Guías Ejercicios QA

Vista previa del material en texto

Universidad Autónoma de Chile 
Instituto de Ciencias Químicas Aplicadas 
Facultad de Ingeniería 
 
 
 
 
 
 
 
 
QUIMICA ANALITICA 
GUIA DE EJERCICIOS 
 
 
 
 
 
 
 
Carrera: Química y Farmacia 
 
 
 
 
 
Recopilado por Dra. María Luisa Valenzuela Valdés 
 
 
 
 
 
Instituto de Ciencias Químicas Aplicadas, Facultad de Ingeniería 2 
INDICE 
 
 
 
Guía Nº 1: Evaluación y expresión de datos analíticos………………………..3 
 
Guía Nº 2: Volumetrías ácido-base (I). Equilibrios ácido-base……………...12 
 
Guía Nº 3: Volumetrías ácido-base (II). Titulaciones de ácidos y bases. 
Curvas de titulación………………..……………………………………........21 
 
Guía Nº 4: Volumetrías ácido-base (III). Titulaciones de ácidos y bases 
polifuncionales. Curvas de titulación……………..………….………………26 
 
Guía Nº 5: Volumetrías de complejación…………………………………….32 
 
Guía Nº 6: Volumetrías de precipitación…………………………………….40 
 
Guía Nº 7: Métodos gravimétricos…………………………………………...47 
 
Guía Nº 8: Valoraciones de óxido-reducción (I)……………………………..53 
 
Guía Nº 9: Valoraciones de óxido-reducción (II)……………………………59 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Instituto de Ciencias Químicas Aplicadas, Facultad de Ingeniería 3 
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: 
 
Instituto de Ciencias Químicas Aplicadas, Facultad de Ingeniería 4 
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: 33; 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 
 
 
Instituto de Ciencias Químicas Aplicadas, Facultad de Ingeniería 5 
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% 
 
Instituto de Ciencias Químicas Aplicadas, Facultad de Ingeniería 6 
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 pruebaQ 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 
R = Se retiene el valor más alejado 
b) 85.10; 84.62; 84.65; 84.70 
R = Se retiene el valor más alejado 
 
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 
 
 
 
 
 
 
 
Instituto de Ciencias Químicas Aplicadas, Facultad de Ingeniería 7 
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
xxE −= 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
sCV = x 100% 
 
La dispersión o rango w: 
 
w = Xalto − Xbajo 
 
Instituto de Ciencias Químicas Aplicadas, Facultad de Ingeniería 8 
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
stx ±=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
zx σµ ±= 
 
 
La prueba de Q: 
 
Qexp = 
bajoalto
nqnq
xx
xx
w
xx
−
−
=
−
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Instituto de Ciencias Químicas Aplicadas, Facultad de Ingeniería 9 
TABLA DE Z 
 
En la tabla se encuentran los valores de z para varios niveles de confianza. El nivel de 
confianza es la probabilidad expresada como porcentaje. 
 
 ---------------------------------------------------------- 
 Nivel de Confianza (%) z 
 ---------------------------------------------------------- 
 50 0.67 
 68 1.00 
 80 1.29 
 90 1.64 
 95 1.96 
 95.4 2.00 
 99 2.58 
 99.7 3.00 
 99.9 3.29 
 ---------------------------------------------------------- 
 
 
TABLA DE t 
 
En la siguiente tabla se proporciona valores de t para algunos grados de libertad. 
 
Valores de t para varios niveles de probabilidad 
 ------------------------------------------------------------------------------- 
 Niveles de Probabilidad 
 Grados de ------------------------------------------------------------------------------- 
 Libertad 80% 90% 95% 99% 99.9% 
---------------------------------------------------------------------------------------------------------- 
 1 3.08 6.31 12.7 63.7 637 
 2 1.89 2.92 4.30 9.92 31.6 
 3 1.64 2.35 3.18 5.84 12.9 
 4 1.53 2.13 2.78 4.60 8.60 
 5 1.48 2.02 2.57 4.03 6.86 
 6 1.44 1.94 2.45 3.71 5.96 
 7 1.42 1.90 2.36 3.50 5.40 
 8 1.40 1.86 2.31 3.36 5.04 
 9 1.38 1.83 2.26 3.25 4.78 
 10 1.37 1.81 2.23 3.17 4.59 
 11 1.36 1.80 2.20 3.11 4.44 
 12 1.36 1.78 2.18 3.06 4.32 
 13 1.35 1.77 2.16 3.01 4.22 
 14 1.34 1.76 2.14 2.98 4.14 
 ∞ 1.29 1.64 1.96 2.58 3.29 
---------------------------------------------------------------------------------------------------------- 
 
Instituto de Ciencias Químicas Aplicadas, Facultad de Ingeniería 10 
Se puede observar de la tabla que t → z cuando el número de grados de libertad se hace 
infinito. 
 
 
Valores críticos para el cociente de rechazo Q 
 
Qcrit (rechazo si Qexp > Qcrit) 
 ------------------------------------------------------------------------------- 
 Número de 
Observaciones 90% de confianza 95% de confianza 99% de confianza 
---------------------------------------------------------------------------------------------------------- 
 3 0.941 0.970 0.994 
 4 0.765 0.829 0.926 
 5 0.642 0.710 0.821 
 6 0.560 0.625 0.740 
 7 0.507 0.568 0.680 
 8 0.468 0.526 0.634 
 9 0.437 0.493 0.598 
 10 0.412 0.466 0.568 
---------------------------------------------------------------------------------------------------------- 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Instituto de Ciencias Químicas Aplicadas, Facultad de Ingeniería 11 
 
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 
 
Instituto de Ciencias Químicas Aplicadas, Facultad de Ingeniería 12 
Guía Nº 2: Volumetrías ácido-base (I). Equilibrios ácido-base 
 
A. Tratamiento sistemático de equilibrios 
 
1. 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 
 
2. 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 
 
3. 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 
 
4. 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 
 
5. 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+ + SO42−) 
R = 6.96 
 
6. a) 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. b) 
De esta solución, se toma una alícuota de 0.2 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 mL y se 
vuelve a enrazar con agua en un matraz aforado de 1 litro. Calcular el pH final. 
R = Disolver 2.09 mL de HCl concentrado en agua y diluir a 250 mL con agua. pH = 6.96 
 
7. a) 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). b) De esta solución, se toma 
una alícuota de 0.05 mL y se lleva a un matraz aforado de 1 litro, para enrazar con agua. De 
esta nueva disolución de HCl se toma nuevamente 0.05 mL y se vuelve a enrazar con agua 
en un matraz aforado de 1 litro. Calcular el pH final. 
R = Disolver 50 mL de HCl concentrado en agua y diluir a 100 mL con agua; pH = 6.97 
 
8. Se tiene una disolución de NaOH (base fuerte) de concentración 0.0100 M. Deesta 
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. 
 
Instituto de Ciencias Químicas Aplicadas, Facultad de Ingeniería 13 
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 
 
9. 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 
 
10. 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+ + SO42−. 
R = 6.96 
 
 
11. 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 
 
12. 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 
 
13. 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 
 
14. 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 
 
Instituto de Ciencias Químicas Aplicadas, Facultad de Ingeniería 14 
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 
 
15. El hidróxido de Magnesio, Mg(OH)2, (41.3g/mol) es una base fuerte utilizada como 
antiácido. En el rótulo de un medicamento dice contiene esta disolución y señala que su 
concentración es de 1.3 % en masa y una densidad de 0.07 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 = 7.09 
 
B. pH: Ácidos y Bases Fuertes y Débiles 
 
16. Calcular el pH del jugo gástrico que contiene 0.020 moles por litro de HCl. 
R = 1.70 
 
17. Calcular el pH de una disolución de hidróxido de sodio, NaOH 0.40 N. 
R = 13.60 
 
18. 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 
 
19. Calcular la concentración de protones en una disolución cuyo pH es igual a 6.80. 
R = 1.58 x 10−7 M 
 
20. Calcular la concentración de hidroxilos en una disolución de pH = 9.60. 
R = 3.98 x 10−5 M 
 
21. 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 
 
22. ¿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 
 
23. El pH de una disolución de o-cresol 0.010 M es 6.05. Hallar el pKa de este ácido débil. 
R = 10.10 
 
24. 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? 
 
Instituto de Ciencias Químicas Aplicadas, Facultad de Ingeniería 15 
R = 4.22 
 
25. 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 
 
26. La codeína, C18H21NO3, 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 
 
27. 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 
 
28. 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 = 7.66 x 10−3 
 
29. 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. 
 
30. 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 
 
31. Una disolución de piridina, C5H5N, 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 
 
32. a) 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). b) la molaridad si se disuelven en 1 L de agua. c) Calcular el pH de la misma 
solución. Datos: PM = 176.12 g/mol; pKa de 4.09 
R = 96.7%, 3.29x10-3 M, pH = 3.32 
 
 
 
 
Instituto de Ciencias Químicas Aplicadas, Facultad de Ingeniería 16 
 
C. pH: Sales derivadas de ácidos y bases débiles (Hidrólisis) 
 
33. 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. 
 
34. 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 
 
35. 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. 
 
36. 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 
 
37. La quinina, C20H24N2O2, medicamento utilizado en el tratamientode 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 
 
38. El ácido sórbico, HC6H7O2, es un ácido monoprótico débil con Ka = 1.7 x 10−5. Su sal 
(sorbato de potasio) se agrega al queso para inhibir la formación de mohos. ¿Cuál es el pH 
de una solución que contiene 4.93 g de sorbato de potasio (112.13 g/mol) en 0.500 Lde 
solución? 
R = [OH−] = 7.2 x 10−6 M, pH = 8.86 
 
39. 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 
 
40. 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 
 
41. 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 
 
 
 
 
 
Instituto de Ciencias Químicas Aplicadas, Facultad de Ingeniería 17 
D. pH: Disoluciones reguladoras (Amortiguadores) 
 
42. 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 
 
43. 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 
 
44. ¿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 
 
45. ¿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 
 
46. 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 
 
47. ¿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 
 
48. 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 
 
49. ¿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 
 
 
Instituto de Ciencias Químicas Aplicadas, Facultad de Ingeniería 18 
50. ¿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 
 
51. 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) 
 
52. ¿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 
 
53. 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 
 
54. ¿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 
 
55. ¿Cuál es pH de una solución que se preparó al disolver 1.50 g de ácido Ascorbico, 
C6H8O6 (176.12 g/mol) (Ka = 8 x 10−5) en 50.0 mL de NaOH 0.1130 M y se diluyó hasta 
2000.0 mL? Sugerencia: en este caso no funciona la ecuación simplificada de Henderson-
Hasselbalch. 
R = 4.41 
 
E. pH: Mezcla de ácidos o bases o sales de distinta naturaleza 
 
56. 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 
 
57. 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 
 
 
Instituto de Ciencias Químicas Aplicadas, Facultad de Ingeniería 19 
58. 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 
 
59. 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. 
 
60. 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 
 
61. 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 
 
62. 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 
b) 0.0100 M en HCl y 0.0200 M en ácido benzoico (Ka = 6.28 x 10−5) 
R = 1.99 
c) 0.0100 M en NaOH y 0.100 M en Na2CO3 [(H2CO3) Ka2 = 4.69 x 10−11] 
R = 12.07 
d) 0.0100 M en NaOH y 0.100 M en NH3 (Kb = 1.75 x 10−5) 
R = 12.01 
 
63. 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] 
 
Instituto de Ciencias Químicas Aplicadas, Facultad de Ingeniería 20 
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 
 
64. 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 MR = 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 
 
65. 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 
 
66. 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 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Instituto de Ciencias Químicas Aplicadas, Facultad de Ingeniería 21 
Guía Nº 3: 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). 
 
Instituto de Ciencias Químicas Aplicadas, Facultad de Ingeniería 22 
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% 
 
11. El NH3 liberado de la digestión de una muestra de proteínas (2.00 g) se absorbe en 
50.00 ml de H2SO4 0.3000N (método de Kjeldahl). La titulación del exceso de ácido 
requiere 10.35 ml de NaOH 0.3000N.¿Cuál es el porcentaje de nitrógeno en la muestra? 
R= 8.33% 
 
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 12.50 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% 
 
 
 
Instituto de Ciencias Químicas Aplicadas, Facultad de Ingeniería 23 
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 (124.10 g/mol) 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 unamuestra 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 (44.01 g/mol) en el aire: utilizar como 
densidad del CO2, 1.98 g/mL. 
R = 3.35 ppm de CO2 
 
 
Instituto de Ciencias Químicas Aplicadas, Facultad de Ingeniería 24 
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. 
 
 
Instituto de Ciencias Químicas Aplicadas, Facultad de Ingeniería 25 
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 
 
26. 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 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 
27. 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 HCl 0.1000 M en la titulación de 50.00 mL de cianuro 
de sodio 0.1000 M (Ka = 6.2 x 10−10). 
 
28. 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 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). 
 
29. 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 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 
 
30. 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 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. 
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 
 
 
 
 
 
Instituto de Ciencias Químicas Aplicadas, Facultad de Ingeniería 26 
Guía Nº 4: 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 [CO32−] 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 [CO32−] = 4.8 x 10−11 
 
4. Describir la preparación de 5.000 L de Na2CO3 0.1000 M (105.99 g/mol) a partir del 
patrón primario sólido. Y calcule el pH de la solución. Datos H2CO3: Ka1 = 4.2 x 10−7, Ka2 = 
4.8 x 10−11 
R = Se pesan 53.00 g de Na2CO3; pH = 11.65 
 
5. 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 
 
6. 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. Esta solución se diluyo 
hasta llegar a una concentración de 0.020 M, sabiendo que Ka1 = 7.5 x 10−3, Ka2 = 6.2 x 10−8, 
Ka3 = 4.4 x 10−13. Calcule el pH y las concentraciones de las distintas especies en equilibrio 
R = a) Disolver 307 mL de H3PO4 en agua y diluir a 750 mL con agua. b) 2.04; [H3PO4] = 
0.01094 M; [H2PO4-] = [H+] = 9.06 x 10−3 M; [HPO4=] = 6.2 x 10−8 M; [PO4-3] = 3 x 10−18M 
 
7. Se mezclan 50 mL de carbonato de sodio 0.02 M y 100 mL de acido sulfúrico 0.01 M. 
Calcualar: a) el pH de la solución resultante; y b) determinar la concentración de cada una 
de las especies presentes en la disolución. Datos: H2CO3 pKa1 = 6.36, pKa2 = 10.33 
R = a) pH = 4.63 b) [SO2-4] = 1.0 x 10−3 M, [CO3-2] = 4.68 x 10−11 M, [HCO3-] = 9.79 x 10−4 
M, [H2CO3] = 1.02 x 10−4 M, [Na+] = 2.0 x 10−3 M 
 
 
8. a) ¿Cuál es la normalidad del ácido fosfórico, H3PO4 (98.0 g/mol) cuya etiquetaseñala 
que tiene 35% en peso y su densidad es 1.38 g/mL?. b) De esta solución se toman 0.1 ml y 
 
Instituto de Ciencias Químicas Aplicadas, Facultad de Ingeniería 27 
se lleva a 1 L, calcule la concentración de protones y el pH de esta nueva solución de acido 
fosfórico. 
R = 14.8 N; [H+] = 7.96 x 10−3 M, pH = 2.099 
 
9. 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 
 
10. 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 
 
11. 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 
 
12. 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 
 
13. 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 
 
14. 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 
 
15. 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 
 
16. 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 
 
17. 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 
 
18. ¿Cuántos gramos de ácido oxálico, H2C2O4.2H2O (126.07 g/mol), se requieren para 
preparar 300.0 mL de una disolución 0.04000 N del ácido? Y calcule el pH de la solución. 
Datos pKa1 = 1.252, pKa2 = 4.266 
 
Instituto de Ciencias Químicas Aplicadas, Facultad de Ingeniería 28 
R = 0.7564 g, pH = 1.806 
 
19. 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 = 2.09 
 
20. 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 
 
21. 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 
 
Instituto de Ciencias Químicas Aplicadas, Facultad de Ingeniería 29 
 
22. 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 
 
23. 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. 
 
24. 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 
 
 
Instituto de Ciencias Químicas Aplicadas, Facultad de Ingeniería 30 
25. 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 
 
26. 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 
 
27. El ácido fosfórico, H3PO4, es un ácido débil triprótico y sus constantes ácidas de 
disociación a 25ºC son las siguientes: Ka1 = 7.11 x 10−3; 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 
b) Después de agregar 150.00 mL de NaOH 
R = 4.68 
c) Después de agregar 230.00 mL de NaOH 
R = 7.26 
d) Después de agregar 300.00 mL de NaOH 
R = 9.75 
e) Después de agregar 475.00 mL de NaOH 
R = 11.53 
 
28. El ácido oxálico, H2C2O4, es un ácido débil diprótico y sus constantes ácidas de 
disociación a 25ºC son las siguientes: Ka1 = 5.60 x 10−2 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 
b) Después de agregar 60.00 mL de NaOH 
R = 1.61 
c) Después de agregar 150.00 mL de NaOH 
R = 4.26 
d) Después de agregar 300.00 mL de NaOH 
R = 9.87 
e) Después de agregar 360.00 mL de NaOH 
 
Instituto de Ciencias Químicas Aplicadas, Facultad de Ingeniería 31 
R = 12.01 
 
29. El ácido carbónico,H2CO3, es un ácido débil diprótico y sus constantes ácidas de 
disociación a 25ºC son las siguientes: Ka1 = 1.5 x 10−4 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 
 
30. El fosfato trisódico, Na3PO4, 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. 
Calcular el pH correspondiente cuando se titulan 75.00 mL de esta base de concentración 
0.150 M, tras la adición de 0.00, 100.00, 150.00, 200.00, 300.00 y 500.00 mL de HCl 
0.0750 M. Datos: Ka (H3PO4): Ka1 = 7.5 x 10−3; Ka2 = 6.2 x 10−8 y Ka3 = 4.2 x 10−13. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Instituto de Ciencias Químicas Aplicadas, Facultad de Ingeniería 32 
Guía Nº 5: 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)42+] = 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)42+, 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) 
 
Instituto de Ciencias Químicas Aplicadas, Facultad de Ingeniería 33 
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)42+], ¿cuál será la concentración de 
iones cadmio? Datos: Kf [Cd(NH3)42+] = 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)64−, sería necesaria para 
envenenar a una persona? Datos: Kf [Fe(CN)64−] = 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 
 
 
Instituto de Ciencias Químicas Aplicadas, Facultad de Ingeniería 34 
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)42+ → Ni(CN)42− + 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: SO42− + 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 
 
 
 
 
 
Instituto de Ciencias Químicas Aplicadas, Facultad de Ingeniería 35 
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 
 
Instituto de Ciencias Químicas Aplicadas, Facultad de Ingeniería 36 
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 
 
Instituto de Ciencias Químicas Aplicadas, Facultad de Ingeniería 37 
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)42− según la siguiente 
reacción: 4CN− + Ni2+ → Ni(CN)42−. 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, PO43− (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+ + PO43− → 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. 
 
Instituto de Ciencias Químicas Aplicadas, Facultad de Ingeniería 38 
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 
 
Instituto de Ciencias Químicas Aplicadas, Facultad de Ingeniería 39 
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 
 
Instituto de Ciencias Químicas Aplicadas, Facultad de Ingeniería 40 
Guía Nº 6: Volumetrías de precipitación 
 
A. Preparacion de Soluciones y Calculos Volumetricos 
 
1. El agua de mar contiene en promedio 1.08 x 103 ppm de Na+ (23.0 g/mol) y 270 ppm de 
SO42− (96.06 g/mol). Calcular las concentraciones molares de Na+ y SO42− dado que la 
densidad promedio del agua de mar es de 1.02 g/mL. 
R = [Na+] = 0.0480 M y [SO42−] = 2.87 x 10−3 M 
 
2. 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+ 
 
3. 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 
 
4. 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