• Author / Uploaded
• Juan Gómez

Citation preview

ANÁLISIS GRAVIMÉTRICO Ejercicio 1

Se pesó 0,6223 g de una muestra de mineral. Posterior a un pre-tratamiento se precipitó en CdSO4 (MM=208,47 g/mol). El precipitado se lavó, secó y se encontró que pesaba 0,5320 g. Calcular el porcentaje de cadmio en la muestra. Solución

El enunciado nos proporciona los siguientes datos: Masa mineral = 0,6223 g Masa CdSO4 = 0,5320 g Para calcular el porcentaje % de cadmio (Cd) en la muestra, inicialmente se debe calcular el número de moles de Cd producido (CdSO 4).

nCdSO4 = 2,408 x 10-3 mol Sabemos, que el número de moles de Cd en la muestra es igual al número de moles de CdSO 4, es decir:

Teniendo la masa Cd, el porcentaje se puede expresar de la siguiente manera:

Porcentaje (%) Cd=43 % El porcentaje de Cd en la muestra mineral es de 43%. Ejercicio 2

El hidróxido de magnesio Mg(OH)2 se puede obtener mediante la siguiente reacción: Mg2+ + 2 HCO3- + 2 Ca(OH)2 → 2 CaCO3- + Mg(OH)2 + 2 H2O Una muestra de 300 mL de agua mineral se le determino el contenido de magnesio mediante la precipitación del catión como Mg(OH)2. El precipitado se filtró, se lavó y se calcinó en un crisol, obteniendo como producto MgO.

Mg(OH)2 Δ → MgO La masa del crisol sin muestra fue de 25,9004 g y posterior a la calcinación la masa del crisol más MgO fue de 26,0320 g. Calcular la concentración de magnesio (Mg) en la muestra de agua mineral, expresada en unidades de gramos por 100 mL de H2O. Solución

Inicialmente se debe establecer la cantidad de MgO que se formó, sabemos: masa (g)MgO = (masa del crisol+muestra)−(Masa crisol vacío) masa (g)MgO = 26,0320 g−25,9004 g masa (g)MgO = 0,1316 g El número de moles de Mg en la muestra de agua mineral es igual al número de moles de MgO, es decir:

Debo saber que, los gramos de magnesio determinados (0,07936 g), corresponden a la cantidad de analito presentes en 300 mL de agua mineral. Como nos piden expresar la concentración en gramos/100 mL, tenemos:

Por regla de tres simple:

Ejercicio 3

¿Qué masa de Mg(IO3)2 puede ser formada a partir de 0,520 g de MgSO 4 x 5H2O? Solución

Inicialmente debemos establecer la relación molar que existe entre el MgSO4 x 5H2O y Mg(IO3)2. Para ello escribimos la ecuación balanceada del producto de precipitación. MgSO4 x 5H2O + 2KIO3 → Mg(IO3)2 + 5H2O + K2SO4

La relación molar es: MgSO4 x 5H2O∶ Mg(IO3)2 1 ∶ 1 Sabemos, por la estequiometria que el número de moles de MgSO 4 x 5H2O es igual al número de moles de Mg(IO3)2. Así que a partir de la masa inicial de MgSO 4 x 5H2O se calcularan las moles.

Por lo tanto, teniendo las moles de Mg(IO 3)2 y con la masa molar (MM=374,08 g/mol) podremos determinar la cantidad de compuesto que se formará.

Debo saber que, la relación molar la establecemos de la ecuación balanceada. Ejemplo: 2 NaOH + 1 CO2 → 1 Na2CO3 + 1 H2O Relación Molar de los reactivos es: NaOH : CO2

2 : 1 Ejercicio 4

0,2107 g de muestra que contiene nitrógeno amoniacal se le realizó un tratamiento con ácido cloroplatínico; como producto de reacción se obtuvo el cloroplatinato de amonio, según la siguiente reacción:

El precipitado se descompone por calcinación, produciendo platino metálico y productos gaseosos:

Calcular el porcentaje de amoníaco si se produjo 0,5679 g de platino. Solución

Inicialmente debemos establecer la relación molar que existe entre el platino (Pt) y el amoniaco (NH)3. La relación molar es:

Pt ∶ NH3 1∶2 Así que, para determinar el porcentaje % de amoníaco (NH3), primero debemos calcular el número de moles de Pt en la muestra y posteriormente con la relación estequiométrica calcular las moles de NH3.

Sabiendo que la relación molar Pt : NH3 es 1:2 respectivamente tenemos:

Por lo tanto, teniendo las moles de NH 3 y con la masa molar (MM = 17,023 g/mol) determinamos la cantidad de compuesto que se formó.

Finalmente, teniendo la masa NH3, el porcentaje se puede expresar de la siguiente manera:

Porcentaje (%) NH3 = 47 % Ejercicio 5

¿Qué masa de KIO3 se necesita para convertir el CuSO4 x 5H2O en 0,289 g de Cu (IO3)2? Solución

Inicialmente debemos establecer la relación molar que existe entre el CuSO4 x 5H2O, KIO3 y Cu(IO3)2. Para ello escribimos la ecuación balanceada del producto de precipitación. CuSO4 x 5H2O + 2KIO3 → Cu (IO3)2 + 5H2O + K2SO4 La relación molar es: CuSO4 x 5H2O ∶ Cu(IO3)2 1 ∶ 1 Cu(IO3)2 : KIO3 1∶2

Así que, para determinar la cantidad de KIO3 que se necesita para producir 0,289 g de Cu(IO3)2, debemos calcular el número de moles de Cu(IO3)2 producidos y posteriormente con la relación estequiometrica calcular las moles de KIO3

Sabiendo que la relación molar KIO3: Cu(IO3)2 es 2:1 respectivamente tenemos:

Finalmente, teniendo las moles de KIO3 y con la masa molar (MM =214,001 g/mol) determinamos la cantidad de agente precipitante que debemos agregar para formar los 0,289 g de Cu(IO3)2.

Se debe agregar 0,299 g de KIO3. Ejercicio 6

Una muestra de 2,56 g que contiene yodo y otros haluros fue tratada con un exceso de bromo (Br2) para convertir el yodo en yodato (IO3-).

El exceso de bromo (Br2) se eliminó por ebullición y después se agregó un exceso de iones bario (Ba2+) para precipitar IO3- y se obtuvo 0,0895 g de yodato de bario Ba(IO 3)2

Expresar los resultados de este análisis como porcentaje de yoduro de sodio (NaI). Solución

Lo primero que debemos hacer, es establecer la relación molar que existe entre el yodato de bario Ba(IO3)2, el yodato (IO3-) y el yoduro (I-). La relación molar es: 𝐁𝐚(𝐈𝐎𝟑)𝟐 : IO3-

1:2 IO3- : I1:1

Por lo tanto, para determinar el porcentaje % de amoníaco (NaI), primero debemos calcular el número de moles de Ba(IO3)2 en la muestra y posteriormente con la relación estequiométrica calcular las moles de IO3- y I-.

Sabiendo que la relación molar Ba(IO3)2 : IO3- es 1:2 respectivamente tenemos:

Así mismo, tenemos que el número de moles de IO 3- es igual al número de moles de I-, es decir:

Por lo tanto, la masa del yoduro de sodio la podemos determinar con las moles de I- (moles de I=NaI) y la masa molar de NaI (MM= 149,88 g/mol).

Finalmente, teniendo la masa NaI, el porcentaje se puede expresar de la siguiente manera:

Ejercicio 7

El mineral Bauxita es una de las fuentes más importantes para la obtención aluminio (Al). Una muestra de 1,350 g de mineral se trituró y se lavó con una solución caliente de hidróxido de sodio (NaOH), en este primer proceso de digestión el NaOH disuelve los minerales de aluminio tal como se muestra en la reacción.

Posteriormente la solución de Al(OH)4-, se precipitó de forma controlada para formar hidróxido de aluminio Al(OH)3 puro. El precipitado fue filtrado y calcinado a 1050 ºC para producir Al 2O3 anhidro, el cual pesó 0.3007 g. 2 Al(OH)3 Δ→ Al2O3 + 3 H2O Exprese el resultado de este análisis en términos de % Al

Solución

El enunciado nos proporciona los siguientes datos: Masa mineral = 1,350 g Masa Al2O3 = 0,3007 g A) Para calcular el porcentaje % de Aluminio (Al) en el mineral, inicialmente se debe calcular el número de moles de Al producido (Al2O3).

Sabemos, por la relación estequiométrica que: Al2O3: Al 1: 2 Así que el número de moles de Al en la muestra es:

Por lo tanto, la masa del aluminio (Al) en la muestra la podemos determinar con las moles de Al determinadas con anterioridad y la masa molar (M.M= 26,98 g/mol)

Finalmente, teniendo la masa del Al, el porcentaje se puede expresar de la siguiente manera:

El porcentaje de Al en la muestra mineral Bauxita es de 11,79 %.

BIBLIOGRAFÍA

Douglas A. Skoog (2015); Fundamentos de Química Analítica (9a. ed), México, D.F. Cengage Learning.