Taller No. 1 Analitica
8. Calcule el número de milimoles de la especie indicada en: (a) 57 mg de P2O5 Masa atómica de P2O5 P = 30,97 g/mol * 2
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- Robin Angel Romero
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8. Calcule el número de milimoles de la especie indicada en: (a) 57 mg de P2O5 Masa atómica de P2O5 P = 30,97 g/mol * 2 = 61,94 g/mol O = 16 g/mol * 5 = 80 g/mol P2O5 = 141,94 g/mol
Un mol de P2O5 tiene 141,94 g de P2O5. Un milimol contiene 0,14194 g de P2O5.
El número de milimoles de
en 57 mg de este es:
b) 12,92 g de CO2 C = 12,01 g/mol * 1 = 12,01 g/mol O = 16 g/mol * 2 = 32 g/mol CO2 = 44,01 g/mol Un mol de CO2 tiene 44,01 g CO2, entonces 1 mmol CO2 = 0,044 g CO2 Usando factor de conversión tenemos:
El número de milimoles de (c) 40 g de
en 12,92 g de este es:
(a) 4,76 pH = 4,76 [ [
[
]
]
[
]
]
M
La concentración de [H3O+] es 1,74 * 10-5 M. (b) 4.58 pH = 4,58 [ ] [ ] [ ] [ ] M La concentración de [H3O+] es 2,63*10-5 M. (c) 0.52 pH = 0,52 [ ] [ ] [ ] [H3O+] = La concentración de [H3O+] es (d) 13,62 pH = 13,62 [ ] [ ] [ ] [H3O+] =
.
La concentración de [H3O+] es (e) 7,32 pH = 7,32 [
Peso molecular del (
(
El número de milimoles de
]
La concentración de [H3O+] es (f) 5.76
) en
de este es:
(d) 850 mg de MgNH4PO4 Mg N H P O
[
[ ] [H3O+] = 4,79
)
) (
]
= 24,312 g/mol * (1) = 24,312 g/mol = 14,006 g/mol * (1) = 14,006 g/mol = 1,0079 g/mol * (4) = 4,0316 g/mol = 30,973 g/mol * (1) = 30,973 g/mol = 15,999 g/mol * (4) = 63,996 g/mol MgNH4PO4 = 137,3186 g/mol
[ [ [
]
[
]
] ]
La concentración de [H3O+] es (g) -0,31
[ [
[
] ]
]
[
[ [ en
de este es:
16. Calcule la concentración molar del ion H3O+ de una disolución que tiene un pH de:
[ [
.
]
La concentración de [H3O+] es (h) -0,52
El número de milimoles de
.
.
]
] ] ]
La concentración de [H3O+] es
.
22. Se prepara una solución disolviendo 1210 mg K3Fe(CN)6 (329,2 g/mol) suficiente para obtener 775 mL. Calcule: (a) La concentración molar analítica de K3Fe(CN)6. Convertimos las unidades para facilitar la resolución del ejercicio: ( ) ( ) ( ) ( ) Encontramos el número de moles de (
( )
(
)
(
(e) Las milimoles de
en 50,0 mL de esta disolución. ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( )
) :
(
(
)
)
) (
)
(
) (
)
Calculamos la concentración molar analítica: Las milimoles de (
)
en 50,0 mL de esta disolución son (
(f) Las partes por millón de (
La concentración molar analítica de K3Fe(CN)6 es 4,
)
(
) (
+
(b) La concentración molar de K Primero calculamos los gramos de K: (
( ( (
) (
)( )
(
( ( Si ppm = mg/L
)
(
Luego, calculamos la concentración molar de K (
) )
) (
+
)
(
Gramos de
Moles de
)
(
)
(
) : (
(
)
( (
[
(
(
)
(
)
(
)
(
(
)
) :
)
)
)
(
.
) de la solución.
Primero calculamos los números de moles de (
)
Volumen de la Solución = 775 mL
(
)
Luego se calcula la molaridad.
(
Entonces, p ( ) ( ) El p ( ) de la solución es 2,32.
Reemplazando en la ecuación: .
) (
)
(
) . ( ) ( )
) (
)
)
]
El pK de la solución es
(
)
El porcentaje peso - volumen de K3Fe (CN)6 es
(
]
(h) El p
) )
La concentración molar de ( ) es (d) Calcular el porcentaje peso - volumen de K3Fe (CN)6. Calculamos los gramos: (
)
)
778 mg
)
1003,87 ppm
[
( Concentración molar de
(
)
)
(
en la solución: ( ) ( )
)
)
(
)
(g) El pK de la solución. Datos 1,210 g de K3Fe(CN)6 V = 775 mL = 0,775 L Primero se calcula el número de moles de K+ ( ) ( ) ( )
+
La concentración molar de K es (c) Calcule la concentración molar de Peso atómico de ( ) Fe = 55 g/mol C= 12 g/mol N= 14 g/mol CN= 26 g/mol x 6 = 156 g/mol 156 g/mol + 55 g/mol = 211 g/mol Peso atómico de Fe(CN)6 = 211g
(
) ( )
)
28. Describa la preparación de 900 mL de HNO3 3 M, a partir del reactivo comercial que es HNO3 al 70,5% ( )con densidad relativa de 1,42. Calculamos el peso molecular del HNO3 (
)
( )
(
) ( )
(
) ( )
Obtenemos la molaridad del reactivo concentrado
El número de moles necesario de
Moles actuales de HgNO3 = 0,100 L x 0,5151 mol/L = 0,05151 mol de HgNO3 actuales. Al ver esto nos damos cuenta que el HgNO3 es el reactivo en exceso entonces: Moles en exceso de HgNO3 = 0,05151 mol – 0,02817 mol = 0,02334 mol Tenemos que el volumen total de la mezcla es 0,125 L por tanto la Molaridad es:
37. ¿Qué volumen de 0,01 M se requeriría para precipitar todo el en 200 mL de una solución que contenga 24,32 ppm de KI?
viene dado por:
Por último, para obtener el volumen del reactivo concentrado:
Es decir, que debemos diluir 170 mL del reactivo comercial hasta llegar a 900 mL de disolución. 34. Se mezclan 25 mL de una solución de Na3PO4 0,3757 M con 100 mL de HgNO3 0,5151 M. (a) ¿Qué masa de Hg3PO4 se forma? Calculamos las cantidades iniciales de los reactivos nNa3PO4 =
nHgNO3 =
El volumen de 0,01 M se requeriría para precipitar todo el en 200 mL de una solución que contenga 24,32 ppm de KI es Ejercicio 4.10. Calcule el número de milimoles de soluto en: 175 mL de 0,320 M HClO4 Para calcular los milimoles de HClO4 en la disolución, primero calculamos cuantos L hay en 175 mL: Ahora calculamos los milimoles de HClO4 en 0,175 L:
Teniendo en cuenta la reacción 3HgNO3 + Na3PO4 Hg3PO4 + 3NaNO3 Vemos que el reactivo límite es Na3PO4, por tanto la formación de Hg3PO4 está limitada por la cantidad de Na3PO4 disponible, sabiendo que 1 mol de Na3PO4 produce 1 mol de Hg3PO4, la masa de Hg3PO4 (696,74 g/mol) que se forma será:
En 175 mL hay 56 milimoles de HClO4. 15,0 L de 8,05x10-3 M K2CrO4 Calculamos los milimoles de K2CrO4 en la disolución de 15,0 L:
La masa de Hg3PO4 que se forma es 6,54239 g. (b) ¿Cuál es la molaridad de la especie que no reacciona al completarse la reacción? Ecuación balanceada Na3PO4 + 3HgNO3 Hg3PO4 + 3NaNO3 Calculamos las moles de Na3PO4 usando la formula moles= M *L Moles de Na3PO4 = 0,025 L * 0,3757 mol/L = 9,39 mol * de Na3PO4 Entonces como la razón estequiométrica de la reacción es 1:3 hallamos las moles de HgNO3 necesarias para realizar la reacción. Moles de HgNO3 necesarias = 9,39 mol * *(3) = 0,02817 mol de HgNO3 necesarias.
En 15,0 L de disolución hay 120,75 milimoles de K2CrO4. 5,00 L de una solución acuosa que contiene 6,75 ppm de AgNO3 Debido a que la solución está muy diluida suponemos que tiene una densidad aproximada de 1 g/mL, entonces, tenemos que 1 ppm = 1 mg/L. Calculamos el número de moles de AgNO3 que hay en un litro de disolución:
Quimica Analítica Ingeniería Quimica Ahora, calculamos los milimoles de AgNO3 en los 5,00 L de disolución: [
]
= -0.49
H+ Cl- y Zn2+ en una solución que es 0.600M en HCl y 0.101M EN ZnCl2 En 5,00 L de disolución hay 0,2 milimoles de AgNO3. 851 mL de 0,0200 M KOH Calculamos cuantos L hay en 851 mL:
=
X
= [
=
Ahora calculamos los milimoles de KOH en 0,851 L:
X
=
= En 851 mL hay 17,02 milimoles de KOH. Ejercicio 4.15 Calcule el valor de p de cada uno de los iones indicados en los párrafos siguientes: Na+, Cl- y OH- en una solución de NaCl 0.0335M y NaOH 0.0503M =
X
=
X
=
La concentración molar de
= 0.096 =
en la solución es = [ ]
X
= [
=
X
]
]
=
La concentración molar de
en la solución es = [
=1.077 =
X
] =
[
]
Cu2+, Zn2+ y NO3 en una solución que es 4.78 Cu(NO3)2 y 0.104M en Zn(NO3)2
=1.47
=
(
)
X
(
[ =
X
= = [
]
=
=1.3 Ba2+, Mn2+ y Cl- en una solución de BaCl2 MnCl2 1.54M =
My
X ]
=2.12 X [
X
La concentración molar de
( )
X
=
) (
]
[ K+, OH- y Fe( ) K4Fe(CN)6 y 4.12
]
en solución que es 2.62 en KOH (
)
en
X
(
= X = La concentración molar de K+ en la solución es:
= X
= en la solución es
=
)
=
= -0.19
=
X
(
=
)
]
La concentración molar de NO3 en la solución es:
=
=
)
=
[
=
(
M en
[
]
)
=
Quimica Analítica Ingeniería Quimica
=
X
= [
(
)
(
= (
] )
(
X
)
=
)
(
[ ( ) H , Ba y Cl en una solución que es 3.35 Ba(ClO4)2 y 6.75 M en HClO4. +
) (
)
]
2+
=
X
en Luego despejamos #moles de la formula M=#moles /L y nos queda que #moles=M*L Teniendo en cuenta que 500 mL es igual 0.5 L, reemplazamos en la formula
= [
pK y pCl del suero humano. El pK y el pCl se calculan mediante el logaritmo negativo de las concentraciones molares de los iones K+ y Cl-. Asi: pK = - log [K+] = - log [0,0046] = 2,337 pCl = - log [Cl-] = - log [0,1029] = 0,987 Ejercicio 4.25 Describa la preparación de: 500 mL de etanol (C2H5OH, 46.1 g/mol) en solución acuosa al 4.75% (p/v) Primero hallamos la molaridad de la solución partiendo de su fracción de concentración
]
= 3.17 (
=
)
X
(
=
)
[
]
X
=
= 3.47 = (
=
)
La concentración molar de
X
(
)
=
en la solución es:
Ahora el resultado anterior lo multiplicamos por el peso molecular del etanol y obtenemos que: =23.74 g R/ se debe disolver 23.74 g en agua y diluir hasta completar 500mL de solución. 500g de una solución acuosa de etanol (C2H5OH, 46.1 g/mol) al 4.75% (p/p) Primero hallamos la molaridad de la solución partiendo de su fracción de concentración
Luego despejamos #moles de la formula M=#moles /L y nos queda que #moles=M*L
+ [ ] = 2.87 Ejercicio 4.20 El suero sanguíneo humano contiene en promedio 18 mg de K+ y 365 mg de Cl- en 100 mL. Calcúlese: La concentración molar para cada una de estas especies; considere que la densidad del suero es 1.00 g/mL. Inicialmente debemos convertir la cantidad de K+ y Cl- a gramos así: g de K+ = 18 mg de K+ x = 0,018 g de K+ g de Cl- = 365 mg de Cl- x
R/ se debe mezclar 23.7 g producir 500g de solución.
con 476.3 g de agua para
500mL de una solución acuosa de etanol (C2H5OH, 46.1 g/mol) al 4.75% (v/v) Primero hallamos la molaridad de la solución partiendo de su fracción de concentración
= 0,01029 mol de Cl-
Debido a que la densidad del suero es 1.00 g/mL podemos deducir que el volumen de la solución que equivale a 100 mL es igual al peso de la misma que es 100 g. Asi: Peso de la solución = 100 ml x = 100 g [K+] =
=
=0,0046 M
-
=
=0,1029 M
[Cl ] =
Ahora el resultado anterior lo multiplicamos por el peso molecular del etanol y obtenemos que: =23.74 g
= 0,365 g de Cl-
A continuación se convierten estas cantidades a moles mediante sus respectivos pesos moleculares. Asi: mol de K+ = 0,018 g de K+ x = 0,00046 mol de K+ mol de Cl- = 0,365 g de Cl- x
Teniendo en cuenta que 500 mL es igual 0.5 L, reemplazamos en la formula
Luego despejamos #moles de la formula M=#moles /L y nos queda que #moles=M*L Teniendo en cuenta que 500 mL es igual 0.5 L, reemplazamos en la formula
Quimica Analítica Ingeniería Quimica (
Ahora el resultado anterior lo multiplicamos por el peso molecular del etanol y obtenemos que: = 23.74 g Y como un gramo es equivalente a un mililitro queda 23.74 mL R/ se debe disolver 23.7mL en agua y diluir hasta completar 500mL de solución.
Ejercicio 4.29 Describa la preparación de: 500mL de AgNO3 a partir del reactivo sólido 0,075 M. Masa molecular de AgNO3= 169,9 g/mol Convertimos los 500 mL a litros: 500 ml de sln x
= 0,5L de sln
Hallamos el número de moles que se necesitan para la preparación de la solución a partir de la concentración molar. M
) (
)
( (
) )
( ) PREPARACIÓN: Disolver 3,55644 g de K3Fe(CN)6 y llevar hasta un volumen de 400mL o 0,4L. 600mL de solución acuosa de al 3% (p/v) a partir de una disolución de 0,4M. Primero se calcula la concentración molar de la solución acuosa que queremos preparar: Sabemos que por casa 100ml de solución hay 3g de soluto: El peso molecular del
es:
Entonces la concentración molar es:
(
Ahora hallamos la cantidad en gramos de AgNO3 requerida con el peso molecular.
)
Este ejercicio se basa en esta relación: PREPARACIÓN: Disolver 6,37 g de y llevar hasta 500mL o 0,5L. 1L de HCl 0,285M, utilizando una disolución 6M del reactivo. Hallamos el número de moles que se necesitan para la preparación de la solución a partir de la concentración molar. M Ahora hallamos los litros de solución 6M requerida para obtener la cantidad de moles necesarios de HCl.
Donde el número de moles de soluto en la disolución diluida es igual al de moles en el reactivo concentrado. Teniendo en cuenta lo anterior se multiplica la cantidad de solución que se quiere obtener por la concentración diluida para obtener el número de moles así: ( ) (
)
Como, según dice la relación, el número de moles en igual en ambas soluciones, concentrada y diluidas, con el número de moles obtenidos podemos hallar el volumen de la solución concentrada que necesitamos para obtener 600mL de la solución deseada.
PREPARACIÓN: Diluir 0,0475L de la solución concentrada hasta completar 1L.
400mL de una disolución que es 0,0810M en K+ , a partir de K3Fe(CN)6 solido. Masa molecular de K3Fe(CN)6 = 329,3 g/mol Convertimos los 400mL a litros.
400 ml de sln x
= 0,4L de sln Hallamos el número de moles que se necesitan para la preparación de la solución a partir de la concentración molar. M Calculamos los gramos de K3Fe(CN)6 que proporcionaran la cantidad de moles de K+ necesarios para preparar la solución.
Podemos concluir, que se necesitan diluir 216mL de la solución concentrada (0,4M) hasta obtener 600mL de solución. 2.00L de 0,120M a partir del reactivo comercial al 71.0 % (p/p) densidad relativa 1.6. Primero se calcula la concentración molar del reactivo comercial: Sabes que por 100g de la solución hay 71 gramos del reactivo comercial:
El peso molar de
esta dado por:
Quimica Analítica Ingeniería Quimica Observación 2: como la concentración es ppm se espere que la concentración molar sea una cantidad muy pequeña
( ) Ahora se calcula la cantidad de moles que hay en una solución de 900L de solución. Entonces la concentración molar es: Observación 1: la densidad relativa es adimensional, como la densidad del agua es 1g/mL o bien 1Kg/L, se pude utilizar la densidad y la densidad relativa indistintamente: Observación 2: la densidad relativa es la de toda la solución, el porcentaje de concentración pesos a peso, es el que me permite obtener la cantidad de soluto que hay en la cantidad de solución dada.
Utilizando la relación de moles de que se encuentran en una mol de se calcula los gramos del soluto solido que se necesitan
Podemos concluir que se requieren disolver 1,6614 g de solido hasta obtener 9.00L de la solución deseada.
( Este ejercicio se basa en esta relación:
)
Donde el número de moles de soluto en la disolución diluida es igual al de moles en el reactivo concentrado. Teniendo en cuenta lo anterior se multiplica la cantidad de solución que se quiere obtener por la concentración diluida para obtener el número de moles así: (
)
(
)
Como, según dice la relación, el número de moles en igual en ambas soluciones, concentrada y diluidas, con el número de moles obtenidos podemos hallar el volumen de la solución concentrada que necesitamos para obtener la solución 2.00L de la solución deseada.
Ejercicio 4-36 ¿Qué masa de MgNH4PO4 precipitara cuando se traten 200 mL de una solución de MgCl3 al 1.000% (p/v) con 40 mL de Na3PO4 0,1753 M y un exceso de NH4+? ¿Cuál es la molaridad del reactivo en exceso (Na3PO4 0 MgCl2) después de la precipitación completa? Reactivos:
Reacción:
Concluimos que se debe diluir 21mL de la solución concentrada de (11,3 M) hasta un volumen de 2.00L de solución. 9.00L de una solución de 60 ppm en a partir de solido: Primero se calculó la concentración molar de : El peso molecular de es: 23g/mol
A partir de los datos suministrados podemos calcular el número de moles de los reactivos, luego calcular las moles del precipitado y posteriormente su masa. Del reactivo nos dieron su concentración en , con este dato podemos calcular la molaridad de y luego el número de moles, así: * *
Del reactivo nos dieron su concentración Molar, con este dato podemos calcular el número de moles, así: El peso molecular del
esta dado por: Teniendo el número de moles de los reactivos podemos saber cuál es el reactivo límite, es decir el reactivo que se encuentra en menor cantidad y limita la reacción, en este caso es , a partir de este podremos calcular la masa del precipitado, así:
Entonces la concentración molar de es: Observación 1: la concentración ppm es utilizada para soluciones muy diluidas por lo que se supone una densidad de 1mg/L.
*
= 0,96 g
Cuando se agota el la reacción termina y el que se produce, es en su totalidad precipitado. Ahora el reactivo en exceso es , para calcular su concentración, primero debemos saber cuantas moles no reaccionaron, como la relación molar es de 1:1 el número de moles que reacciono de es igual al numero de moles del reactivo limite , que fueron 0,007 moles, entonces las moles que no reaccionaron fueron: Moles no reaccionaron Moles no reaccionaron Posteriormente, calculamos la concentración del
asi:
21.7 ml de 0.0125 M de KBrO3 R/ (
)(
)
4.21. Se prepara una solución mediante la disolución de 5.76 g de (277.85 g/mol) en agua suficiente para obtener 2 L. Calcule: La concentración molar analítica de solución
= 0,058 M
en esta
4.7. Calcule el número de moles de la especie indiada en: 4.96 g de B2O3 R/
La concentración molar de Mg2+
333 mg de Na2B4O7 x 10H2O R/
La concentración molar de Cl8,75 g de Mn3O4 R/
El porcentaje peso/volumen de
167.2 mg de CaC2O4 R/
⁄ Las milimoles de Cl- en 25 mL de esta disolución
4.14. Cuál es la masa en gramos de soluto en: 450 ml de H2O2 0.164 M R/
⁄ (
)
Las partes por millón de K+ = 2.5 g H2O2
27 ml de ácido benzoico 8.75 x10-4 M R/ ⁄ )(
(
) El pMg de la solución [
3.5 L de una solución con 21.7 ppm de SnCl2 R/ (
)(
)
]
[
]
El pCl de la solución [
]
[
]
4.27. Describa la preparación de 750 mL de H3PO4 6.00 M a partir del reactivo comercial, que es H3PO4 (p/p) al 86% con densidad relativa de 1.71.
= masa molar del silicio radio de la esfera de silicio masa de la esfera parámetro del retículo cristalino =
(
)√
#
Para obtener V reactivo concentrado
R: Se diluyen 300 mL de reactivo concentrado hasta obtener un volumen de 750 mL. 4.31. ¿Cuál es la masa de La(IO3)3 (663.6 g/mol) sólido que se forma cuando se mezclan 50 mL de La3+ 0.25 M con 75 mL 0.302 M? La mezcla de estas dos disoluciones conduce a uno (y solo uno) de tres posibles sucesos, así: Que quede un exceso de cuando acabe la reacción Que permanezca un exceso de cuando acabe la reacción O que no quede ningún remanente de ninguno de los dos reactivos (es decir que el número de moles de es exactamente igual al triple del numero de moles de Primero se debe establecer cuál de estas situaciones es aplicable, mediante el cálculo de las cantidades de reactivos disponibles al comienzo.
Derive la ecuación del número de Avogadro
Las cantidades iniciales son:
Calcule, basándose en los datos de Kenny y colaboradores, que se muestran en la tabla siguiente, la densidad del silicio y su incertidumbre. Densidad del silicio:
Cada ion La reacciona con 3 iones por lo que se necesitan para que reaccionen con el , puesto que no es suficiente la cantidad de prevalece la situación a) y la cantidad producida de ( ) esta limitada por la cantidad de disponible. Asi: ( ( (
(
) ) )
(
)
-La esfera de silicio tiene un radio de 0.046817226
(
)
-Puesto que la masa de la esfera es 1.001132893 kg ⁄
)
4.39. PROBLEMA DE ALTO GRADO DE COMPLEJIDAD. Según Kenny y colaboradores el numero de Avogadro puede calcularse a partir de la ecuación siguiente con mediciones de una esfera de cristal de silicio ultrapuro ( ⁄ ) donde: número de Avogadro = numero de átomos por celda unitaria de retículo cristalino de silicio
Calcule el número de Avogadro (
)( (
PREGUNTAS
)( )(
) )
9. Calcule el número de milimoles de soluto en: 2.00L de 750 mL de 0.0555M KSCN 250 mL de una solución que contiene 5.41 ppm de CuS 3.50L de 0.333 M KCl 12. Cuál es la masa en gramos: 7.1 mol de Kbr 20.1mmol de PbO 3.76 mol de MgS 9.6 mmol de ( ) ( ) 18. Convierte las funciones p siguientes en concentraciones molares: pH=9.67 pOH=0,135 pBr=0.034 pCa=12,35 pLi= -0,221 =7.77 pMn=0.0025 pCl=1.020 24. Una disolución al 12,5% (p/p) de (129.61 g/mol) tiene una densidad de 1,149 g/ml. Calcule: La concentración molar de en esta disolución La concentración molar del en la disolución La masa en gramos de contenida en cada litro de esta solución 30. Describa la preparación de: 5L de 4L de HCl 0.250M a partir de una disolución 8.00M del reactivo 400mL de una solución que es 0,0250M , empezando con MgI2 200mL de una solución acuosa de CuS al 1% (p/v), a partir de una disolución de CuS 0.365M 1,50L de NaOH 0.215M a partir del reactivo comercial NaOH al 50%(p/p) con densidad relativa de 1.525 1.50L de una solución que es 12,0ppm en ( ) 38. Se mezclan exactamente 750mL de una disolución que contiene 480.4 ppm de ( ) con 200mL de una disolución que es 0,03090M en ( ) : ¿Cuál es la masa de ? ¿Cuál es la molaridad del reactivo que no reacciono [ ( ) ( ) ] RESPUESTAS 9. Sabemos que 3.25x10-3M nos indica que hay 3.25x10-3 moles por cada litro de solución, entonces a partir de esta información se procede a calcular el número de moles encontrados en 2L de solución: Ya sabiendo esto realizamos el factor de conversión de mol a milimoles: En este caso nos encontramos con un volumen arrojado en mL lo que nos obliga a aplicar un cambio da unidades L mL. Entonces así, podremos saber cuántos moles de KSCN hay en estos litros de solución a partir de la molaridad: Y aplicamos el factor de conversión a milimoles.
Sabemos que 5.41ppm nos indica que en un litro de solución hay 5.41mg de CuS entonces procedemos a calcular cuántos mg se encuentran en 250mL, pero primero se aplicara el factor de conversión:
Y a partir de este dato hallamos los milimoles aplicando los respectivos factores de conversión:
Este punto se realizara de la misma forma que el primero, mediante la molaridad hallaremos la cantidad de moles de KCl en la solución, y luego se realizara la conversión a milimoles:
12. Para realizar el cálculo de la masa en gramos de cada uno de estos compuestos se utilizara el peso molecular de cada una de las especies ya que este nos proporciona la cantidad de masa en gramos por cada mol, aun así aplicando los factores de conversión necesarios: Peso Molecular KBr=118.99g/mol KBr
Peso Molecular PbO=223.2g/mol PbO
Peso Molecular MgSO4=120.36g/mol MgSO4
Peso Molecular Fe(NH4)7(SO4)2*6H2O= 391.85g/mol Fe(NH4)7(SO4)2*6H2O ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) (
) (
)
( ( (
) ( ) ) ( ) ) ( )
18. Para convertir una función P en concentraciones molares se procede a despejar la concertación molar de la formula otorgada por el libro de una función P: [ ] [ ] [ ] [ ] [ ] [ ]
[
[
]
[
]
[
]
[
]
] [ ]
[ (
)
] [ ]
[
] [
[
]
]
[ ]
[
] Mediante la fórmula molecular sabemos que por cada mol de MgI2 hay 2 moles de I, y en ese momento podremos aplicar el peso molecular:
[ ]
24. Este porcentaje peso a peso nos indica que por cada 100g de solución hay 12.5g NiCl2 pero sabiendo que la densidad es 1.149g/mL y aplicando los correctos factores de conversión encontraremos los gramos de soluto contenidos en un litro de la solución:
Se agregan 1,39 g y se afora hasta 400ml con agua. Para hallar el volumen necesario de la solución primera se procede a: Primero encontrando los moles contenidos en la solución:
Luego calcular el volumen mediante la molaridad otorgada por el ejercicio: Teniendo este dato lo único que nos falta es saber cuántos moles serian esa cantidad de gramos en esto lo hallamos con el peso molecular:
Se agregan 34,4 ml de la solución de afora hasta 200ml con agua.
0.365M y se
Se Busca la concentración molar: Para saber la concentración de Cl en la disolución partimos de la concentración molar hallada anteriormente y mediante la fórmula molecular sabemos que hay 2 moles de Cl por cada mol de . Se calcula la cantidad de moles de NaOH contenidos: Mediante la concentración molar hallamos la cantidad de moles hallados en un litro Y utilizando el peso molecular del
:
30. Para realizar la preparación de la disolución a partir de un reactivo solido se necesita saber los gramos a utilizar de este, ya que tenemos la concentración de esta, se puede hallar a partir de esta, calculando primero los moles contenidos en los litros descritos:
Por último se calcula el volumen con los dos datos obtenidos: Se agregan 0,016L de la solución de NaOH al 19.11M y se afora hasta 1,5L con agua Se realiza la conversión de mg g
Y con este dato se logra encontrar la masa necesaria para realizar la solución esto se logra gracias al estudio de la formula molecular y el peso molecular de esta: ( ) (
) ) ( )
(
De ahí buscar cual es la masa de estos mediante el peso molecular: Se agregan 0.0424g de ( ) Para poder preparar esta solución se agrega 39.5g de y se afora hasta 5L con agua. Procedemos a calcular los moles de HClO4 necesario para los 4L de solución: Y mediante la molaridad de la disolución primaria hallaremos los litros necesarios de este:
Se agregan 0.125L de la solución concentrada y se diluye hasta 4 L. con agua. El objetivo es hallar la masa necesaria de MgI2 para preparar la solución, para necesitamos encontrar primero la cantidad de moles necesarias para preparar los 400mL de disolución, claro sin olvidar realizar los factores de conversión necesarios: Es bastante factible convertir los mL a L:
38. (
)
(
)
Para poder hallar la masa de reactivo límite de la reacción:
(
)
necesitamos encontrar el
(
) (
) (
( (
)
) )
Podemos ver que el reactivo límite es el ( ) asi que se utilizara para hallar los gramos del componente:
ngeniería Quimica
(
)
(
)
Por lo tanto sabemos que el reactivo en exceso es: ( Y por formula molecular: ( ) ( ) ( ) ( ) Restamos esto con el resultado de moles que se arrojó anteriormente: ( ) ( ) ( ) Y calculamos la Molaridad así: ( ) ( )
)