “acético/acetato” que debe existir en una
disolución reguladora de pH = 5.00. Deducir el cambio de pH que se producirá si a un litro
de la disolución anterior, que es 0.10 M en acético, se añaden 50 mL de HCl 1.0 M.
Datos: Ka (HCH3COO) = 1.8 x 10-5
R = Relación = 0.55; ΔpH = −0.32
44. ¿Cuál es el pH de una solución que a) se preparó al disolver 9.20 g de ácido láctico
(90.08 g/mol) (Ka = 1.38 x 10−4
) y 11.15 g de lactato de sodio (112.06 g/mol) en agua y se
diluyó hasta 1.00 L? y b) es 0.0550 M en ácido acético (Ka = 1.75 x 10−5
) y 0.110 M en
acetato de sodio?

R = a) 3.85 y b) 4.06
45. ¿Qué peso de formiato de sodio se debe agregar a 400.0 mL de ácido fórmico 1.00 M
para producir una solución reguladora que tenga un pH de 3.50? Datos: Ka = 1.80 x 10−4
R = 15.5 g
46. a) Calcular el pH de una solución que es 0.200 M en NH3 y 0.300 M en NH4Cl. b)
Calcular el cambio de pH que ocurre cuando se adiciona una porción de 100 mL de i)
NaOH 0.0500 M y ii) HCl 0.0500 M a 400 mL de la solución amortiguadora. Datos: Kb =
1.75 x 10−5
R = a) 9.07; b) i) 9.11 (ΔpH = 0.04), ii) 9.02 (ΔpH = −0.05)
47. ¿Cuál es pH de una solución que se preparó al disolver 3.30 g de (NH4)2SO4 (132.13
g/mol) en agua, se adicionaron 125.0 mL de NaOH 0.1011 M y se diluyó hasta 500.0 mL?
Datos: Kb (NH3) = 1.8 x 10−5
R = 8.78
48. ¿Cuál es pH de una solución que se preparó al disolver 3.00 g de ácido salicílico,
C6H4(OH)COOH (138.12 g/mol) (Ka = 1.06 x 10−3
) en 50.0 mL de NaOH 0.1130 M y se
diluyó hasta 500.0 mL? Sugerencia: en este caso no funciona la ecuación simplificada de
Henderson-Hasselbalch.
R = 2.63
49. Se disuelven en agua 0.040 moles de ácido ciánico, HCNO, y 0.060 moles de cianato de
sodio, NaCNO, aforando finalmente a 1.00 L. Calcular su pH: a) inicialmente, b) si la
disolución se diluye 10 veces y c) si se diluye 100 veces. Datos: Ka (HCNO) = 2.13 x 10−4
R = a) 3.85; b) 3.87; c) 4.03
E. pH: Mezcla de ácidos o bases o sales de distinta naturaleza
50. Calcular el pH de la disolución que resulta de mezclar 25.00 mL de NaOH 0.100 M con
25.00 mL de KOH 0.010 M.
R = 12.74
51. Se dispone de 50.0 mL de una disolución mezcla de los ácidos monopróticos HA 0.100
M y HB 0.100 M, cuyos valores de pKa son respectivamente 3.00 y 7.00. Calcular: a) el pH
de esta disolución; b) el pH de la disolución resultante cuando se añaden 25.0 mL de NaOH
0.100 M.
R = a) pH = 2.02; b) pH = 3.00
52. Calcular la concentración de protones y de iones propionato en una disolución que
contiene 50.0 mL de HCl 0.200 M y 25.0 mL de ácido propiónico, C2H5COOH, 0.100 M
(Ka = 1.26 x 10−5
).
R = [H+
] = 0.133 M y [C2H5COO−
] = 3.15 x 10−6
M

53. Calcular el pH y la concentración de iones acetato, CH3COO−
, y cianuro, CN−
, en una
disolución 0.100 M en ácido acético y 0.200 M en HCN. Datos: Ka (CH3COOH) = 1.8 x
10−5
; Ka (HCN) = 4.0 x 10−10
.
R = pH = 2.87; [Ac−
] = 1.34 x 10−3
M y [CN−
] = 6.0 x 10−8
M.
54. Calcular el pH de la solución que resulta cuando 20.0 mL de ácido fórmico 0.200 M (Ka
= 1.80 x 10−4
),
a) se diluyen hasta 45.0 mL con agua destilada.
R = 2.41
b) se mezclan con 25.0 mL de solución de NaOH 0.160 M.
R = 8.35
c) se mezclan con 25.0 mL de solución de NaOH 0.200 M.
R = 12.35
d) se mezclan con 25.0 mL de solución de formiato de sodio 0.200 M.
R = 3.84
55. Calcular el pH de la solución que resulta cuando 40.0 mL de NH3 0.100 M (Kb = 1.75 x
10−5
),
a) se diluyen hasta 200.0 mL con agua destilada.
R = 10.77
b) se mezclan con 20.0 mL de solución de HCl 0.200M.
R = 5.21
c) se mezclan con 20.0 mL de solución de HCl 0.250 M.
R = 1.78
d) se mezclan con 20.0 mL de solución de NH4Cl 0.200 M.
R = 9.24
e) se mezclan con 20.0 mL de solución de HCl 0.100 M.
R = 9.24
56. Calcular el pH de una solución que es:
a) 0.0100 M en HCl y 0.0200 M en ácido pícrico (Ka = 0.43)
R = 1.54
a) 0.0100 M en HCl y 0.0200 M en ácido benzoico (Ka = 6.28 x 10−5
)
R = 1.99
b) 0.0100 M en NaOH y 0.100 M en Na2CO3 [(H2CO3) Ka2 = 4.69 x 10−11
]
R = 12.07
c) 0.0100 M en NaOH y 0.100 M en NH3 (Kb = 1.75 x 10−5
)
R = 12.01
57. Calcular el pH de una solución que contiene:
a) 50 mL de NH3 0.010 M + 30 mL de NH4Cl 0.10 M [Kb (NH3) = 1.75 x 10−5
]
R = 8.46
b) 50 mL de NH3 0.10 M + 15 mL de NaOH 0.10 M
R = 12.36
c) 100 mL de NH4CN 0.020 M [Ka (HCN) = 4.0 x 10−10
; Kb (NH3) = 1.75 x 10−5
]
R = 9.32

d) 50 mL de NaHS 0.20 M [(H2S) Ka1 = 1.0 x 10−7
; Ka2 = 1.0 x 10−13
]
R = 10.00
58. Calcule el pH de las siguientes mezclas: Datos: Ka (CH3COOH) = 1.8 x 10−5
a) 100 mL NaCl 0.10 M + 250 mL CH3COONa 0.010 M + 100 mL KCl 0.010 M
R = 8.25
b) 30 mL HCl 0.10 M + 50 mL NaOH 0.010 M + 100 mL NaCl 0.010 M
R = 1.85
c) 100 mL CH3COONa 0.010 M + 10 mL CH3COOH 0.10 M
R = 4.74
d) 100 mL NaOH 0.10 M + 20 mL CH3COONa 0.10 M, + 100 mL NaCl 0.10 M
R = 12.65
e) 100 mL HCl 0.10 M + 100 mL CH3COOH 0.10 M + 100 mL KCl 0.010 M
R = 1.48
59. Calcular la concentración de iones sulfuro en una disolución que es 0.025 M en H2S y
0.010 M en HCl. Datos: [(H2S) Ka1 = 1.0 x 10−7
; Ka2 = 1.0 x 10−13
]
R = 2.5 x 10−18
M
60. Calcular el pH de las disoluciones que resultan de mezclar: a) 90.0 mL de NH3 0.100 M
con 10.0 mL de HCl 0.100 M y b) 55.0 mL de NH3 0.100 M con 45.0 mL de HCl 0.100 M.
Datos: Kb (NH3) = 1.8 x 10−5
R = a) 10.15; b) 8.60

Guía Nº 4: Volumetrías ácido-base (II). Titulaciones ácido-base. Curvas
de titulación
A. Titulaciones de ácidos y bases fuertes y débiles
1. Una disolución de hidróxido de sodio se estandariza frente a ftalato ácido de potasio
(KHFt = 204.14 g/mol)) como patrón primario. Para ello se pesan 0.460 g de este patrón
primario, se disuelve en agua, y se añaden unas gotas de fenolftaleína como indicador.
¿Cuál será la concentración molar de dicha disolución de hidróxido sódico, si en la
valoración se consumen 20.6 mL de la base?
R = 0.1094 M
2. El porcentaje de NaHCO3 (84.0 g/mol)) en un comprimido utilizado como antiácido
estomacal, se calculó valorando con HCl 0.100 M. Para valorar 0.302 g de dicho
comprimido se necesitan 16.5 mL de ácido clorhídrico. ¿Cuál es el valor del porcentaje en
masa?
R = 45.9%
3. Se analiza un comprimido de vitamina C (ácido L-ascórbico) (C6H8O6) (176.0 g/mol)
mediante volumetría ácido-base valorándolo con NaOH 0.100 M. Un comprimido que pesa
0.450 g necesita 24.4 mL de la base para su neutralización. ¿Cuál es el % de vitamina C en
el comprimido? Datos: El ácido ascórbico se comporta como un ácido monoprótico.
R = 95.4%
4. ¿Cuál de los siguientes indicadores debe usarse en la valoración de 50.0 mL de NH3 0.10
M con HCl 0.10 M? Datos: NH3 (Kb = 1.78 x 10-5
)
Indicadores ácido-base: (Rango de viraje)
Naranja de metilo (3.1-4.4)
Rojo de metilo (4.2-6.3)
Verde de bromocresol (3.8-5.4)
Rojo de fenol (6.4-8.0)
Fenolftaleina (8.0-9.6)
Timolftaleina (9.3-10.5)
R = Rojo de metilo o verde de bromocresol
5. Valoramos 25.0 mL de NH3 0.10 M con HCl 0.10 M:
a) Calcular el pH cuando se han añadido 12.5 mL de la disolución de ácido.
b) Calcular el pH en el punto de equivalencia.
c) Razonar cual sería un buen indicador (de los citados en el problema anterior) para esta
valoración. Datos: Kb (NH3) = 1.75 x 10-5
R = a) 9.25; b) 5.27; c) Rojo de metilo
6. Una muestra de 50.00 mL de un vino blanco de mesa necesita 21.48 mL de NaOH
0.03776 M para alcanzar el punto final con fenolftaleína. Expresar la acidez del vino en
gramos de ácido tartárico (H2C4H4O6) (150.09 g/mol)) por cada 100 mL de vino.
(Supóngase que se valoran los dos protones del ácido).

R = 0.1217 g/100 mL
7. La acidez de un vinagre comercial viene expresada como % (p/p) en ácido acético. A una
muestra de vinagre que pesa 10.52 g se le añaden 19.0 mL de una disolución de NaOH
(1.00 mL de la cual equivalen a 0.0605 g de ácido benzoico (HC6H5COO)). El exceso de
NaOH se valora con 1.50 mL de HCl (1.00 mL del cual equivalen a 0.0250 g de Na2CO3).
Calcular la acidez del vinagre. Datos: HCH3COO = 60.0 g/mol; HC6H5COO = 122.0 g/mol;
Na2CO3 = 106.0 g/mol
R = 4.97%
8. Una mezcla que sólo contiene Li2CO3 (73.89 g/mol) y BaCO3 (197.34 g/mol), y que pesa
1.00 g, necesita para su neutralización 15.0 mL de HCl 1.00 M. Determinar los porcentajes
de cada carbonato en la muestra.
R = BaCO3 71.3%; Li2CO3 28.7%
9. Una muestra de 25.00 mL de una disolución de limpieza para el hogar se diluye a 250
mL en un matraz volumétrico. Una alícuota de 50.00 mL de esta disolución requiere 40.38
mL de HCl 0.2506 M para llegar al punto final con verde de bromocresol. Calcular el
porcentaje (p/v) de NH3 (17.0 g/mol)) en la muestra. (Suponer que la única base del
limpiador es el NH3).
R = 3.44%
10. El contenido de formaldehído de un plaguicida se determina pesando 0.3124 g de la
muestra líquida que se lleva a un matraz que contiene 50.0 mL de NaOH 0.0996 M y
peróxido de hidrógeno al 3%. Al calentar todo el formaldehído se transforma en formiato
sódico de acuerdo a la reacción: OH−
+ HCHO + H2O2 → HCOO−
+ 2H2O
Después de enfriar la solución, el exceso de NaOH se valora con 23.3 mL de H2SO4 0.0525
M. Calcular el porcentaje en peso de formaldehído (HCHO, 30.026 g/mol) en la muestra.
R = 24.3%
12. Una muestra de un fertilizante que pesa 1.009 g se calienta con hidróxido de potasio. El
amoniaco liberado se burbujea a través de 50.0 mL de una disolución de HCl y el exceso de
ácido requiere 7.00 mL de NaOH 0.100 M para su valoración. Calcular: a) ¿Qué volumen
de HCl (36.5 g/mol) del 37.0% p/p y 1.19 g/mL de densidad se tiene que tomar para
preparar 500 mL de una disolución de ácido clorhídrico aproximadamente 0.500 M?, b)
¿Cuál es la concentración exacta del ácido clorhídrico si se consumieron 12.5 mL en su
estandarización con 0.3397 g de carbonato sódico (106 g/mol)) hasta punto final con
naranja de metilo? y c) ¿Cuál es el porcentaje de N (14.0 g/mol) en la muestra?
R = a) 20.72 mL; b) 0.5128 M; c) 34.60%
13. Una muestra de 0.4793 g de Na2CO3 (105.99 g/mol) grado patrón primario se trató con
40.00 mL de ácido perclórico diluido. La solución se calentó a ebullición para eliminar el
CO2; después se tituló el exceso de HClO4 con 8.70 mL de NaOH diluido. En otro
experimento, se había determinado que 27.43 mL de HClO4 neutralizaron una alícuota de
25.00 mL de la solución de NaOH. Calcular las concentraciones molares de HClO4 y de
NaOH.
R = HClO4 0.2970 M; NaOH 0.3259 M

14. Una muestra de 0.4755 g que contenía (NH4)2C2O4 y materiales inertes se disolvió en
agua y se alcalinizó con KOH, con lo cual el catión amonio se convirtió en NH3. El
amoniaco liberado se destiló en 50.00 mL de H2SO4 0.05035 M. El exceso de H2SO4 se
tituló por retroceso con 11.13 mL de NaOH 0.1214 M. Calcular: a) el % de N (14.007
g/mol) y b) el % de (NH4)2C2O4 en la muestra.
R = a) 10.85% y b) 48.07%
15. Una muestra de 4.476 g de un producto derivado de petróleo se quemó en un horno de
cámara, el SO2 formado se recogió en H2O2 al 3%. La reacción es:
SO2(g) + H2O2 ⎯→ H2SO4
La solución de H2SO4 se mezcló con una alícuota de 25.00 mL de NaOH 0.009230 M y el
exceso de base se tituló por retroceso con 13.33 mL de HCl 0.01007 M. Calcular las partes
por millón de azufre (32.06 g/mol) en la muestra.
R = 345.7 ppm
16. Se conoce que el hidróxido de sodio, NaOH (40.0 g/mol) es muy higroscópico, por lo
que no se utiliza como patrón primario. Se pesan 6.20 g de esta base y se disuelven en 250
mL de agua. Una alícuota de 25.0 mL de esta solución necesitó 23.8 mL de HCl 0.612 M
para alcanzar el punto final usando fenolftaleína como indicador. Calcule el porcentaje de
agua en la muestra de NaOH original. La reacción es:
NaOH + HCl ⎯→ NaCl + H2O
R = 5.97%
17. Una muestra de ácido débil monoprótico que pesa 1.25 g se disuelve en 50.0 mL de
agua. En la titulación de la muestra se necesitaron 41.20 mL de NaOH 0.0900 M para
alcanzar el punto final. En el curso de la misma se observa que en el momento de añadir
8.24 mL de NaOH el pH tiene un valor de 4.30. Calcular: a) Peso molecular del ácido, b)
Su constante de acidez y c) El pH del punto de equivalencia de la valoración.
R = 337 g/mol; 1.25 x 10−5
; pH = 8.76
18. Se burbujeó una muestra de 3.00 L de aire urbano en una solución que contenía 50.0
mL de Ba(OH)2 0.0116 M, con lo cual el CO2 precipitó como BaCO3. El exceso de base se
tituló por retroceso hasta el punto final con fenolftaleína, lo que consumió 23.6 mL de HCl
0.0108 M. Calcular las partes por millón de CO2 en el aire (es decir, mL de CO2/106
mL de
aire): utilizar como densidad del CO2, 1.98 g/mL.
R = 3.35 x 103
ppm de CO2
19. En la titulación de cinco alícuotas de 50.00 mL de una solución de HCl se necesitaron
29.71, 29.75, 29.60, 29.68 y 29.55 mL de Ba(OH)2 0.01963 M para alcanzar el punto final,
usando como indicador verde de bromocresol. Calcular:
a) la molaridad promedio del HCl
b) la desviación estándar de este resultado
c) los límites de confianza al 95%, si s es un buen estimado de σ (z = 1.96).
R = 0.02329 M (promedio); 6.6 x 10−5
M (desviación estándar) y 5.7 x 10−5
M (intervalo de
confianza)

20. En un recipiente adecuado se pesan 9.022 g de un ácido sulfúrico concentrado de
densidad 1.795 g/mL. El ácido se diluye con agua y lleva a un volumen de 200.0 mL. Para
conocer la concentración se toman tres alícuotas de 25.00 mL de esta disolución y se
titulan con NaOH 0.9390 M. Los volúmenes gastados fueron 21.30; 21.25 y 21.10 mL
respectivamente.
H2SO4(ac) + 2NaOH(ac) ⎯→ Na2SO4(ac) + 2H2O(l)
a) Calcular la concentración del ácido sulfúrico concentrado en porcentaje en masa.
R = 86.56% (promedio)
b) Calcular la molaridad del ácido sulfúrico concentrado.
R = 15.86 M (promedio)
c) En ambos casos reportar los valores del promedio de la concentración obtenida, con su
intervalo de confianza, calculado para un 95 % de confianza (z = 1.96).
R = a) 86.56 ± 0.49% y b) 15.86 ± 0.09%
21. Se requieren 27.63 mL de una disolución de hidróxido de sodio 0.09381 M para
alcanzar el punto equivalente de la titulación de 100.00 mL de una disolución de un ácido
monoprótico muy débil. El valor de pH alcanzado en este punto fue 10.99. Calcule el pKa
de dicho ácido.
R = 9.67
B. Curvas de titulación de ácidos y bases fuertes y débiles
22. Una alícuota de 50.00 mL de HCl 0.05000 M se titula con NaOH 0.1000 M. Calcular el
pH de la solución después de la adición de 0.00, 5.00, 10.00, 15.00, 20.00, 24.00, 25.00,
26.00, 30.00 y 40.00 mL de base y elabore una curva de titulación con los resultados.
23. Una alícuota de 50.00 mL de NaOH 0.1000 M se titula con HCl 0.1000 M. Calcular el
pH de la solución después de la adición de 0.00, 10.00, 25.00, 40.00, 45.00, 49.00, 50.00,
51.00, 55.00 y 60.00 mL de ácido y elabore una curva de titulación con los resultados.
R = 13.00; 12.82; 12.52; 12.05; 11.72; 11.00; 7.00; 3.00; 2.32; 2.04
24. Calcular el pH tras la adición de 0.00, 5.00, 10.00, 15.00, 20.00, 24.00, 25.00, 26.00,
30.00, 40.00 y 50.00 mL de KOH 0.2000 M en la titulación de 50.00 mL de HClO4 0.1000
M y generar una curva de titulación con los resultados obtenidos.
25. Calcular el pH después de la adición de 0.00, 5.00, 15.00, 25.00, 40.00, 45.00, 49.00,
50.00, 51.00, 55.00 y 60.00 mL de NaOH 0.1000 M en la titulación de 50.00 mL de a)
ácido nitroso 0.1000 M (Ka = 7.1 x 10−4
) y b) ácido láctico 0.1000 M (Ka = 1.38 x 10−4
).
R = a) 2.09; 2.38; 2.82; 3.17; 3.76; 4.11; 4.85; 7.92; 11.00; 11.68; 11.96
50.00, 51.00, 55.00 y 60.00 mL de HCl 0.1000 M en la titulación de 50.00 mL de amoniaco
0.1000 M (Kb = 1.75 x 10−5
).
R = 11.12; 10.20; 9.61; 9.24; 8.64; 8.29; 7.55; 5.27; 3.00; 2.32; 2.04

50.00, 51.00, 55.00 y 60.00 mL de HCl 0.1000 M en la titulación de 50.00 mL de cianuro
de sodio 0.1000 M (Ka = 6.2 x 10−10
).
50.00, 51.00, 55.00 y 60.00 mL de reactivo en la titulación de 50.00 mL de ácido
cloroacético 0.01000 M con NaOH 0.01000 M (Ka = 1.36 x 10−3
).
50.00, 51.00, 55.00 y 60.00 mL de reactivo en la titulación de ácido hipocloroso 0.1000 M
con NaOH 0.1000 M (Ka = 3.0 x 10−8
).
R = 4.26; 6.57; 7.15; 7.52; 8.12; 9.21; 10.11; 11.00; 11.68; 11.96
50.00, 51.00, 55.00 y 60.00 mL de reactivo en la titulación de 50.00 mL de hidroxilamina
0.1000 M con HCl 0.1000 M (Kb = 9.1 x 10−9
).
31. Calcular el pH después de la adición de a) 0.00, b) 15.00, c) 40.00, d) 50.00 y e) 55.00
mL de HCl 0.1000 M en la titulación de una alícuota de 50.00 mL de cianuro de sodio,
NaCN, 0.1000 M. Datos: Ka (HCN) = 6.2 x 10−10
.
R = a) 11.10; b) 9.58; c) 8.60; d) 5.25 y e) 2.32
32. En una titulación de 50.00 mL de ácido fórmico 0.05000 M con KOH 0.1000 M, el
error de titulación debe ser menor de 0.05 mL (± 0.05 mL). ¿Qué indicador se debe
seleccionar para lograr esto? Ka (HCOOH) = 1.80 x 10−4
.
Indicadores ácido-base: (Rango de viraje)
Anaranjado de metilo 3.1-4.4
Verde de bromocresol 3.8-5.4
Rojo de metilo 4.2-6.3
Púrpura de bromocresol 5.2-6.8
Azul de bromotimol 6.2-7.6
Rojo fenol 6.8-8.4
Púrpura de cresol 7.6-9.2
Fenolftaleína 8.3-10.0
R = Púrpura de cresol
33. Calcule el valor de pH de 50.00 mL de una disolución de ácido nitroso 0.100 M después
de agregar 0.00, 25.00, 50.00 y 55.00 mL de hidróxido de sodio 0.100 M.
Datos: Ka = 7.1 x 10−4
R = 2.09; 3.15; 7.92; 11.68

Guía Nº 5: Volumetrías ácido-base (III). Titulaciones de ácidos y bases
polifuncionales. Curvas de titulación
A. pH: Ácidos y bases polifuncionales
1. Calcular el pH de una disolución de ácido sulfúrico, H2SO4 0.010 M, considerándolo
como: a) Un ácido dibásico fuerte, b) Un ácido moderadamente fuerte en la segunda
disociación del protón y c) Calcular el error que se comete al calcular el pH de un ácido
sulfúrico 0.020 M como consecuencia de suponer que es un ácido fuerte.
Datos: Ka2 = 1.2 x 10−2
R = a) 1.70; b) 1.78; c) 14%
2. Calcular el pH de distintas disoluciones de ácido bórico, H3BO3, de concentraciones: a)
0.010 M y b) 1.0 x 10−4
M. Datos: Ka1 = 5.8 x 10−10
, Ka2 = 1.8 x 10−13
, Ka3 = 1.6 x 10−14
R = a) 5.62; b) 6.62
3. Calcular el pH y las concentraciones de [H2CO3], [HCO3
−
] y [CO3
2−
] en una disolución
0.010 M de ácido carbónico, H2CO3. Datos: Ka1 = 4.2 x 10−7
, Ka2 = 4.8 x 10−11
R = pH = 4.19, [H2CO3] = 0.010 M, [HCO3
−
] = [H+
] = 6.5 x 10−5
M y [CO3
2−
] = 4.8 x 10−11
4. Calcular el pH y las concentraciones de las distintas especies en equilibrio en una
disolución 0.010 M de H2S. Datos: Ka1 = 1.0 x 10−7
, Ka2 = 1.0 x 10−13
R = pH = 4.50, [H2S] = 0.010 M, [HS−
] = [H+
] = 3.2 x 10−5
M y [S2−
] = 1.0 x 10−13
M
5. Calcular el pH de una disolución de ácido fosfórico, H3PO4 0.020 M, sabiendo que Ka1 =
7.5 x 10−3
, Ka2 = 6.2 x 10−8
, Ka3 = 4.4 x 10−13
.
R = 2.04
6. El ácido cítrico es un ácido tribásico, H3C6H5O7, cuyos pKa son: pK1 = 2.13, pK2 = 4.77
y pK3 = 6.40. Calcular las concentraciones de protones y de los aniones monobásico,
dibásico y tribásico en una disolución de ácido cítrico 0.010 M.
R = [H+
] = [H2C−
] = 5.6 x 10−3
M; [HC2−
] = 1.7 x 10−5
M; [C3−
] = 1.2 x 10−9
M
7. El fosfato trisódico, Na3PO4 (163.94 g/mol), está disponible en las ferreterías como FTS
y se usa como agente limpiador. El rótulo de una caja de FTS advierte que la sustancia es
muy cáustica. ¿Cuál es el pH de una solución que contiene 5.0 g de FTS en un litro de
solución? Datos: Ka (H3PO4): Ka1 = 7.5 x 10−3
; Ka2 = 6.2 x 10−8
y Ka3 = 4.2 x 10−13
.
R = 12.24
8. Calcular el pH de una solución de carbonato de sodio, Na2CO3, 0.0400 M. Datos: Ka
(H2CO3) = Ka1 = 1.5 x 10−4
y Ka2 = 4.69 x 10−11
.
R = 11.45
9. Calcular el pH de una disolución de hidrógeno carbonato de sodio, NaHCO3 0.10 M.
Datos: Ka1 = 4.2 x 10−7
, Ka2 = 4.8 x 10−11
.
R = 8.35

10. Calcular el pH de una disolución dihidrógeno fosfato de sodio, NaH2PO4 0.050 M.
Datos: Ka1 = 7.5 x 10−3
, Ka2 = 6.2 x 10−8
, Ka3 = 4.4 x 10−13
.
R = 4.67
11. Calcular el pH de una disolución de sulfito ácido de potasio, KHSO3 0.072 M. Datos:
Ka1 = 1.7 x 10−2
, Ka2 = 6.2 x 10−8
.
R = 4.49
12. Calcular el pH de una disolución 0.020 M de la sal hidrógeno fosfato de sodio,
Na2HPO4. Datos: Ka1 = 7.5 x 10−3
, Ka2 = 6.2 x 10−8
, Ka3 = 4.4 x 10−13
.
R = 9.78
13. Calcular la concentración de protones de una disolución 1.00 x 10−2
M de Na2HPO4.
Datos: H3PO4 (Ka1 = 7.50 x 10-3
; Ka2 = 6.20 .10-8
; Ka3 = 4.40 x 10-13
).
R = 1.65 x 10-10
M
14. Calcule el pH y la concentración de aniones A2−
de una disolución de H2A 0.050 M.
Datos: Ka1 = 1.0 x 10-7
; Ka2 = 1.2 x 10-13
.
R = pH = 4.15; [A2−
] = 1.2 x 10-13
M
15. Calcular el pH de una solución que se hace de modo que contenga las siguientes
concentraciones analíticas: Datos: (H3AsO4): Ka1 = 5.8 x 10−3
; Ka2 = 1.1 x 10−7
y Ka3 = 3.2
x 10−12
; (H2CO3): Ka1 = 1.5 x 10−4
y Ka2 = 4.69 x 10−11
; (H3PO4): Ka1 = 7.11 x 10−3
; Ka2 =
6.32 x 10−8
y Ka3 = 4.5 x 10−13
.
a) 0.0500 M en H3AsO4 y 0.0200 M en NaH2AsO4.
R = 2.07
b) 0.0300 M en NaH2AsO4 y 0.0500 M en Na2HAsO4.
R = 7.18
c) 0.0600 M en Na2CO3 y 0.0300 M en NaHCO3.
R = 10.63
d) 0.0400 M en H3PO4 y 0.0200 M en NaH2PO4.
R = 2.55
16. Calcular el pH de una solución que es 0.0400 M en:
a) H3PO4
R = 1.86
b) H2S
R = 4.21
c) NaH2PO4
R = 4.71
d) NaHS
R = 9.80
e) Na3PO4
R = 12.32
f) Na2HPO3
R = 9.70

g) Na2S
R = 12.58
Datos: (H3PO4): Ka1 = 7.11 x 10−3
; Ka2 = 6.32 x 10−8
y Ka3 = 4.5 x 10−13
; (H2S): Ka1 = 9.6 x
10−8
y Ka2 = 1.3 x 10−14
.
B. Curvas de titulación de ácidos y bases polifuncionales
17. Sugerir un indicador adecuado para una titulación basada en las siguientes reacciones;
utilizar una concentración de 0.05 M si fuera necesaria una concentración en el punto de
equivalencia.
a) H2CO3 + NaOH → NaHCO3 + H2O
R = púrpura de cresol
b) H2T + 2NaOH → Na2T + 2H2O (H2T = acido tartárico)
R = púrpura de cresol
c) NH2C2H4NH2 + 2HCl → ClNH3C2H4NH3Cl
R = verde de bromocresol
d) H2SO3 + 2NaOH → Na2SO3 + 2H2O
R = fenolftaleína
18. Se tiene un ácido diprótico H2A con pKa1 = 4.6 y pKa2 = 9.2. Para titular 10 mL de una
disolución 0.10 M de dicho ácido se emplea hidróxido de potasio 0.50 M.
a) ¿Qué volumen de KOH se necesita para titular hasta el primer punto de equivalencia?
R = 2.0 mL
b) ¿Qué volumen de KOH se necesita para titular hasta el segundo punto de equivalencia?
R = 4.0 mL
c) Calcule el valor de pH para los siguientes volúmenes de KOH agregados: 0.0, 1.0, 2.0,
3.0, 4.0 y 5.0
R = 2.8; 4.6; 6.9; 9.2; 11.0 y 12.5
d. Si tanto el ácido H2A como el titulante KOH se diluyen 10 veces, los volúmenes
empleados en la titulación son iguales pero algunos valores de pH cambian. Calcule los
mismos para los siguientes volúmenes de KOH (0.05 M) en la titulación de 10 mL de H2A
0.01 M: 0.0, 1.0, 2.0, 3.0, 4.0 y 5.0
R = 3.3; 4.6; 6.9; 9.2; 10.5 y 11.5
19. Obtener una curva para la titulación de 50.00 mL de una solución 0.1000 M del
compuesto A con 0.2000 M del compuesto B de la lista siguiente. Para cada titulación,
calcular el pH tras la adición de 0.00, 12.50, 20.00, 24.00, 25.00, 26.00, 37.50, 45.00,
49.00, 50.00, 51.00, y 60.00 mL del compuesto B:
A B
a) Na2CO3 HCl
b) etilendiamina, H2NC2H4NH2 HCl
c) H2SO3 NaOH
d) H3PO3 NaOH
Datos: K (H2CO3): Ka1 = 1.5 x 10−4
y Ka2 = 4.69 x 10−11
; K (H3
+
NC2H4NH3
+
): Ka1 = 1.42 x
10−7
y Ka2 = 1.18 x 10−10
; K (H2SO3): Ka1 = 1.23 x 10−2
y Ka2 = 6.6 x 10−8
; K (H3PO3): Ka1 =
7.11 x 10−3
; Ka2 = 6.32 x 10−8
y Ka3 = 4.5 x 10−13
.

20. Obtener la curva de titulación después de calcular el pH tras la adición de 0.00, 12.50,
20.00, 24.00, 25.00, 26.00, 37.50, 45.00, 49.00, 50.00, 51.00, y 60.00 mL de NaOH 0.2000
M a 50.00 mL de una solución de ácido crómico, H2CrO4 0.1000 M. Datos: K (H2CrO4):
Ka1 = 1.8 x 10−1
y Ka2 = 3.0 x 10−7
.
21. Se valoran 70.00 mL de un ácido triprótico, H3A 0.100 M (Ka1 = 1.5 x 10−4
; Ka2 = 1.0 x
10−7
y Ka3 = 1.0 x 10−11
) con NaOH 0.0700 M. Calcular el pH:
a) antes de agregar el NaOH
R = 2.42
b) al agregar 75.00 mL de NaOH
R = 4.30
c) al agregar 200.00 mL de NaOH
R = 8.99
d) al agregar 350.00 mL de NaOH
R = 11.92
22. Calcular el pH después de la adición de a) 0.00, b) 5.00, c) 25.00, d) 25.50, e) 50.00 y f)
50.01 mL de NaOH 0.1000 M a 25.00 mL de ácido maleico, H2C4H2O4, 0.1000 M. Datos:
Ka1 = 1.3 x 10−2
y Ka2 = 5.9 x 10−7
R = a) 1.52, b) 1.74, c) 4.11, d) 4.54, e) 9.38 y f) 11.12
23. El ácido arsénico, H3AsO4, es un ácido débil triprótico y sus constantes ácidas de
disociación a 25ºC son las siguientes: Ka1 = 5.8 x 10−3
; Ka2 = 1.1 x 10−7
y Ka3 = 3.2 x 10−12
.
Calcular el pH correspondiente cuando se titulan 75.00 mL de ácido arsénico 0.1500 M con
NaOH 0.07500 M:
a) antes de agregar el NaOH
R = 1.57
b) Después de agregar 150.00 mL de NaOH
R = 4.62
c) Después de agregar 325.00 mL de NaOH
R = 10.80
d) Después de agregar 500.00 mL de NaOH
R = 11.81
24. El ácido fosfórico, H3PO4, es un ácido débil triprótico y sus constantes ácidas de
; Ka2 = 6.32 x 10−8
y Ka3 = 4.5 x
10−13
. Calcular el pH correspondiente cuando se titulan 75.00 mL de ácido fosfórico 0.1500
M con NaOH 0.07500 M:
a) Antes de agregar el NaOH
R = 1.53
R = 4.68
R = 7.26
R = 9.75

e) Después de agregar 475.00 mL de NaOH
R = 11.53
25. El ácido oxálico, H2C2O4, es un ácido débil diprótico y sus constantes ácidas de
y Ka2 = 5.42 x 10−8
. Calcular el pH
correspondiente cuando se titulan 75.00 mL de ácido oxálico 0.1500 M con NaOH 0.07500
M:
a) Antes de añadir el NaOH
R = 1.03
R = 1.61
R = 4.26
R = 9.87
e) Después de agregar 360.00 mL de NaOH
R = 12.01
26. El ácido carbónico, H2CO3, es un ácido débil diprótico y sus constantes ácidas de
y Ka2 = 4.69 x 10−11
. Calcular el pH
correspondiente cuando se titulan 70.00 mL de ácido carbónico 0.100 M con NaOH 0.0700
M:
a) al agregar 75.00 mL de NaOH
R = 4.30
b) al agregar 100.00 mL de NaOH
R = 7.08
c) al agregar 200.00 mL de NaOH
R = 11.37
d) al agregar 275.00 mL de NaOH
R = 12.18

Guía Nº 6: Volumetrías de complejación
A. Constantes de formación de complejos, Kf
1. El complejo ML, formado por un ión metálico M y un ligando L, tiene una constante de
formación de 4.0 x 108
. ¿Cuál es la concentración del ión metálico libre, en una disolución
1.0 x 10−2
M del complejo?
R = 5.0 x 10−6
M
2. Se mezclan 0.010 moles de una disolución de Fe(III) con 0.100 moles de otra de SCN−
y
se lleva a un volumen de 1.00 L. Se forma el complejo Fe(SCN)2+
de color rojo. Calcular
las concentraciones de [Fe3+
], [SCN−
] y [Fe(SCN)2+
] después de la reacción.
Datos: Kf [Fe(SCN)2+
] = 1 x 103
.
R = [Fe3+
] = 1.1 x 10−4
M, [SCN−
] = 0.090 M y [Fe(SCN)2+
] = 0.010 M
3. Se disuelven 1.50 moles de NaCN y 0.100 moles de AgNO3 en agua y se lleva el
volumen a 1.00 L. Suponiendo que sólo se forma el complejo Ag(CN)2
−
, calcular las
concentraciones de las especies siguientes: [Ag+
], [CN−
] y [Ag(CN)2
−
].
Datos: Kf [Ag(CN)2
−
] = 1 x 1021
.
R = [Ag+
] = 5.9 x 10−23
, [CN−
] = 1.30 M y [Ag(CN)2
−
] = 0.100 M
4. ¿Cuántos gramos de NaCN (49.007 g/mol) deberían añadirse a 1.00 L de disolución
0.0020 M en iones Ag+
a fin de que la concentración final de dichos iones sea 10−16
M?
Datos: Kd[Ag(CN)2
−
] = 1.8 x 10−19
.
R = 0.29 g
5. ¿Cuáles serán las concentraciones de iones Ag+
y NH3 en una disolución 0.010 M de la
sal [Ag(NH3)2]Cl, suponiendo que sólo se forma el complejo Ag(NH3)2
+
?
Datos: Kf [Ag(NH3)2
+
] = 1.6 x 108
.
R = [Ag+
] = 2.5 x 10−4
M y [NH3] = 5.0 x 10−4
M
6. ¿Qué cantidad de amoniaco, en moles, se debe añadir a 1.00 L de una solución 0.0100 M
de Hg(NO3)2 para que la concentración de Hg2+
se reduzca a 1.0 x 10−13
una vez alcanzado
el equilibrio. Suponer que la adición no implica aumento de volumen.
Datos: Kf [Hg(NH3)4
2+
] = 2.5 x 1019
R = 0.048 moles
7. Cuando se añade 0.100 moles de cloruro de zinc a 1.00 litro de NH3 6.00 M la
concentración final de zinc resulta ser 3.50 x 10−14
. Si sólo se forma el complejo
Zn(NH3)4
2+
, calcular el valor de la constante de formación de este complejo.
R = 2.9 x 109
8. Se prepara una disolución disolviendo 0.023 moles de AgNO3 en 1 litro de NH3 2.0 M.
La concentración de Ag+
libre es de 3.7 x 10−5
mg/L. Calcular la constante de formación
del complejo Ag(NH3)2
+
. Datos: Ag (107.87 g/mol)

R = 1.7 x 107
9. Una disolución contiene en 100 mL 0.0020 moles de cloruro de cadmio y 0.20 moles de
amoniaco. Si se forma únicamente el complejo [Cd(NH3)4
2+
], ¿cuál será la concentración de
iones cadmio? Datos: Kf [Cd(NH3)4
2+
] = 5.9 x 106
R = 2.5 x 10−10
M
10. Los iones cianuro son mortales para los seres humanos a concentraciones superiores a
2.4 x 10−3
M. ¿Qué concentración de iones ferrocianuro, Fe(CN)6
4−
, sería necesaria para
envenenar a una persona? Datos: Kf [Fe(CN)6
4−
] = 1.0 x 1035
.
R = 7.6 x 1015
11. Los iones plata (I) forman con la trietilentetramina (trien) un complejo 1:1 estable,
[Ag(trien)]. Calcular la concentración de iones plata (I) en equilibrio cuando se añaden
20.00 mL de nitrato de plata 0.0250 M a 40.00 mL de trien 0.030 M.
Datos: Kf [Ag(trien)] = 5.0 x 107
R = 1.42 x 10−8
M
12. Calcular la concentración molar de Y4−
en una solución 0.0200 M de EDTA
amortiguada a un pH = 10.00. (Datos: α4 = 0.35)
R = 7.00 x 10−3
M
13. Calcular la concentración en equilibrio de Ni2+
en una solución que tiene una
concentración analítica de NiY2−
de 0.0150 M a pH a) 3.00 (α4 = 2.5 x 10−11
) y b) 8.00 (α4
= 5.39 x 10−3
) (Datos: KNiY = 4.2 x 1018
)
R = a) 1.20 x 10−5
M y b) 8.15 x 10−10
M
14. Calcular la concentración de Ni2+
en una solución que se preparó mezclando 50.0 mL
de Ni2+
0.0300 M con 50.0 mL de EDTA 0.0500 M. La mezcla se ajustó a pH = 3.00 (α4 =
2.5 x 10−11
) con un amortiguador. (Datos: KNiY = 4.2 x 1018
)
R = 1.43 x 10−8
M
B. Titulaciones con formación de complejos
15. Se preparó una solución disolviendo alrededor de 3.0 g de Na2H2Y.2H2O en
aproximadamente 1 L de agua y se valoró con alícuotas de 50.00 mL de Mg2+
0.004517 M.
La titulación requirió un volumen promedio de 32.22 mL. Calcular la concentración molar
de EDTA.
R = 7.010 x 10−3
M
16. Calcular el volumen de solución de EDTA 0.0500 M necesario para titular: a) 26.37 mL
de Mg(NO3)2 0.0741 M; b) El Ca en 0.4397 g de una muestra mineral que contiene 81.4%
de brushita, CaHPO4.2H2O (172.09 g/mol) y c) El Ca y Mg en una muestra de 0.1557 g que
contiene 92.5% de dolomita, CaCO3.MgCO3 (184.4 g/mol).
R = a) 39.08 mL; b) 41.59 mL y c) 31.24 mL

17. La materia orgánica contenida en una muestra de 3.776 g de un ungüento de mercurio
se descompone con HNO3. Después de diluir, el Hg2+
se titula con 21.30 mL de una
solución 0.1144 M de NH4SCN. Calcular el porcentaje de Hg (200.59 g/mol) en el
ungüento. Esta titulación lleva a la formación de un complejo neutro estable, Hg(SCN)2.
R = 6.472%
18. La tiourea contenida en una muestra de 1.455 g de un material orgánico se extrajo con
una solución diluida de ácido sulfúrico. Posteriormente, se tituló con 37.31 mL de Hg2+
0.009372 M mediante la siguiente reacción: 4(NH2)2CS + Hg2+
→ [(NH2)2CS]4Hg2+
.
Calcular el porcentaje de (NH2)2CS (76.12 g/mol) en la muestra.
R = 7.317%
19. 50.00 mL de una disolución que contiene Ni2+
y Pb2+
consumió 42.86 mL de disolución
de EDTA 0.02026 M en la valoración de ambos iones. Una segunda muestra de 50.00 mL
se valoró en medio amoniacal con KCN 0.05189 M consumiéndose 25.80 mL de esta
disolución. La reacción es: 4 CN−
+ Ni(NH3)4
2+
→ Ni(CN)4
2−
+ 4 NH3. Calcular las
molaridades de los iones Pb2+
y Ni2+
en la muestra.
R = Ni2+
6.67 x 10−3
M; Pb2+
1.07x 10−2
M
20. Una muestra de 6.875 g de un producto para plantas interiores, que contiene Fe (III), se
diluyó a 100 mL en un matraz aforado. Calcular el porcentaje de Fe (55.847 g/mol) en la
muestra, si una alícuota de 45.0 mL necesitó 15.0 mL de disolución de EDTA. El EDTA se
estandarizó frente a 25.0 mL de disolución de Al (III) 0.0581 M consumiéndose 40.3 mL de
esta disolución.
R = 0.98%
21. El sulfato contenido en una muestra 500 mL de agua potable, se precipitó como sulfato
de bario mediante tratamiento con una disolución que contenía el complejo de bario con
EDTA, según la reacción: SO4
2−
+ BaY2−
→ BaSO4(s) + Y4−
. El EDTA del filtrado y
lavado reunidos consumió 31.8 mL de disolución de Mg2+
0.02644 M. Expresar los
resultados en ppm de sulfato (96.0 g/mol) en la muestra.
R = 161 ppm
22. El Zn presente en una muestra de 0.7556 g de talco para pies se tituló con 21.27 mL de
EDTA 0.01645 M. Calcular el % de Zn (65.39 g/mol) en la muestra.
R = 3.028%
23. La chapa de cromo de una superficie que mide 3.00 x 4.00 cm se disolvió en HCl.
Después de ajustar al pH adecuado se añadieron 15.00 mL de EDTA 0.01768 M. El exceso
de reactivo consumió 4.30 mL de Cu2+
0.008120 M en una retrotitulación. Calcular el peso
promedio de Cr (51.996 g/mol) por cm2
de superficie.
R = 0.998 mg Cr/cm2

24. El Tl contenido en una muestra de 9.76 g de un raticida se oxidó al estado trivalente y
se trató con un exceso no medido de solución de Mg/EDTA. La reacción es: Tl3+
+ MgY2−
→ TlY−
+ Mg2+
. La titulación del Mg2+
liberado consumió 13.34 mL de EDTA 0.03560
M. Calcular el % de Tl2SO4 (504.8 g/mol) en la muestra.
R = 1.228%
25. Se preparó una solución de EDTA disolviendo 4 g de sal disódica en aprox. 1 L de
agua. Se gastó un volumen promedio de 42.35 mL de esta solución para titular alícuotas de
50.00 mL de una solución patrón que contenía 0.7682 g de MgCO3 por litro. La titulación
de una muestra de 25.00 mL de agua mineral a pH = 10 consumió 18.81 mL de la solución
de EDTA. Otra alícuota de 50.00 mL de agua mineral se trató con una base fuerte para
precipitar el Mg como Mg(OH)2. La titulación con un indicador específico de calcio
necesitó 31.54 mL de la solución de EDTA. Calcular:
a) la molaridad de la solución de EDTA.
R = 0.01076 M
b) las ppm de CaCO3 (100.09 g/mol) en el agua mineral.
R = 679.4 ppm
c) las ppm de MgCO3 (84.31 g/mol) en el agua mineral.
R = 110.3 ppm
26. Una alícuota de 50.00 mL de una solución que contenía Fe (II) al igual que Fe (III)
gastó 13.73 mL de EDTA 0.01200 M al titularse a pH = 2.0; al titularse a pH = 6.0
consumió 29.62 mL. Expresar la concentración de la solución en ppm de cada soluto.
R = 184.0 ppm Fe(III) y 213.0 ppm Fe(II)
27. Una muestra de orina de 24 horas se diluyó a 2.000 L. La solución se ajustó a pH 10
con un amortiguador. Una alícuota de 10.00 mL de esta solución se tituló con 26.81 mL de
EDTA 0.003474 M. El calcio presente en una segunda alícuota de 10.00 mL se precipitó
como oxalato de calcio, CaC2O4(s), se disolvió en ácido y se titulo con 11.63 mL de
solución de EDTA. Suponiendo que normalmente se encuentran de 15 a 300 mg de
magnesio y de 50 a 400 mg de calcio por día, ¿la muestra cae dentro de estos valores?
Datos: Mg = 24.305 g/mol; Ca = 40.08 g/mol
R = 256.3 mg Mg; 323.2 mg Ca
28. Una muestra de 1.509 g de una aleación de Pb/Cd se disolvió en ácido y se diluyó hasta
250.0 mL exactos en un matraz volumétrico. Una alícuota de 50.00 mL de la solución
diluida se llevó a pH 10.0 con un amortiguador de NH3/NH4
+
; en la titulación conjunta de
los dos cationes se gastaron 28.89 mL de EDTA 0.06950 M. Una segunda alícuota de 50.00
mL se llevó a pH 10.0 con un amortiguador de HCN/NaCN que sirvió para enmascarar el
Cd2+
; la titulación de Pb2+
consumió 11.56 mL de la solución de EDTA. Calcular el
porcentaje de Pb (207.2 g/mol) y Cd (112.41 g/mol) en la muestra.
R = 55.16% Pb; 44.86% Cd
29. Una muestra de 25.00 mL que contiene Fe3+
y Cu2+
consume 16.06 mL de EDTA
0.05083 M en la valoración de ambos. A 50.00 mL de muestra se le añade NH4F para
complejar al Fe3+
. Después se reduce el Cu2+
y se enmascara con tiourea. Añadiendo 25.00

mL de EDTA 0.05083 M se libera el Fe3+
de su complejo con el fluoruro y se forma el
complejo con EDTA. El exceso de EDTA consume 19.77 mL de una disolución de Pb2+
0.01883 M para alcanzar el punto final, usando naranja de xilenol. Hallar la concentración
de Cu2+
y Fe3+
en la muestra problema.
R = [Cu2+
] = 0.01468 M; [Fe3+
] = 0.01797 M
30. Una espátula de níquel con una superficie que mide 3.00 x 4.00 cm se disolvió en HCl.
Después de ajustar al pH adecuado se añadieron 15.00 mL de EDTA 0.01768 M. El exceso
de reactivo consumió 4.30 mL de Cu2+
0.008120 M en una retrotitulación. Calcular el peso
promedio de Ni (58.70 g/mol) por cm2
de superficie.
R = 1.13 mg/cm2
31. Una muestra de 0.6004 g de un tubo condensador de Ni/Cu se disolvió en ácido y se
diluyó hasta 100.0 mL en un matraz volumétrico. La titulación de ambos cationes en una
alícuota de 25.00 mL de esta solución consumió 45.81 mL de EDTA 0.05285 M. Después
se añadieron ácido mercaptoacético y NH3; al formarse un complejo de Cu con el ácido, se
liberó una cantidad equivalente de EDTA, que necesitó 22.85 mL de Mg2+
0.07238 M para
su titulación. Calcular los porcentajes de Cu (63.546 g/mol) y Ni (58.70 g/mol) en la
aleación.
R = 70.02% Cu; 30.00% Ni
32. La loción de calamina, que se emplea para aliviar la irritación de la piel, es una mezcla
de óxidos de hierro y zinc. Una muestra seca de 1.022 g de calamina se disolvió y diluyó en
ácido hasta 250.0 mL. Una alícuota de 10.00 mL de la solución diluida se mezcló con
fluoruro de potasio para enmascarar el hierro; después de ajustar a un pH adecuado, el Zn2+
consumió 38.71 mL de EDTA 0.01294 M. Una segunda alícuota de 50.00 mL, amortiguada
adecuadamente, se tituló con 2.40 mL de solución 0.002727 M de ZnY2−
:
Fe3+
+ ZnY2−
⎯→ FeY−
+ Zn2+
Calcular los porcentajes de ZnO (81.38 g/mol) y Fe2O3 (159.69 g/mol) en la muestra.
R = 99.72 % (ZnO); 0.2557 % (Fe2O3)
33. El cromel es una aleación formada de níquel, hierro y cromo. Una muestra de 0.6472 g
se disolvió y diluyó hasta 250.0 mL. Cuando una alícuota de 50.00 mL de solución 0.05182
M de EDTA se mezcló con un volumen igual de muestra diluida, se quelaron los tres iones,
necesitándose 5.11 mL de solución de cobre (II) 0.06241 M en una retrotitulación. El
cromo de una segunda alícuota de 50.0 mL se enmascaró con la adición de
hexametilentetramina; la titulación de Fe y Ni necesitó 36.28 mL de EDTA 0.05182 M. El
hierro y el cromo se enmascararon con pirofosfato en una tercera alícuota de 50.0 mL y la
titulación de níquel consumió 25.91 mL de solución de EDTA. Calcular los porcentajes de
níquel (58.70 g/mol), cromo (51.996 g/mol) así como hierro (55.847 g/mol) en la aleación.
R = 15.75% Cr; 60.89% Ni; 23.18% Fe
34. Con el objetivo de verificar la cantidad de calcio presente en un suplemento nutricional,
una tableta de este producto se disuelve en 100 mL de agua. Una alícuota de 10.0 mL de
esta solución consumió 15.95 mL de EDTA 0.0501 M para alcanzar el punto final, usando

negro de eriocromo T como indicador. Indique si una tableta del suplemento nutricional
cumple con la ingesta diaria de calcio establecida en 600 – 1200 mg de Ca2+
al día.
R = No, 1 tableta = 320 mg Ca2+
35. Una muestra contiene CaCO3, ZnO y materia inerte. Se pesan 2.500 g de la muestra, se
disuelven en H2SO4 diluido, se neutraliza la disolución con amoniaco, se añade una
disolución amortiguadora de amoniaco-cloruro de amonio y se enrasa a 250 mL. Una
alícuota de 25.0 mL de esta disolución consume 21.5 mL de EDTA 00500 M cuando se
utiliza negro de eriocromo T como indicador. A otra alícuota de 25.0 mL se añade KCN, y
en este caso solamente se consumen 16.2 mL de EDTA (tenga en cuenta que la adición del
ligando KCN enmascara la valoración de cinc). Calcular el porcentaje de Zn (65.37 g/mo) y
de Ca (40.1 g/mol) en la muestra.
R = 12.99% Ca; 6.93% Zn
36. Una cáscara de huevo se trató con NaOH para eliminar la membrana, se secó y pesó
5.131 g de muestra. La cáscara se disolvió en 25.0 mL de HCl 6 M y se diluyó a 250 mL en
un matraz volumétrico. Una alícuota de 10.0 ml se llevó a pH 10 con una disolución
reguladora y se valoró con EDTA 0.04916 M. Si se necesitaron 40.78 mL para alcanzar el
punto final del indicador, calcular el porcentaje de CaCO3 (100.0 g/mol) en la cáscara de
huevo.
R = 97.67%
37. La concentración de calcio (40.1 g/mol)) en el suero sanguíneo se suele expresar en mg
por cada 100 mL de suero, encontrándose los límites normales entre 9.0 y 11.0 mg/100mL.
Una muestra de 1.00 mL de suero requiere 2.85 mL de EDTA 1.56 x 10−3
M para su
valoración, usando murexida como indicador, a pH 12. Calcular la concentración de calcio
e indicar si está dentro de los límites normales.
R = 17.83 mg/100ml; No
38. El ión cianuro, CN−
(26.0 g/mol), puede determinarse indirectamente por valoración
con EDTA. En una determinación de cianuro, 12.7 mL de la disolución se tratan con 25.0
mL de disolución patrón de níquel, formándose el complejo Ni(CN)4
2−
según la siguiente
reacción: 4CN−
+ Ni2+
→ Ni(CN)4
2−
. La valoración del exceso de Ni2+
precisó 10.1 mL
de disolución de EDTA 0.0130 M. En otro experimento se requieren 39.3 mL de EDTA
0.0130 M para valorar 30.0 mL de la disolución patrón de níquel. Calcule la molaridad del
cianuro en los 12.7 mL de la muestra problema.
R = 0.0927 M
39. El ión fosfato, PO4
3−
(94.97 g/mol), puede determinarse añadiendo una disolución
estándar de Bi (III) para que precipite como fosfato de bismuto y valorando a continuación
el exceso de Bi con EDTA: Bi3+
+ PO4
3−
→ BiPO4(s) y Y4−
+ Bi3+
→ BiY−
. Se quiere
determinar el contenido de fosfato de un preparado antiácido, para ello se toma una muestra
de 650 mg a la que se añaden 25.0 mL de nitrato de bismuto 0.200M, posteriormente se
valora consumiéndose 19.7 ml de EDTA en la valoración. En la estandarización de 12.0
mL de dicha disolución de EDTA se consumieron 25.0 mL de disolución de Al (III) 0.0480
M. Calcular el porcentaje de fosfatos en el preparado antiácido.

R = 44.27%
40. 50.0 mL de una disolución que contiene ión níquel (Ni2+
) se trata con 25.0 mL de
EDTA 0.050 M para complejar todo el Ni2+
y dejar un exceso de EDTA en la disolución.
Dicho exceso se titula por retroceso y para ello se requieren 5.00 mL de ión zinc (Zn2+
)
0.050 M. ¿Cuál es la concentración de Ni2+
en la disolución original?
R = 0.020 M
41. Para titular 50.0 mL de una disolución de 500 mL que contiene 0.450 g de sulfato de
magnesio, MgSO4 (120.376 g/mo), se requieren 37.6 mL de una disolución de EDTA.
¿Cuántos miligramos de carbonato de calcio, CaCO3 (100.088 g/mol), reaccionarán con
1.00 mL de la disolución anterior?
R = 0.995 mg
42. 1.000 mL de muestra problema que contiene ión cobalto (Co2+
) e ión níquel (Ni2+
) se
trata con 25.00 mL de disolución de EDTA 0.03872 M. La valoración por retroceso con
una disolución de ión zinc (Zn2+
) 0.02127 M a pH 5 precisa 23.54 mL para alcanzar el
punto final empleando naranja de xilenol. Una muestra de 2.000 mL del mismo problema
se pasa a través de una columna de intercambio iónico que retiene al Co2+
más que al Ni2+
.
Este último se trata con 25.00 mL de disolución de EDTA 0.03872 M y requiere 25.63 mL
de disolución de Zn2+
0.02127 M. El Co2+
, que eluye más tarde de la columna, se trata
también con 25.00 mL de EDTA 0.03872 M. Calcule el volumen en mL de la disolución de
zinc 0.02127 M que se requerirá para retrovalorar el ión cobalto.
R = 21.45 mL
43. 50.0 mL de una disolución que contiene Ni+2
y Zn+2
se trata con 25.0 mL de EDTA
0.0452 M a fin de complejar todo el metal en disolución. El exceso de EDTA sin reaccionar
requiere 12.4 mL de disolución de Mg+2
0.0123 M para que reaccione completamente. A
continuación, se añade un exceso de 2,3-dimercapto-1-propanol para desplazar el EDTA de
su complejo con zinc. Se requiere un volumen adicional de 29.2 mL de la misma disolución
de Mg+2
para reaccionar con el EDTA liberado. Calcule la molaridad de Ni+2
y Zn+2
en la
disolución de partida.
R = [Zn2+
] = 7.18 mM; [Ni2+
] = 12.37 mM
C. Curvas de titulación complejométricas
44. Calcular las constantes condicionales para la formación del complejo de EDTA con
Fe2+
a un pH de: a) 6.0; b) 8.0 y c) 10.0. Datos: KMY (Fe2+
) = 2.1 x 1014
; α4: pH = 6.0 =
2.25 x 10−5
; pH = 8.0 = 5.39 x 10−3
y pH = 10.0 = 0.35.
R = a) 4.6 x 109
; b) 1.1 x 1012
; c) 7.4 x 1013
45. Construir una curva de titulación para 50.00 mL de Sr2+
0.01000 M con EDTA 0.02000
M en una solución amortiguada a pH = 11.0. Calcular los valores de pSr tras la adición de
0.00; 10.00; 24.00; 24.90; 25.00; 25.10; 26.00 y 30.00 mL del titulante.
Datos: KSrY = 4.3 x 108
; α4: pH = 11.0 = 0.85
R = 2.00; 2.30; 3.57; 4.57; 5.37; 6.16; 7.16; 7.86

46. Construir una curva de titulación para 50.00 mL de Fe2+
0.0150 M con EDTA 0.0300 M
en una solución amortiguada a pH = 7.0. Calcular los valores de pFe tras la adición de 0.00;
10.00; 24.00; 24.90; 25.00; 25.10; 26.00 y 30.00 mL del titulante.
Datos: KFeY = 2.1 x 1014
; α4: pH = 7.0 = 4.80 x 10−4
47. Calcular pGa3+
para los siguientes puntos de la valoración de 50.00 mL de EDTA
0.0400 M con Ga(NO3)3 0.0800 M a pH = 4.00.
a) 0.1 b) 5.0 c) 10.0 d) 15.0 e) 20.0 f) 24.0
g) 25.0 h) 26.0 i) 30.0
Trazar un gráfico de pGa3+
frente al volumen del valorante. Datos: KGaY = 2.0 x 1020
; α4:
pH = 4.00 = 3.61 x 10−9
48. La constante de formación condicional del complejo CaY2−
a pH = 10.0 es 1.8 x 1010
.
Calcular el pCa en 100 mL de una disolución de Ca2+
0.100 M a pH = 10.0 después de
añadir: a) 0.0 mL de EDTA 0.100 M; b) 50.0 mL de EDTA 0.100 M; c) 100.0 mL de
EDTA 0.100 M y d) 150.0 mL de EDTA 0.100 M.
R = a) 1.00; b) 1.47; c) 5.78 y d) 9.95
49. Se titulan 50.00 mL de una solución de Fe (III) 0.0100 M con EDTA 0.00500 M a pH =
2.00. ¿Cuál es la concentración de Fe (III) libre en el punto de equivalencia?
Datos: KFeY = 1.3 x 1025
y α4 = 3.71 x 10−14
R = 8.31 x 10−8
M
50. Tenemos una disolución de Fe3+
0.010 M a la que se añade EDTA 0.100 M. ¿Si el pH
de la disolución es 2.50, estará muy complejado el Fe3+
? ¿Qué le ocurrirá al ión Ca2+
0.010
M con EDTA 0.100 M al mismo pH?
Datos: Constante condicional de FeY−
(pH = 2.50) = 3.98 x 1011
; Constante condicional
CaY2−
(pH = 2.50) = 0.0251
R = 2.79 x 10−13
M Fe3+
; 9.97 x 10−3
M Ca2+
51. La constante de formación para el complejo CaY2−
vale 4.90 x 1010
. Por otro lado, se
sabe que α4 = 0.36 a pH 10.
a) Calcule la constante de formación condicional a pH 10 de dicho complejo.
R = K′
CaY = 1.76 x 1010
b) Calcule la molaridad de calcio libre en una disolución 0.050 M de Na2[CaY] a pH 10.
R = 1.68 x 10−6
M
52. Considere la titulación de 50.00 mL de EDTA 0.0400 M con Cu(NO3)2 0.0800 M a pH
de 5.0. Calcule el valor de pCu luego de añadir los siguientes volúmenes de Cu(NO3)2: a)
0.00 mL; b) 12.50 mL; c) 24.00 mL; d) 25.00 mL, e) 26.00 mL; f) 27.50 mL y g) 30.00 mL.
Datos: KCuY = 6.3 x 1018
; α4: pH = 5.0 = 3.54 x 10−7
53. Trazar un gráfico para la titulación de 25.0 mL de MnSO4 0.0200 M con EDTA 0.0100
M a pH de 8.00. Calcular el valor de pMn luego de añadir los siguientes volúmenes de
EDTA: a) 0.00 mL; b) 15.00 mL; c) 50.00 mL y d) 55.00 mL. Datos: log Kf MnY2−
=
13.89; α4 a pH 8.00 = 4.2 x 10−3

Guía Nº 7: Volumetrías de precipitación
A. Constante del producto de solubilidad, Kps
1. Escribir las expresiones del producto de solubilidad para: a) AgIO3; b) Ag2SO3; c)
Ag3AsO4; d) PbClF; e) CuI; f) PbI2; g) BiI3; h) MgNH4PO4.
2. Calcular la constante del producto de solubilidad para cada una de las siguientes
sustancias, las concentraciones molares de sus soluciones saturadas son las que se indican:
a) AgVO3 (7.1 x 10−4
M); b) Pb(IO3)2 (4.3 x 10−5
M); c) Th(OH)4 (3.3 x 10−4
M).
R = a) Kps = 5.0 x 10−7
; b) Kps = 3.2 x 10−13
; c) Kps = 1.0 x 10−15
3. Las solubilidades en agua de las sales a) cloruro de plata, b) cloruro de plomo (II) y c)
oxalato de plata son, expresadas en g/L, respectivamente: 1.92 x 10−3
; 4.422 y 6.26 x 10−2
.
Calcular el producto de solubilidad de dichas sales y la concentración de los iones en
equilibrio.
R = a) Kps = 1.80 x 10−10
, [Ag+
] = [Cl−
] = 1.34 x 10−5
; b) Kps = 1.61 x 10−5
, [Pb2+
] = 1.59 x
10−2
, [Cl−
] = 3.18 x 10−2
y c) Kps = 3.50 x 10−11
, [Ag+
] = 4.12 x 10−4
, [C2O4
2−
] = 2.06 x
10−4
4. ¿Qué masa de Ba(IO3)2 (487 g/mol) se puede disolver en 500.0 mL de agua a 25ºC?
Datos: Kps Ba(IO3)2 = 1.57 x 10−9
R = 0.178 g
5. Calcular la solubilidad molar de Ba(IO3)2 en una solución que es 0.0200 M en Ba(NO3)2.
R = 1.40 x 10−4
M
6. Calcular la solubilidad molar de Ba(IO3)2 en una solución preparada al mezclar 200 mL
de Ba(NO3)2 0.0100 M con 100 mL de NaIO3 0.100 M.
R = 3.93 x 10−6
M
7. Si a 1.000 L de una disolución de AgNO3 0.0010 M se añade Na2S hasta que la
concentración del ión sulfuro sea 0.010 M. ¿Cuál será la concentración final de iones Ag+
?
Datos: Kps Ag2S = 6.00 x 10−50
R = 2.52 x 10−24
M
8. Si a 500 mL de una disolución de nitrato de plomo (II) 0.01 M se añaden 0.500 moles de
KCl. ¿Cuáles serán las concentraciones finales de Pb (II) y Cl−
?
Datos: Kps PbCl2 = 1.6 x 10−5
R = [Pb2+
] = 1.67 x 10−5
M y [Cl−
] = 0.98 M
9. Se mezclan 200 mL de una disolución de Ba(NO3)2 0.100 M con 100 mL de KF 0.400
M. ¿Cuáles serán las concentraciones de los iones Ba2+
y F−
en la disolución final?
Datos: Kps BaF2 = 1.0 x 10−6
R = [Ba2+
] = 6.30 x 10−3
M y [F−
] = 1.26 x 10−2
M

10. A 45.0 mL de nitrato de plomo (II) 0.10 M se añaden 15.0 mL de fosfato de sodio 0.50
M. Calcular las concentraciones de iones Pb (II) y PO4
3−
, que quedarán en disolución
sabiendo que el producto de solubilidad del fosfato de plomo (II) es 7.9 x 10−43
.
R = [Pb2+
] = 5.20 x 10−14
M; [PO4
3−
] = 0.075 M
11. Se mezclan 2.00 L de BaBr2 0.0150 M con 1.50 L de Ag2SO4 0.0300 M. ¿Cuál será la
concentración final de cada unos de los iones: Ba2+
; Ag+
; SO4
2−
y Br−
?
Datos: Kps BaSO4 = 1.3 x 10−10
; Kps AgBr = 5.2 x 10−13
R = [Br−
] = 6.1 x 10−11
; [Ba2+
] = 3.0 x 10−8
; [SO4
2−
] = 4.3 x 10−3
; [Ag+
] = 8.6 x 10−3
12. La constante del producto de solubilidad para el Ce(IO3)3 es 3.2 x 10−10
. ¿Cuál es la
concentración de Ce3+
en una solución preparada al mezclar 50.0 mL de Ce3+
0.0500 M con
50.00 mL de: a) agua?; b) IO3
−
0.050 M?; c) IO3
−
0.150 M?; d) IO3
−
0.300 M?
R = a) 0.0250 M; b) 1.7 x 10−2
M; c) 1.9 x 10−3
M; d) 7.6 x 10−7
M
13. Se tiene una disolución que es 1.0 x 10−4
M en iones Fe2+
y Zn2+
. Si se satura esta
disolución con ácido sulfhídrico, se requiere conocer:
Datos: Ka (H2S) = Ka1Ka2 = 1.0 x 10−20
; Kps ZnS = 4.5 x 10−24
; Kps FeS = 6.0 x 10−18
; Una
disolución saturada de H2S es 0.10 M.
a) ¿Cuál es el pH al que comienza la precipitación del ZnS?
R = 0.82
b) ¿Cuál al que se inicia la precipitación del FeS?
R = 3.89
14. Una disolución es 0.01 M en iones cromato e iones cloruro. Si se añade a la misma una
disolución de nitrato de plata, se quiere saber:
Datos: Kps Ag2CrO4 = 1.1 x 10−12
; Kps AgCl = 1.8 x 10−10
a) ¿Qué sal precipita primero?
R = AgCl
b) ¿Cuál es el valor de la concentración del anión que precipita en primer lugar cuando se
inicia la precipitación del segundo?
R = 1.7 x 10−5
M
15. ¿Qué concentración de CrO4
2−
se requiere para: a) iniciar la precipitación de Ag2CrO4
de una solución 2.12 x 10−3
M en Ag+
?; b) reducir la concentración de Ag+
en una solución,
a 1.00 x 10−6
M? Datos: Kps Ag2CrO4 = 1.2 x 10−12
R = a) 2.7 x 10−7
M; b) 1.2 M
16. Calcular la máxima concentración de iones magnesio que puede existir en una
disolución 0.20 M en NH3 y 0.50 M en cloruro de amonio, sin que precipite hidróxido de
magnesio. Datos: Kps Mg(OH)2 = 1.8 x 10−11
; Kb (NH3) = 1.8 x 10−5
R = 0.35 M
17. Los productos de solubilidad del hidróxido de hierro (III) y del hidróxido de manganeso
(II) son 1.0 x 10−36
y 1.5 x 10−14
respectivamente, a 18ºC. La constante de disociación

básica del amoniaco es 1.8 x 10−5
a la misma temperatura. Calcular las concentraciones de
hierro (III) y manganeso (II) que pueden existir en una disolución formada por amoniaco y
cloruro de amonio, ambas 0.50 M.
R = [Fe3+
] = 1.7 x 10−22
M; [Mn2+
] = 4.6 x 10−5
M
18. Una disolución es 0.025 M en ácido acético. ¿Qué concentración de iones acetato debe
existir para que cuando la disolución esté saturada de ácido sulfhídrico la concentración de
sulfuro sea 10−12
M? Una disolución saturada de H2S es 0.10 M.
Datos: K(H2S) = Ka1Ka2 = 1.0 x 10−20
; Ka(HAc) = 1.8 x 10−5
R = 0.014 M
19. Calcular la concentración máxima de iones Cd2+
que puede existir en equilibrio en una
disolución 0.10 N de ácido clorhídrico que ha sido saturada de sulfuro de hidrógeno. Una
disolución saturada de H2S es 0.10 M. Datos: K(H2S) = Ka1Ka2 = 1.0 x 10−20
; Kps (CdS) =
7.0 x 10−27
R = 7.0 x 10−8
M
20. Calcular la concentración máxima de iones Mn2+
que puede existir en una disolución
saturada de sulfuro de hidrógeno de pH = 4.5. Una disolución saturada de H2S es 0.10 M.
Datos: K(H2S) = Ka1Ka2 = 1.0 x 10−20
; Kps (MnS) = 3.0 x 10−13
R = 0.30 M
21. Una disolución de yeso (sulfato de calcio) a la temperatura de 18ºC es 0.015 M.
¿cuántos gramos de calcio pueden disolverse a la misma temperatura en un litro de sulfato
de potasio 0.10 M? Datos: M(CaSO4) = 136.14 g/mol
R = 0.31 g
22. La solubilidad del bromuro de plata es 6.0 x 10−7
a 18ºC. ¿Qué peso de bromuro de
plata precipitará cuando se añadan 0.119 g de bromuro de potasio a un litro de una
disolución saturada de bromuro de plata a la misma temperatura? Datos: M(AgBr) = 187.77
g/mol; M(KBr) = 119.00 g/mol
R = 1.1 x 10−4
g
23. La solubilidad del hidróxido de aluminio en agua es 5.2 x 10−9
M. Calcular la
solubilidad en una disolución cuyo pH = 9.00.
R = 1.97 x 10−17
24. Una disolución contiene iones cobre (II) y cinc a la concentración 0.020 M. Se desean
separar los dos iones ajustando el pH y luego saturando la disolución con sulfuro de
hidrógeno a fin de que precipite el CuS sin hacerlo el ZnS. Calcular el pH al cual se inicia
la precipitación del CuS sin hacerlo el ZnS. Se sabe que una disolución saturada de sulfuro
de hidrógeno es 0.10 M y los productos de solubilidad de CuS y ZnS son 8.0 x 10−37
y 1.2 x
10−23
respectivamente. Datos: K(H2S) = Ka1Ka2 = 1.1 x 10−21
R = 0.37

B. Titulaciones de precipitación
25. Una solución de AgNO3 contiene 14.77 g de patrón primario de AgNO3 (169.87 g/mol)
en 1.00 L. ¿Qué volumen de esta solución se necesita para reaccionar con:
a) 0.2631 g de NaCl (58.44 g/mol).
R = 51.78 mL
b) 64.31 mg de Na3AsO4 (207.89 g/mol).
R = 10.67 mL
c) 25.00 mL de Na3PO4 0.0536 M.
R = 46.24 mL
26. Para cada una de las siguientes titulaciones por precipitación, calcular las
concentraciones del catión y el anión en el punto de equivalencia.
Nota: En cada caso escribir la ecuación correspondiente. Datos: Kps AgSCN = 1.1 x 10−12
;
Kps AgCl = 1.82 x 10−10
; Kps BaSO4 = 1.1 x 10−10
a) 25.00 mL de AgNO3 0.05000 M con NH4SCN 0.02500 M.
R = 1.05 x 10−6
b) 30.00 mL de AgNO3 0.07500 M con NaCl 0.07500 M.
R = 1.35 x 10−5
c) 40.00 mL de BaCl2 0.02500 M con Na2SO4 0.05000 M.
R = 1.05 x 10−5
27. ¿Cuál es el volumen mínimo de AgNO3 0.09621 M necesario para asegurar que haya un
exceso de iones plata en la titulación de:
a) una muestra impura de NaCl (55.84 g/mol) que pesa 0.2513 g?
R = 44.70 mL
b) 25.00 mL de AlCl3 0.01907 M?
R = 14.87 mL
28. En la titulación por el método de Fajans de una muestra de 0.7908 g se gastaron 45.32
mL de AgNO3 0.1046 M. Expresar los resultados del análisis como porcentaje de:
a) Cl−
(35.45 g/mol)
R = 21.25%
b) BaCl2 . 2H2O (244.27 g/mol)
R = 73.17%
c) ZnCl2 . 2NH4Cl (243.28 g/mol)
R = 36.46%
29. Una mezcla que sólo contiene KCl y NaCl se analiza por el método de Mohr. Una
muestra de 0.3172 g de la mezcla se disuelve en 50 mL de agua y se valora hasta punto
final usando como indicador cromato de potasio, gastándose 41.36 mL de AgNO3 0.1120
M. En la valoración del blanco se necesitan 0.71 mL del mismo agente valorante para llegar
al punto final. Indique el % en peso de KCl (74.55 g/mol) y NaCl (58.44 g/mol) en la
muestra original.
R = 74.59% KCl y 25.41% NaCl

30. Una muestra de 0.3396 g que en el ensayo dio 96.4% de Na2SO4 (142.04 g/mol),
necesitó 37.70 mL de una solución de cloruro de bario. La reacción es: Ba2+
+ SO4
2−
→
BaSO4(s). Calcular la molaridad analítica de BaCl2 en la solución.
R = 0.06114 M
31. El arsénico contenido en una muestra 1.223 g de un residuo industrial se convirtió en
H3AsO4 mediante un método apropiado. Posteriormente, el ácido se neutralizó y se
añadieron 40.00 mL de AgNO3 0.07891 M para precipitar cuantitativamente el arsénico
como Ag3AsO4. El exceso de Ag+
presente en el filtrado y en las aguas de lavado del
precipitado se tituló con 11.27 mL de KSCN 0.1000 M; la reacción fue: Ag+
+ SCN−
⎯→ AgSCN(s). Calcular el porcentaje de As2O3 (197.84 g/mol) en la muestra.
R = 5.471 %
32. Una muestra de 4.500 g de un pesticida se descompuso con sodio metálico en alcohol y
el ion cloruro liberado en la solución se tituló usando el método de Mohr con 11.44 mL de
AgNO3 0.1027 M. El blanco realizado consumió 0.53 mL del mismo reactivo. Expresar el
resultado de este análisis en términos de porcentaje de DDT (C14H9Cl5, 354.50 g/mol).
R = 1.765 %
33. Una muestra de 27.73 mg contiene solamente cloruro de hierro (II) (126.75 g/mol) y
cloruro de potasio (74.55 g/mol). Disuelta en agua, la disolución de la muestra requirió
18.49 mL de disolución de nitrato de plata 0.02237 M para la titulación completa de sus
cloruros. Calcule la masa de cloruro de hierro (II) y el porcentaje en masa de hierro (55.85
g/mol) en la muestra.
R = 17.61 mg de FeCl2 y 27.98% de Fe
34. Se disuelve una muestra de 0.410 g de bromuro de potasio (119.01 g/mol) impuro en
25.00 mL de agua y se agregan a la disolución 50.00 mL de nitrato de plata 0.0492 N en
exceso para precipitar todo el ión bromuro presente en la muestra. De acuerdo al método de
Volhard, se requieren 7.50 mL de tiocianato de potasio (KSCN) 0.0600 N para valorar el
exceso de plata. Calcule el porcentaje de pureza de la muestra original.
R = 58.34%
35. Una toma de 0.1719 g de una materia prima determinada que contiene clorato de
magnesio se disuelve y todo el clorato se reduce a cloruro con un reductor adecuado; el
cloruro resultante se titula con una solución de nitrato de plata 0.1020 M, gastándose 15.02
mL de dicha disolución. Calcule el porcentaje de magnesio (24.31 g/mol) en la materia
prima analizada.
R = 10.83%
36. Calcular la concentración de ion plata que resulta de añadir 5.00, 15.00, 25.00, 30.00,
35.00, 39.00, 40.00, 41.00, 45.00 y 50.00 mL de AgNO3 0.05000 M a 50.00 mL de KBr
0.04000 M. Construir una curva de titulación con los valores de pAg en función del
volumen de titulante. Datos: Kps AgBr = 5.0 x 10−13

Guía Nº 8: Métodos gravimétricos
1. Una solución acuosa contiene NaNO3 y KSCN. El ion tiocianato se precipita como
AgSCN por la adición de AgNO3. Después de que se ha agregado un exceso de reactivo
precipitante,
a) ¿cuál es la carga en la superficie de las partículas coloidales coaguladas?
R = Carga positiva
b) ¿cuál es el origen de la carga?
R = Ag+
adsorbido
c) ¿qué iones predominan en la capa de contra ion?
R = NO3
−
2. Escribir una ecuación que muestre cómo se puede convertir la masa de la sustancia que
aparece a la izquierda, en la masa de la sustancia de la derecha:
Buscado Pesado
a) SO3 BaSO4
b) In In2O3
c) CuO Cu2(SCN)2
d) Pb3O4 PbO2
e) Na2B4O7.10H2O B2O3
R = En cada caso usar la expresión del factor gravimétrico correspondiente
3. ¿Qué peso de sulfato de bario, BaSO4 (233.4 g/mol), se podría obtener a partir de 0.200 g
de FeS2 (119.99 g/mol)?
R = 0.778 g
4. Una muestra de 0.5231 g que contiene cloruro, Cl−
(35.45 g/mol) da un precipitado de
cloruro de plata, AgCl (143.32 g/mol) que pesa 0.1156 g. ¿Cuál es el porcentaje en cloruro?
R = 5. 465%
5. Si 0.5000 g de sulfato de magnesio heptahidratado, MgSO4.7H2O (246.4 g/mol) de un
93% de pureza se transforman en pirofosfato de magnesio, ¿cuál es el peso que se obtendría
de Mg2P2O7 (222.6 g/mol)?
R = 0.2100 g
6. A fin de determinar el contenido en azufre, S (32.07 g/mol), de uno de sus minerales, se
tratan 0.350 g del mismo con ácido nítrico concentrado. El ácido sulfúrico formado se
precipita con cloruro de bario obteniéndose 0.425 g de sulfato de bario (233.4 g/mol). ¿Qué
tanto por ciento de azufre contiene el mineral?
R = 16.6%
7. Si 25.00 mL de una disolución de ácido clorhídrico, HCl (36.46 g/mol), se tratan con un
exceso de nitrato de plata, el precipitado obtenido pesa 0.3931 g (AgCl, 143.32 g/mol).
¿Qué peso de ácido clorhídrico estaba presente en los 25.00 mL de la disolución?
R = 0.1000 g

8. ¿Qué volumen de una disolución de cloruro de bario, que contiene 20.00 g de
BaCl2.2H2O (264.37 g/mol) por litro, se necesita para precipitar el sulfato de una muestra
de sulfato de sodio puro, Na2SO4 (142.07 g/mol), de masa 0.6250 g?
R = 58.15 mL
9. Una muestra de 0.354 g que contiene sólo KBr (119.0 g/mol) y NaBr (102.9 g/mol)
fueron tratados con nitrato de plata acuoso hasta que todo el bromuro fue recuperado como
0.632 g de AgBr (187.8 g/mol). ¿Cuál es la fracción de bromuro de sodio en peso en la
muestra original?
R = 83.9%
10. En una muestra de 200.0 mL de agua natural se determinó el contenido de calcio
mediante la precipitación del catión como CaC2O4. El precipitado se filtró, se lavó y se
calcinó en un crisol cuya masa, vacio, fue de 26.6002 g. La masa del crisol más el CaO
(56.077 g/mol) fue de 26.7134 g. Calcular la concentración de Ca (40.078 g/mol) en
gramos por 100 mL de agua.
R = 0.04045 g/100 mL
11. Se analizó un mineral de hierro disolviendo una muestra de 1.1324 g en HCl
concentrado. La solución resultante se diluyó con agua y se precipitó el hierro (III) como el
óxido hidratado Fe2O3.xH2O al agregarle amoniaco. Después de filtrar y lavar el residuo se
calcinó a alta temperatura para producir 0.5394 g de Fe2O3 puro (159.69 g/mol). Calcular:
a) el porcentaje de Fe (55.847 g/mol) y b) el porcentaje de Fe3O4 (231.54 g/mol) en la
muestra.
R = a) 33.32% Fe y b) 46.04% Fe3O4
12. Una muestra de 0.2356 g que sólo contiene NaCl (58.44 g/mol) y BaCl2 (208.23 g/mol)
produjo 0.4637 g de AgCl seco (143.32 g/mol). Calcular el porcentaje de cada compuesto
halogenado en la muestra.
R = 55.01% NaCl; 44.99% BaCl2
13. El tratamiento de 0.4000 g de una muestra impura de cloruro de potasio con un exceso
de nitrato de AgNO3 da como resultado la formación de 0.7332 g de AgCl. Calcular el
porcentaje de KCl en la muestra.
R = 95.35%
14. El aluminio presente en 1.200 g de una muestra impura de sulfato de aluminio y amonio
se precipitó con amoniaco acuoso, como Al2O3 · xH2O hidratado. Se filtró el precipitado y
se calcinó a 1000°C para formar Al2O3 anhidro, cuyo peso fue de 0.1798 g. Expresar los
resultados de este análisis en términos de:
a) % NH4Al(SO4)2 (237.14 g/mol)
R = 69.70%
b) % Al2O3 (101.96 g/mol)
R = 14.98%
c) % Al (26.98 g/mol)
R = 7.930%

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