Quimica Analitica problemas y teoria

1. VOLUMETRÍA

2. Volumetría
• Método de cuantificación
• La cantidad de una analito se
determina de forma indirecta
midiendo el volumen de una
disolución(Titulante) de
concentración conocida, que se
necesita para que reaccione con el
analito.
• Volumen de Solución de Concentración

3. Definiciones:
 Valoración o Titulación:
 Es el proceso de adición
de un volumen Conocido
de la disolución de
concentración conocida
para que reaccione con
el analito.
10 ml
20 ml

4. Requisitos para Volumetría
 La reacción entre el constituyente buscado (analito) y
el reactivo debe ser sencilla.
La reacción debe ser estequiométrica y definida.
La reacción debe de ser rápida (poco tiempo)
La reacción debe ser completa en el momento que se
ha añadido cantidades equivalentes (estequiométrica)
del reactivo.
Se debe de contar con una solución patrón
(concentración conocida) como reactivo valorante.
Se debe de contar con un indicador que señale el
punto final de la valoración(La reacción se a
completado).

5. Tipos de reacciones
Neutralizació
n
Formación de
precipitados
o iones
complejos
Óxido-
Reducción
La reacción
entre un ácido
y una base.
Acidimetría
Alcalimetría
Ag+
+ Cl-1

AgCl (precipitado)
2CN-1
+ Ag+

Ag(CN)2
-1
(ion-complejo)
Implican la
transferencia
de uno o mas
electrones
desde el
agente
reductor al
oxidante

6. Volumetría
 Solución de concentración conocida
Solución Patrón
Direct
a
Preparada
directamente con
un Patrón primario.
Normalidades
exactas 0.1 N
Indirect
a
Preparada
por normalización
mediante reacción
de un Patrón
primario
Patrón
Primario:
•Na2C2O4
Indirecto:
•NaOH (±0.1

7. Características de Patrones
Primarios
• Debe tener una pureza alta y conocida (hay algunos que
cuentan con un certificado)
• Se deben conocer las impurezas que tienen para
determinar que no sean interferencia en la
determinación.
• Deben ser sustancias estables térmicamente para poder
secarlas en una estufa antes de ser usadas.
• Deben ser estables al aire para que no se alteren a la
hora de pesar.
• Debe reaccionar en forma estequiométrica con el analito.
• De preferencia que tengan un peso equivalente alto para
minimizar el error.
• Fácil de adquirir y preferentemente de bajo costo.

8. Patrones Primarios Para Estandarizar
Bases
 Para Estandarizar
Bases:
 Ftalato ácido de potasio, o KHP
(MM=204.221g/mol).
 Sal doble de ácido sulfosalicílico,
(MM=550.64g/mol)
 Ácido benzoico, (MM=122.12g/mol)
 Ácido sulfanílico, (MM=173.19g/mol
Ácido sulfámico,
(MM=173.19g/mol)
 Ácido oxálico, (MM=90.03g/mol)
 Para Estandarizar
Ácidos:
tris(hidroximetil)aminometano o
TRIS (MM=121.135g/mol).
 Carbonato de sodio, Na2CO3
(MM=105.99g/mol)
 ♦ Bórax, (MM=381.37g/mol)

9. Definiciones
 Punto Final
 Cambio brusco de alguna
propiedad por un
indicador
 Indicador
 Permite ver el cambio de
propiedad
 Punto Estequimétrico
 Cuando los equivalentes
del reactivo y la
sustancia buscada son
iguales
Indicadores:
•Naranja de metilo
•Fenoftaleina
•Rojo de metilo
meq NaOH = meq HCl
meq NaOH = meq HCl
(N)(V) NaOH = (N)(V) HCl
(N)(V) NaOH = (N)(V) HCl

10. Indicadores
Métodos visuales Métodos eléctricos
 Reactivo autoindicador: KMnO4
 Indicadores ácido-base: Son
ácidos y bases mas débiles que los
que se usan en la valoración y que
tienen color en una de sus formas.
Se debe elegir el que tenga el
cambio al pH mas cercano al punto
de equivalencia.
 Indicadores Redox: Son sustancias
intensamente coloreadas capaces
de oxidarse o reducirse con un
consecuente cambio de color.
Indicadores de formación de
productos insolubles de color
diferente (Valhard para
 Potenciométrico: Se mide el
cambio de la pH en la solución.
 Conductimétrico: La eliminación
de los iones de una solución por
precipitación o complejación hace
un cambio en la conductancia de la
solución.
 Amperomético: Se mide la
variación de corriente que pasa en
una celda (polarográfica)
 Culombimétrico: Se mide la
cantidad de electricidad necesaria
para completar una reacción de
electrólisis. Los culombios se
relacionan a los equivalentes de

11. Diferentes Indicadores

12. Material volumétrico
Todo
Todo el material de vidrio utilizado
en el laboratorio juega un papel
primordial en cualquier
determinación analítica, por lo que
es de vital importancia considerar
su buen uso, manejo y limpieza;
para asegurar en parte, que el
volumen medido por el material
volumétrico es el indicado y
también para evitar contaminación

13. Material de vidrio
Clasificación
Clasificación por el tipo de material de fabricación
Clasificación por el tipo de material de fabricación
Tipo
Tipo Características
Características
I Material fabricado con vidrio borosilicato:
Subtipo Ia: Bajo coeficiente de expansión
térmica
Subtipo Ib: Alto coeficiente de expansión
térmica
II Material fabricado con vidrio calizo
III Material fabricado con vidrio de baja
transmitancia luminosa.

14. Material de vidrio
Clasificación
Clasificación por su tolerancia: La cual define su exactitud.
Clasificación por su tolerancia: La cual define su exactitud.
Tipo Característica
Tipo I Material para medición de precisión y
aproximada.
Clase A Se consideran los artículos volumétricos de mayor
exactitud
Clase B Son artículos de menor exactitud, ya que la
tolerancia de éstos es el doble que la establecida
para los de clase A.
Clase C Se le llama material para Educación Escolar, se
consideran los artículos volumétricos de menor
exactitud. Solo recomendados para uso escolar.
Tipo II Material para medición aproximada,
como Vasos de precipitado etc.

15. Clasificación por su tolerancia: La cual define su exactitud.
Clasificación por su tolerancia: La cual define su exactitud.

16. Material de vidrio
Clasificación
Tipo Características
Material para
entrega
El material que se calibra durante
su proceso de manufactura, para
transferir una cantidad establecida
de líquido con propiedades
similares de viscosidad y tensión
superficial al agua.
(mantiene una cierta cantidad en
las paredes y en la punta)
Material para
contener
Cuando son llenados a una marca a
la cual fueron calibrados para
contener un volumen determinado.

17. Material de vidrio
¿Cuál es el adecuado?

19. Material de vidrio
Consideraciones generales de
uso
1. Cuando prepare soluciones
en material de vidrio, no las
contenga por tiempo
prolongado, transfiéralas
inmediatamente.
2. Evite poner en contacto con
soluciones de Ac.
Fluorhídrico.
3. Evite mantener soluciones
de álcalis concentradas en el
material de vidrio.
4. Existen dos tipos de
contaminación
1. Positiva
2. Negativa
5. Nunca use el material
volumétrico para almacenar
soluciones.
1. Puede haber incrustaciones
de los iones en las paredes
de vidrio
2. Los vidrios son solubles en
este ácido (forman poros)
3. Ataca al vidrio y arruina las
juntas esmeriladas.
4. Afecta
1. Se disuelven algunos
iones del mismo tipo del
analito usado.
2. Se incrusta en el vidrio
los analitos
5. Muy mala práctica de
laboratorio.

20. Material de vidrio
Uso y Manejo
Menisco

21. Preparación de una
solución

23. Cálculos Volumétricos
 Se basa en la relación cuantitativa entre el
analito y el agente valorante, depende de
la estequiometría de las reacciones
involucradas.
 Si se utiliza la molaridad (M): La
estequiometría se involucra en el cálculo.
 Si se utiliza la normalidad (N): La
estequiometría esta involucrada en la fórmula
de N.

24. Cálculos para valoraciones
Unidades a
utilizar:
Normalidad (N)
L
eq
N 
PE
g
eq 
H
MM
PE
#

OH
MM
PE
#

valencia
MM
PE 

25. Cálculos para valoraciones
L
eq
N  eq
NV 
Si: V = L Si: V = mL
eq
NV  meq
NV 

26. Cálculos para valoraciones
Si es necesario hacer una dilución, como
tendremos la misma cantidad de soluto
meq(1) = meq (2) por lo que
NV
NV )
2
(
)
1
(

Si tenemos una reacción
NaOH + HCl  NaCl + H2O
meq = meq

27. Dilution is the procedure for preparing a less concentrated
solution from a more concentrated solution.
Dilution
Add Solvent
Moles of solute
before dilution (i)
Moles of solute
after dilution (f)
=
MiVi MfVf
=

28. Ejercicio 1
¿Cuántos mL se deben tomar de un ácido 12 N
para preparar 250ml de una nueva disolución
que sea exactamente 0.09 N ?
N(1)V(1) = N(2)V(2)
V= (0.09)(250)/(12)
X = 1.9

29. Ejercicio 2
¿Cuál es la normalidad como ácido de una disoluci
Preparada con 25 ml de HCl 0.08N y 30 ml de
H2SO4 0.11N?
Meq (tot) = Meq (HCl) + Meq (H2SO4)
Meq (HCl) = NV = (0.08)(25) = 2 meq
Meq (H2SO4) = NV = (0.11)(30) = 3.3
meq
Meq (tot) = 2 + 3.3 = 5.3 meq
N
N(sol)
(sol)= Meq(tot) / V(tot) = 5.3/55 = 0.0963 N
0.0963 N

30. Ejercicio 3
Se mezclan las siguientes disoluciones:
50 mL de NaOH 0.145 N, 22 mL H2SO4 0.105N y
40 mL de HCl 0.095 N ¿la solución final es ácida, bá
o neutra?
Meq(NaOH)= (50)(0.145) = 7.25
Meq(H2SO4)= (22)(0.105) = 2.31
Meq(HCl) = (40)(0.095) = 3.8
Meq(tot) = Meq(HCl) + Meq(H2SO4) – Meq (NaOH)
Meq (tot) = 3.8 + 2.31 – 7.25 = -1.14 meq (básico)
N
N(sol)
(sol)= Meq(tot) / V(tot) = 1.14/112 = 0.01 N
0.01 N

31. Valoración de Ácido Débil (25mL, 0.1M) Con Base
Fuerte (NaOH 0.1M)

32. Valoración de Ácido Débil (40mL, 0.1M)
Con Base Fuerte (NaOH 0.1M)
NaOH + HAc  NaAc + H2O +
HAc

33. Agrega lentamente la
base de conc.
desconocida al ácido
HASTA
Que el indicador
cambie de color
Titulación Ác. Débil/B.
Fuerte

34. 1
2
3 4
5
6
Valoración de un Ácido Débil
(HAc 0.1M) con Base Fuerte
(NaOH 0.1M)

35. Punto 1: puro HAc 0.1M (50
mL)
HAc  H+
+ Ac-
[H+
]= VKa [ácido]
= V(1.8X10-5
)(0.1)
= 1.34 X 10–3
pH = 2.87
1
1

36. Punto 2: 1 mL de NaOH
0.1 M
NaOH + HAc  NaAc + H2O +
HAc
0.1mmol 5mmol 0.1mmol 0.1mmol
4.9meq
Amortiguador:
[H+
] = Ka[ácido]/[sal]
= (1.8X10-5
)(0.096)/(1.96X10
= 8.816X10-4
pH= 3.05
2
Considerando V= 51
mL 1.96x10-3
M
0.096M
2

37. Punto 2: 1 mL de NaOH 0.1 M
NaOH + HAc  NaAc + H2O +
HAc
0.1mmol 5mmol 0.1mmol
4.9mmol
Amortiguador:
pH = pKa + log [NaAC] / [HAc]
= 4.74 + log(1.96X10-3
)/(0.096)
pH = 3.05
2
Considerando V= 51
mL 1.96x10-3
M
0.096M
2

38. Punto 3: 10 mL de NaOH 0.1
M
NaOH + HAc  NaAc + H2O +
HAc
1mmol 5mmol 1mmol
4mmol
Amortiguador:
[H+
] = Ka[ácido]/[sal]
= (1.8X10-5
)(0.0666)/
(0.0166)
= 7.2X10-5
pH= 4.14
3
Considerando V= 60
mL 0.0166 M 0.0666M

39. Punto 4: 25 mL de NaOH
0.1 M
Punto de SEMIVALORACIÓN
NaOH + HAc  NaAc + H2O +
HAc
2.5mmol 5mmol 2.5mmol
2.5mmol
Amortiguador:
[H+
] = Ka[ácido]/[sal]
= (1.8X10-5
)(2.5)/(2.5)
= 1.8X10-5
pH = 4.744 = pKa
4
0.0333 M
0.0333M
Considerando V= 75
mL

40. Punto 5: Punto
Estequiométrico 50 mL de
NaOH 0.1 M
NaOH + HAc  NaAc + H2O
5mmol 5mmol 5mmol
Hidrólisis:
[OH-
] = VKw[sal]/Ka
= V(1X10-14
)(5/100)/(1.8X10-5
)
= 5.27X10-6
pOH= 5.278 pH=8.72
5

41. Punto 6: 60 mL de NaOH
0.1N
NaOH + HAc  NaAc + H2O +
NaOH
6mmol 5mmol 5mmol
1mmol
Depende de la Base:
[OH-
] = (1/110)
= 0.00909
pOH= 2.04 pH=11.96
6

42. Calculo de molaridades de
titulaciones.
1.Plantear la ecuación
2.Buscar la relación estequiométrica
3.Hacer el calculo.
Una alícuota de 50 mL de ácido
clorhídrico requirió 29.71 mL de NaOH
0.01963M para alcanzar el punto final
señalado con el indicador verde de
bromocresol. Calcula la molaridad del
HCL

43. Una alícuota de 50 mL de ácido clorhídrico requirió 29.71
mL de NaOH 0.01963M para alcanzar el punto final
señalado con el indicador verde de bromocresol. Calcula la
molaridad del HCL
1. HCl(ac) + NaOH(ac)  Na+
(ac) + Cl1-
(ac) + H2O
2. Relación estequiométrica
3. Calculo:
NaOH
mmol
HCl
mmol
trica
estequiomé
lación
1
1

Re
  
HCl
NaOH
NaOH
HCl
NaOH
NaOH
HCl
HCl
V
NaOH
mmol
HCl
mmol
M
V
M
V
M
V
M










1
1

44. Una alícuota de 50 mL de ácido clorhídrico, requirió 29.71 mL de
Ba(OH)2 0.01963M (171.34g/mol) para alcanzar el punto final con el
indicador verde de bromocresol. Calcula la molaridad del HCL
1. 2HCl(ac) + Ba(OH)2(ac)  BaCl2(ac) + 2H2O
2. Relación estequiométrica
3. Calculo:
 2
1
2
OH
Ba
mmol
HCl
mmol
trica
estequiomé
lación 
Re
  
 
HCl
HCl
HCl
OH
Ba
OH
Ba
HCl
OH
Ba
OH
Ba
HCl
HCl
M
mL
OH
Ba
mmol
HCl
mmol
mL
mL
OH
mmolBa
M
V
OH
Ba
mmol
HCl
mmol
M
V
M
V
M
V
M
023328
.
0
50
)
(
1
2
71
.
29
)
(
01963
.
0
)
(
1
2
2
2
2
2
)
(
2
)
(
2
)
(
2
)
(



























Ej 13.4

45. Una alícuota de 50 mL de ácido clorhídrico, requirió 29.71 mL de
Ba(OH)2 0.01963M para alcanzar el punto final del indicador verde de
bromocresol. Calcula la molaridad del HCL
1. 2HCl(ac) + Ba(OH)2(ac)  BaCl2(ac) + 2H2O
2. Relación estequiométrica
3. Calculo:
 2
1
2
OH
Ba
mmol
HCl
mmol
trica
estequiomé
lación 
Re
M
OH
Ba
mmol
HCl
mmol
mL
OH
Ba
mmol
HCl
mL
OH
Ba
mL
mL
HCl
mmol
M
Dato
Incongnita
HCl 023328
.
0
)
(
1
2
1
)
(
01963
.
0
50
)
(
71
.
29
2
2
2























46. M
O
C
Na
mmol
KMnO
mmol
O
C
Na
g
O
C
Na
mmol
KMnO
mL
O
C
Na
g
mL
KMnO
mmol
M
Dato
Incongnita
KMnO 01462
.
0
5
2
134
.
0
1
31
.
43
2121
.
0
4
2
2
4
4
2
2
4
2
2
4
4
2
2
4
4 





















Para la valoración MnO4
1- se pesaron 0.2121g de Na2C2O4 puro
(MM=134.00 g/mol) requiere de 43.31 mL de KMnO4. ¿Cuál es la MKMnO4?
1. 2MnO4
1-
(ac) + 5C2O4
-2 + 16H+ 2Mn+2
(ac) + 10CO2 + 8H2O
2. Relación estequiométrica
3. Calculo: 4
2
2
4
5
2
O
C
Na
mmol
KMnO
mmol
trica
estequiomé
lación 
Re
Ej 13.5

47. Fe
Muestra
g
Fe
g
Fe
Fe
g
Fe
mmol
Fe
g
KMnO
mmol
Fe
mmol
mL
KMnO
mmol
mL
gFe
Dato
Incongnita
Muestra
g
Fe
g
Fe
KMnO
KMnO
%
77
.
36
100
8040
.
0
2956
.
0
%
2956
.
0
1
055847
.
0
1
5
1
02242
.
0
22
.
47
100
%
4
4
2
4
4
4
2





























Una Muestra de 0.8040g de mineral de hierro se disuelve en ácido.
Después se reduce a Fe+2 y este se valora con 47.11 mL de soln. De
KMnO4 0.02242M. Calcule a) % Fe (MA = 55.847 g/mol)
1. MnO4
1-
(ac) + 5 Fe+2 + 8H+ Mn+2
(ac) + 5 Fe+3 + 4H2O
2. Relación estequiométrica
3. Calculo:
4
2
1
5
KMnO
mmol
Fe
mmol
trica
estequiomé
lación


Re
Ej 13.6

48. Titulación directa:
El reactivo titulante se adiciona al analito
hasta que la reacción se completa.
2HCl(ac) + Ba(OH)2(ac)  BaCl2(ac) + 2H2O
2MnO4
1-
(ac) + 5C2O4
-2
+ 16H+
 2Mn+2
(ac) + 10CO2 +
8H2O
MnO4
1-
(ac) + 5 Fe+2
+ 8H+
 Mn+2
(ac) + 5 Fe+3
+ 4H2O
Titulación por retroceso:
Se agrega un cantidad conocida de
sustancia que reaccione con al analito y
entonces se utiliza el (Titulante) para
determinar lo que no reacciono de la
sustancia con el analito.

49.  Cuando el punto final que se observa
en ellas es más nítido que en las
titulaciones directas
 Cuando el exceso del primer reactivo
es necesario para que ocurra una
reacción completa con el analito.
Cuándo usar titulación
por retroceso?

50. El fósforo de una muestra de 4.258 g de fertilizante se convirtió en PO4
3- y se precipitó
como Ag3PO4 mediante la adición de 50 mL de AgNO3 0.0820 M. El exceso de AgNO3 se
valoró por retroceso con 4.86 mL de KSCN 0.0625 M. Calcule el % P2O5
1. P2O5 + 9 H2O  2 PO4
-3
(ac) + 6H3O+
2 PO4
-3
(ac) + 6 Ag+  2 Ag3PO4(s)
Retroceso: Ag+ (exceso) + SCN1-  AgSCN(s)
2. Relaciones estequiométricas


Ag
mmol
O
P
mmol
trica
estequiomé
lación
6
1 5
2
Re
Ej 13.8


 1
1
1
SCN
mmol
Ag
mmol
trica
estequiomé
lación
Re
Ag+
(reacciono con PO4
-3
) = Ag+
(total) – Ag+
(valorada)

51. El fósforo de una muestra de 4.258 g de fertilizante se convirtió en PO4
3- y se
precipitó como Ag3PO4 mediante la adición de 50 mL de AgNO3 0.0820 M. El exceso
de AgNO3 se valoró por retroceso con 4.86 mL de KSCN 0.0625 M. Calcule el % P2O5


Ag
mmol
O
P
mmol
trica
estequiomé
lación
6
1 5
2
Re
Ej 13.8


 1
1
1
SCN
mmol
Ag
mmol
trica
estequiomé
lación
Re
Ag+
(reacciono con PO4
-3
) = Ag+
(total) – Ag+
(valorada)
100
% 5
2
5
2 

Muestra
g
O
P
g
O
P
)
(
10
.
4
1
082
.
0
50
)
( 3
3
3
3 total
AgNO
mmol
AgNO
mL
AgNO
mmol
AgNO
mL
total
Ag 



)
(
303
.
0
1
1
1
0625
.
0
860
.
4
)
( 3
3
valorada
AgNO
mmol
KSCN
mmol
AgNO
mmol
KSCN
mL
KSCN
mmol
KSCN
mL
valorada
Ag 




Ag+
(reacciono con PO4
-3
) = 4.10 Ag+
(total) – 0.303 Ag+
(valorada) = 3.8
mmol

52. El fósforo de una muestra de 4.258 g de fertilizante se convirtió en PO4
3- y se
precipitó como Ag3PO4 mediante la adición de 50 mL de AgNO3 0.0820 M. El exceso
de AgNO3 se valoró por retroceso con 4.86 mL de KSCN 0.0625 M. Calcule el % P2O5


Ag
mmol
O
P
mmol
trica
estequiomé
lación
6
1 5
2
Re
Ej 13.8
100
% 5
2
5
2 

Muestra
g
O
P
g
O
P
Ag+
(reacciono con PO4
-3
) = 4.10 Ag+
(total) – 0.2538 Ag+
(valorada) = 3.8
mmol
5
2
5
2
5
2
3
5
2
3
5
2 090
.
0
1
1419
.
0
6
1
8462
.
3 O
P
g
O
P
mmol
O
P
g
AgNO
mmol
O
P
mmol
AgNO
mmol
O
P
g 



5
2
5
2
5
2 %
11
.
2
100
258
.
4
090
.
0
% O
P
Muestra
g
O
P
g
O
P 



53. Cálculos Volumétricos
 Para titulaciones ácido-base la
estequiometría se relaciona con el número
de protones (H+) transferidos entre el ácido
y la base. base
de
moles
base
de
mol
aceptados
H
de
moles
ácido
de
moles
ácido
de
mol
donados
H
de
moles





A
de
g
trica
estequiomé
lación
MM
V
M A
b
b



Re
Relación estequiométrica:
Si es ácido: # H+
Si es báse: #
OH-

54. Ejemplo:
Para que una muestra de 50.00 mL de una bebida cítrica
alcance el punto final de la fenoftaleína, se requieren 17.62 mL
de NaOH 0.04166 M. Exprese la acidez de la muestra en
términos de gramos de ácido cítrico(MM= 192.13) por 100 mL
cítrico
ácido
de
g
mol
g
L
M b
b
04701
.
0
3
)
/
13
.
192
(
)
01762
.
0
(
)
04166
.
0
(



Ac. Cítrico (C6H8O7) es triprótico ya que se utilizó feneftaleína
como indicador entonces se neutralizan los 3 protones
Por lo que : mol de ác. Cítrico = 3 x moles de NaOH
trica
estequiomé
Rel
cítrico
ácido
MM
V
M
cítrico
ácido
de
g b
b 

 cítrico
ácido
de
g
cítrico
ácido
MM
V
M b
b



3
Como son los g de ác. Cítrico en 50 mL de muestra => 0.09402 g /
100 mL

55. Cálculos Volumétricos
 Para cuando se utiliza la concentración expresada en
unidades de Normalidad (N)
 Si una sustancia “A” requiere cierto número de mL de
una solución “S” de normalidad conocida (N).
 meqA = meqS y meqS = mLs x Ns
 Trabajamos con mL por lo que debemos trabajar con
meq y serán de la sustancia “A” [eq = g/Peq*
1Pe/1000 mPeq, de donde meqA=g/mPeq)
 Tenemos: gramosA = mLS x Ns x mPeqA
 Expresándolo en % peso
A
de
peso
Muestra
de
peso
mPeq
N
mL A
S
S
%
100 




56. Ejemplo:
Una muestra de soda comercial (Na2CO3 impuro) se titula
con H2SO4 0.5000N. Si la muestra pesa 1.1000g y requiere
35.00 mL del ácido para neutralización completa.¿Cuál es
el porcentaje de Na2CO3 (MM=106) en la sosa comercial?
0530
.
0
1000
2
106
1000
3
2
3
2 


Valencia
CO
Na
MM
meq CO
Na
3
2
3
2
%
32
.
84
100
1000
.
1
0530
.
0
500
.
0
35
CO
Na
de
peso
g
N
mL CO
Na
S
S




A
de
peso
Muestra
de
peso
mPeq
N
mL A
S
S
%
100 




57. 50 ml de muestra se titularon con AgNO3 0.01 M y el punto final indicado
por el K CrO se alcanzó con 4.0 ml. Calcule la concentración de Cl-
en
Método de Mohr

58. Se pesaron 0.40g de un antiácido a la cual se
añadió un exceso de HCl, 10ml de una
concentración 0.5M. La cantidad del acido que no
reacciono con el NaHCO3 se determino titulando
por retroceso con NaOH 0.5M, alcanzando el punto
de equivalencia con 5ml.
Determine el %p/p de NaHCO3. (MM del 84.00)

59. Valoraciones mas usadas
 Argentometría
 Titulante AgNO3
 Método de Mohr
 Indicador Ión cromato Na2CrO4
 CrO4
-2 + Ag+ Rojo ladrillo
 Usado para Cl1-, Br1- y CN1-
 Método de Fajans
 Indicador de adsorción (compuesto orgánico que se
adsorbe sobre el precipitado formado) Fluoresceína
 Fluoresceína + AgCl(s)  Rojo intenso
 Método de Volhard
 Indicador Fe+3
 Titulante SCN1- en medio ácido.
 Fe+3 + SCN1-(exceso)  Rojo sangre
 Valora Ag+

60.  Ac-Base
 Alaclimetría
 Acidimetría
 Método de Kjeldahl
 Determinación de Nitrógeno (proteinas, etc).
 Transformación a NH3 y valoración con un
ácido fuerte.
 Método de Winkler
 Determina Carbonatos/hidróxidos
 Determina Acidos grasos
Valoraciones mas usadas

61. Ejercicios del Libro de
texto
 Cap. 8
 Valoración con patrón:14, 16
 Curvas de titulación: 18, 20
 Determinaciones cuantitativas: 23, 24
 Valoración por retroceso: 25 y26
 Mezclas: 28,30