2019 Problemas Volumetria redox

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UNIVERSIDAD NACIONAL DE ROSARIO 
Facultad de Ciencias Bioquímicas y Farmacéuticas 
 
Dpto. Química Analítica - Área Química Analítica General 
 
 
 
QUÍMICA ANALÍTICA I 
 
 
VOLUMETRÍA 
REDOX 
 
 
 
 
 
 
 
- 2019 - 
 1 
3.- VOLUMETRÍA DE ÓXIDO REDUCCIÓN 
1- 100,0 mg de Cu
0
 se disolvieron en medio ácido; luego de eliminar el ácido remanente se adicionó un 
exceso de KI (1,00 g). El I2 liberado se tituló con una solución de Na2S2O3, utilizando como indicador 
almidón. Se consumieron 15,60 mL hasta decoloración del indicador. Calcular la molaridad de la 
solución de tiosulfato. 
2- Una muestra pesada de CrO3 de 0,0921g fue disuelta y tratada con KI y HCl. El I2 generado se tituló 
con una solución de Na2S2O3 0,01354 g/mL. En la titulación se gastaron 23,75 mL de S2O3
2-
. Calcular el 
% de CrO3 en la muestra. 
3- Para determinar el contenido de ClO
- 
en un polvo blanqueador se pesaron 3,3580 g de muestra, se 
disolvieron, y llevaron a volumen final en un matraz aforado de 250,00 mL. Para titular 25,00 mL de la 
solución resultante, después de la adición de HCl y de KI, se gastaron 17,54 mL de Na2S2O3 0,09882 M. 
Calcular el % de cloro activo en la muestra. 
4- Una muestra de NaClO cuya concentración aproximada es 5 % (P/V) expresada como Cl2 activo, fue 
procesada de la siguiente manera: se tomaron 5,00 mL y diluyeron en matraz de 50,00. A una alícuota de 
esta dilución, luego del tratamiento adecuado, se la tituló con una solución de valorante (0,002053g de 
Na2S2O3 /mL). Indicar el volumen de la alícuota titulada si se utilizó una bureta de 25,00 mL. 
5- Una muestra de Na2SO3 anhidro de 2,2590 g, parcialmente oxidado, se disolvió y se llevó a volumen 
final en un matraz de 200,00 mL. A una alícuota de 20,00 mL se le adicionaron 40,00 mL de I2 0,0599 M. 
El resto de I2 se tituló con 23,16 mL de Na2S2O3 0,08822 M. Calcular el % de Na2SO3 en la muestra. 
6- Se valoró una solución de I2 con As2O3 utilizando un método iodimétrico. Para ello se colocaron en un 
erlenmeyer 25,00 mL de la solución de arsénico de 0,025 M; a continuación se agregaron 40 mL de agua, 
y unos pocos mililitros de solución de almidón. Desde una bureta de 50,00 mL se agregó la solución de I2 
hasta aparición de color azul, consumiéndose en este proceso 26,26 mL. Indicar a) la concentración M de 
la solución de I2, b) cuántos gramos de I2 puro se pesaron para preparar 500 mL, y c) cuántos de As2O3 
para preparar la solución 0,025 M. 
7- Una muestra que contiene Fe, cuya masa es de 10,0000 g, se disolvió en H2SO4 y se completó a 500,00 
mL con agua destilada. Al ser reducida mediante el reductor de Jones una porción de 10,00 mL requirió 
19,00 mL de solución de K2Cr2O7 0,0150 M, en tanto que una muestra análoga sin sufrir tal reducción 
sólo necesitó 14,00 mL de la misma solución. Calcular el % de Fe
2+
, Fe total y Fe
3+
 
8- Una muestra de 1,1523 g que contiene Pb3O4 se disolvió, acidificó y trató de modo que todo el plomo 
presente precipitó cuantitativamente como PbCrO4. El precipitado se filtró, lavó y disolvió en un exceso 
de ácido. La solución obtenida se tituló con 15,34 mL de solución de FeSO4 0,1000 M. Calcular el % P/P 
de Pb3O4 en la muestra. 
9- Una muestra conteniendo 0,6467 g de BaCl2.2H2O se disolvió y trató con un exceso de K2CrO4. El 
precipitado obtenido se filtró, se lavó y disolvió en HCl. A la solución resultante se le agregó un exceso 
de KI; el I2 liberado se tituló con 48,75 mL de Na2S2O3 0,1370 M. Expresar el resultado del análisis en 
términos de % P/P de BaO en la muestra. 
10- 15,00 mL de una solución de H2O2 se diluyeron a 80,00 mL, se tomaron 10,00 mL de dicha dilución y 
se valoraron con KMnO4 0,00400 M gastándose 20,00 mL. Calcular a) el contenido de H2O2 en la 
muestra en % (P/V) y en Molaridad, b) qué volumen de O2 es capaz de desprender dicha muestra y c) 
expresarlo en volúmenes (volumen de O2 liberado por un volumen de solución de H2O2). 
 2 
11- Se desea valorar una solución de H2O2 de aproximadamente 10 volúmenes. Si dispone de una 
solución normalizada de KMnO4 0,02000 M, ¿qué volumen de la solución de H2O2 debería tomar si se 
utiliza una bureta de 25,00 mL? 
12- El Ca se puede determinar en sangre precipitándolo como CaC2O4, disolviendo el precipitado en 
ácido sulfúrico, y titulando el ácido oxálico con una solución valorada de KMnO4. Una muestra de 10,00 
mL de sangre tomada de un paciente se diluyó a 50,00 mL en un matraz aforado. Una alícuota de 20,00 
mL se trató con un exceso de C2O4
2-
 para precipitar el CaC2O4. El precipitado se disolvió en ácido y se 
tituló con 3,82 mL de KMnO4 0,00100 M. Calcular la concentración de calcio expresada en mg de Ca/dL 
de sangre. 
13- Si 0,2114 g de Na2C2O4 requirieron 33,15 mL de solución de KMnO4 en medio ácido para oxidarse 
completamente, ¿cuántos mL de Na2S2O3 0,1024 M se requerirán en la titulación iodométrica de 25,00 
mL de esta solución de KMnO4? 
14- A 0,5000 g de un mineral que contiene KMnO4 se le agregó cierto volumen de solución de NaAsO2. 
Después que la reacción se completó, el remanente de AsO2
-
 se tituló en medio ácido con K2Cr2O7 
0,01666 M, gastándose 30,00 mL. Si el contenido de KMnO4 en la muestra es de 86,93 % P/P expresado 
como MnO2 ¿qué masa de As2O3 disuelto contenía la solución de AsO2
-
 agregada? 
 
 
Pesos atómicos y moleculares utilizados en los problemas redox 
 
As 75 
Ba 137 
C 12 
Ca 40 
Cl 35,7 
Cr 52 
Cu 63,6 
Fe 56 
I 127 
K 39 
Mn 55 
Na 23 
O 16 
Pb 207 
S 32 
 
As2O3 198 
BaO 153 
CrO3 99,9 
H2O2 34 
HAsO2 108 
KMnO4 158 
MnO2 87 
Na2C2O4 134 
NaClO 74,5 
Na2S2O3 158 
Na2SO3 126 
Pb3O4 685,6 
 
 3 
RESOLUCIÓN 
PROBLEMA 1 
Por su disolución en medio ácido se da la siguiente reacción: Cu
0
  Cu
2+
 + 2 e
- 
 
Cu
2+
 + 1e
-
  Cu
+
 I2 + 2 e
-
  2 I
-
 
Cu
+
 + I
-
  CuI (s) - ( S4O6
2-
 + 2 e 
-
  2 S2O3
2-
 ) 
- (1/2 I2 + 1e
-
  I
-
 ) I2 + 2 S2O3
2-
  2 I
-
 + S4O6
2-
 
Cu
2+
 + 2 I
-
  CuI(s) + 1/2 I2 
 
 
2 moles Cu
2+
 ---- 1 mol I2 ----- 2 moles S2O3
2-
 
2 x 63,6 g Cu
2+ 
 ------- 2 moles S2O3
2- 
0,1000 g Cu
2+
 ------- x = 1,5723 10
-3
 moles S2O3
 2-
 
15,60 mL ------- 1,5723 10
-3
 moles S2O3
2-
 
1000 mL ------- x = 0,10079 moles S2O3
2- 
 R= 0,1008 M 
 
 
PROBLEMA 2 
2 (CrO3 + 6 H
+
 + 3 e
-
  Cr
3+
 + 3 H2O)
 
I2 + 2 e
-
  2 I
-
 
-3 (I2 + 2 e
-
  2 I
-
) - ( S4O6
2-
 + 2 e 
-
  2 S2O3
2-
 )
 
2 CrO3 + 12 H
+
 + 6 I
- 
 2 Cr
3+
 + 6 H2O + 3 I2
 
I2 + 2 S2O3
2-
  2 I
-
 + S4O6
2- 
1 mL ------- 0,01354 g Na2S2O3 
23,75 mL ------- x = 0,3215 g 
6 moles Na2S2O3 ---- 2 moles CrO3 
6 x 158 g Na2S2O3 ------- 2 x 99,9 g CrO3 
0,3215 g ------- x = 0,067759 g CrO3 
0,0921 g CrO3 ------- 100 % 
0,06777 g ------- x = 73,58 % R = 73,6 % 
 
 
PROBLEMA 3 
 # Reacción de titulación: 
 HClO + H
+ 
+ 2 e
-
  Cl
-
 + H2O 
 - (I2 + 2 e
-
  2 I
-
)
 
 
 HClO + H
+
 + 2 I
-
  Cl
-
 + H2O + I2 (Se genera I2 ) (1) 
 
 
 I2 + 2 e
-
  2 I
-
 
 
- ( S4O6 
2-
 + 2 e
-
  2 S2O3
2-
 ) 
 I2 + 2 S2O3
2-
  2 I
-
 + S4O6
2-
 (El I2 liberado se titula con Na2S2O3) (2) 
 
 # Reacción de descomposición: Cl
-
 + HClO + H
+
  Cl2 + H2O (en medio H
+
) (3) 
 
1000 mL ------- 0,09882 mol S2O3
2- 
17,54 mL ------- x = 1,733 x 10
-3 
mol S2O3
2- 
 
 4 
 Según equilibrios (1) y (2): 1 mol HClO ------ 1 mol I2 ------ 2 mol S2O3
2-
 
2 mol S2O3
2-
 ---- 1 mol HClO 
1,733 10
-3 
mol ---- x = 8,665 10
-4 
mol HClO 
25,00 mL ------- 8,665 10-4 
mol HClO 
250,00 mL ------- x = 8,665 10
-3 
mol HClO 
 
 Según equilibrio (3): 1 mol HClO ---- 1 mol Cl2 
1 mol HClO ---------- 71 g Cl2 
8,665 10
-3 
mol HClO -------- x = 0,6153 g Cl2 
3,3580 g muestra ------- 0,6153 g Cl2 
100 g muestra ------- x = 18,32 g Cl2 R = 18,32 % P/P 
 
PROBLEMA 4 
1 mL ------- 0,002053 g S2O3
2-
 
20 mL ------- x = 0,04106 g 
158 g ------- 1 mol S2O3
2-
 
0,04106 g ------- x = 2,5987 10
-4
 mol S2O3
2-
 
Como se ha visto en problemas anteriores: 2 mol S2O3
2-
 ---- 1 mol HClO ---- 1 mol Cl2 ---- 71 g Cl2 
2 mol S2O3
2- 
----- 71 g Cl2 
2,5987 10
-4
 mol ----- x = 9,2255 10
-3
 g Cl2 
 ♦ Cálculo de la concentración estimada de la alícuota: 
Cf = (Ci x Vi) / Vf = (5 % x 5,00 mL) / 50,00 mL = 0,5 % (P/V) 
0,5 g Cl2 ------- 100 mL 
9,2255 10
-3
 g ------- x = 1,84 mL 
 R = La alícuota titulada fue de 2,00 mL tomados con pipeta aforada 
 
 
PROBLEMA 5 
SO4
2-
 + 4 H
+
 + 2 e
-
  H2SO3 + H2O I2 + 2 e
-
  2 I
-
 
 - ( I2 + 2 e
-
  2 I
- 
) - (S4O6 
2-
 + 2 e
-
  2 S2O3
2-
) 
 SO4
2-
 + 4 H
+ 
+ 2 I
-
  I2 + H2SO3 + H2O (1) 2 S2O3
2-
  2 I
-
 + S4O6
2-
 (2) 
 
I2 total 1000 mL ------- 0,0599 moles I2 
 40,00 mL ------- x = 2,398 10
-3
 moles 
Resto de I2 1000 mL ------- 0,08822 moles S2O3 
2-
 
 23,16 mL ------- x = 2,043 10
-3
 moles S2O3 
2-
 
Dado que: 2 mol S2O3
2-
 ------ 1 mol I2 
 2,043 10
-3
 moles ------ x = 1,022 10
-3
 moles I2 
I2 reaccionante = (2,398 - 1,022) 10
-3
 moles = 1,377 10
-3
 moles I2 
 
 5 
1 mol I2 ------ 1 mol SO3 
2- 
 1 mol Na2SO3 ------- 126 g Na2SO3 
1,377 10
-3
 mol I2 ----- x = 1,377 10
-3
 mol 1,377 10
-3
 mol ------- x = 0,1734 g 
20,00 mL ------ 0,1734 g Na2SO3 2,2590 g ------- 100 % 
200,00 mL ------ x = 1,734 g 1,734 g ------- x = 76,776 % 
 R = 76,8 % Na2SO3 
 
PROBLEMA 6 
♦ La iodimetría consiste en titular el analito (que es un agente reductor) con una solución estandarizada 
de I2. 
♦ El As2O3 es el patrón primario de elección cuando se quiere titular I2. 
La reacción de titulación transcurre a pH entre 4 – 9; generalmente pH = 6,5 es el más aconsejable 
pues a pH menores la reacción es muy lenta. 
♦ La solución de As(III) prepara disolviendo el As2O3 en presencia de álcali, luego se acidifica el 
medio para la titulación redox: 
 As2O3 + 2 OH
-
  2 AsO2 
- 
 + H2O 
 AsO2 
- 
+ H
+ 
  HAsO2 
 I2 + 2 e
- 

 
 2 I
-
 
 - (H3AsO4 + 2 H
+
 + 2e
-
  HAsO2 + 2 H2O) 
 I2 + 2 H2O + HAsO2  2 I
- 
+ H3AsO4 + 2 H
+
 
 
a) 1000 mL ------- 0,025 M As2O3 1/2 mol As2O3 ---- 1 mol I2 
 25,00 mL ------- x = 6,25 10
-4
 moles As2O3 6,25 10
-4
 mol ---- x = 1,25 10
-3
 mol I2 
26,26 mL ------ 1,25 10
-3
 mol I2 
1000 mL ------- x = 0,0476 M 
 R = 0,0476 M 
b) 1 mol ----- 253,8 g I2 1000 mL ----- 12,8088 g I2 
 0,0476 M ----- x = 12,8088 g 500 mL ----- x = 6,04044 g I2 
 R = 6,04 g 
 
c) 1 mol As2O3 ------ 198 g As2O3 
 0,025 M ------- x = 4,950 g 
 R = 4,950 g 
 
En este último resultado la masa se pesó en una balanza analítica, pues se trata de un patrón primario, y 
 por lo tanto se expresa con la cifra significativa correspondiente. 
 
PROBLEMA 7 
El reductor de Jones consiste en una columna rellena con una amalgama Zn / Hg (se obtiene tratando Zn 
metálico con una solución al 2% de Hg2Cl); cuando a través de la misma se pasa una solución acuosa 
conteniendo hierro, reduce el ión metálico a su menor estado de oxidación. 
 # Reacción de titulación: 14 H
+
 + Cr2O7
2
 + 6 e
-
  2 Cr
3+
 + 7 H2O 
 - 6 ( Fe
3+ 
+ 1 e
-
  Fe
2+
 ) 
 14 H
+
 + Cr2O7
2
 + 6 Fe
2+
  6 Fe
3+
 + 2 Cr
3+
 + 7 H2O 
 6 
 
 Por lo tanto: 1 mol Cr2O7
2 
= 6 mol Fe
2+
 
 
# Muestra sin reducción (Fe
2+
): 1000 mL -------- 0,0150 M Cr2O7
2
 
 14,00 mL -------- x = 2,1 10
-4 
 mol Cr2O7
2 
 
 1 mol Cr2O7
2 
---- 6 mol Fe
2+
 
 2,1 10
-4 
 mol ----- x = 1,26 10
-3
 mol Fe
2+
 
# Muestra después de su reducción (Fe
2+ 
total): 1000 mL ------- 0,015 M Cr2O7
2
 
 19,00 mL ------- x = 2,85 10
-4 
mol Cr2O7
2 
 
 1 mol Cr2O7
2 
---- 6 mol Fe
2+ 
(total) 
 2,85 10
-4 
mol ---- x = 1,71 10
-3 
 mol Fe
2+ 
(total) 
 
 1,71 10
-3
 mol Fe
2+
 total - 1,26 10
-3
 mol Fe
2+
 = 4,5 10
-4
 mol Fe
3+
 
 1 mol Fe
2+
 ------- 56 g 
 1,26 10
-3
 mol ------- x = 70,56 10
-3
 g Fe
2+
 
 1,71 10
-3
 mol ------- x = 95,76 10
-3
 g Fe (total) 
 4,5 10
-4
 mol ------- x = 25,20 10
-3
 g Fe
3+
 
 
 500,00 mL ------- 10,0000 g muestra 
 10,00 mL ------- x = 0,2 g = 200 mg muestra 
 200 mg muestra ------- 100 % 
 70,56 mg Fe
2+
 ------- x = 35,28 % Fe
2+
 
 95,76 mg Fe total ------- x = 47,88 % Fe total 
 25,20 mg Fe
3+
 ------- x = 12,60 % Fe
3+ 
 R = 35,3 % Fe
2+
; 47,9 % Fe total; 12,6 % Fe
3+
 
 
PROBLEMA 8 
 ♦ Disolución del PbCrO4 en medio ácido: 2 PbCrO4 (s) + 2 H
+
  Cr2O7 
2-
 + 2 Pb
2+
 + H2O (1) 
 ♦ Reacción de titulación redox: 14 H
+
 + Cr2O7
2
 + 6 e
-
  2 Cr
3+
 + 7 H2O (2) 
 - 6 ( Fe
3+ 
+ 1 e
-
  Fe
2+
 ) (3) 
 14 H
+
 + Cr2O7
2
 + 6 Fe
2+
  6 Fe
3+
 + 2 Cr
3+
 + 7 H2O (4) 
 
 Por ecuación (4) 1000 mL -------- 0,1000 mol Fe 
2+
 
 15,34 mL -------- x = 1,534 10
-3
 mol Fe
2+
 
 Por ecuación (2) 6 mol Fe
2+
 -------- 1 mol Cr2O7
2
 
 1,534 x 10
-3
 mol ------- x = 2,5567 10
-4
 mol Cr2O7
2
 
 Por ecuación (1) 1 mol de Cr2O7
2
 -------- 2 moles CrO4
2
 
 2,5567x 10
-4
 mol -------- x = 5,1133 10
-4
 moles CrO4
2 
= mol Pb
2+
 
3 moles Pb ---- 1 mol Pb3O4 ---- 685,6 g 
5,1133 10
-4
 moles ----------------- x = 0,11685 g 
 7 
 
1,1523 g ---- 0,11685 g Pb3O4 
100 g ---- x = 10,140 % 
 R = 10,14 % 
 
PROBLEMA 9 
 ♦ Disolución del precipitado: 2 BaCrO4 (s) + 2 H
+
  Cr2O7 
2-
 + 2 Ba
2+
 + H2O (1) 
 ♦ Se genera I2: 14 H
+
 + Cr2O7 
2- 
 + 6 e
-
  2 Cr
3+
 + 7 H2O 
 - 3 ( I2 + 2 e
-
  2 I
-
 ) 
 14 H
+
 + Cr2O7 
2- 
 + 6 I
-
  2 Cr
3+
 + 7 H2O + 3 I2 (2) 
 ♦ El I2 liberado se titula con S2O3
2-
: I2 + 2 e
-
  2 I
-
 
 - ( S4O6 
2-+ 2 e
-
  2 S2O3
2-
 ) 
 I2 + 2 S2O3
2-
  2 I
-
 + S4O6
2-
 (3) 
1000 mL ------- 0,1370 M S2O3
2- 
 
48,75 mL ------- x = 6,678 10
-3
 mol S2O3
2- 
 Analizando (2) y (3) puede deducirse que: 
2 mol S2O3
2- 
=
 
1 mol de I2 = 1/3 mol de Cr2O7
2- 
 
 6 mol S2O3
2- 
 -------- 1 mol Cr2O7
2- 
 
6,678 10 
-3 
mol -------- x = 1,113 10
3- 
 mol 
 
 1 mol Cr2O7 
2- 
 ------- 2 mol CrO4
2- 
1,113 10 
3- 
 mol Cr2O7
2- 
------- x = 2,226 10
-3
 mol CrO4
2-
 = mol Ba
2+
, según equilibrio (1) = mol BaO 
 1 mol BaO ------- 153 g 0,6467 g BaCl2 ------ 100% 
2,226 10
-3
 moles ------- x = 0,3406 g 0,3406 g ------ x = 52,66 % 
 R = 52,7 % 
PROBLEMA 10 
♦ Reacción de titulación: 2 ( MnO4
-
 + 8 H
+
 + 5 e
-
  Mn
2+
 + 4 H2O ) 
 -5 (O2 (g) + 2 H
+
 + 2 e
-
  H2O2 ) 
 6 H
+
 + 2 MnO4
- 
+ 5 H2O2  2 Mn
2+
 + 5 O2 + 8 H2O (1) 
 ♦ Reacción de descomposición: 2 H2O2  2 H2O + O2 (g) (2) 
a) 1000 mL ------- 0,00400 M MnO4
-
 
 20,00 mL ------- x = 8,00 10
-5
 mol MnO4
-
 
2 mol MnO4
- 
---- 5 mol H2O2 
8,00 10
-5
 mol ----- x = 2,00 10
-4
 mol H2O2 
 15,00 mL H2O2  Vf = 80,0 mL  Volumen alícuota = 10,00 mL 
10,00 mL ------- 2,00 10
-4
 mol H2O2 
80,00 mL ------- x = 1,6 10
-3
 mol H2O2 en 15 mL de la muestra. 
1 mol H2O2 ------- 34 g 15,00 mL -------- 0,0544 g H2O2 
1,60 10
-3
 moles ------- x = 0,0544 g 100 mL -------- x = 0,3627 g 
 R = 0,363 % (P/V) 
 8 
100 mL --------- 0,3627 g H2O2 34 g ----- 1 mol H2O2 
1000 mL --------- x = 3,627 g 3,627 g ----- x = 0,1066 moles 
 R = 0,107 M 
b) 2 moles H2O2 ------- 1 mol O2 según equilibrio (2) 
 1,60 10
-3
 moles ------- x = 8,0 10
-4
 moles O2 
1 mol O2 ------- 22,414 Litros O2 (en CNPT) 
8,0 10
-4
 moles ------- x = 0,01793 Litros O2 
 R= 0,0179 Litros O2 
c) 15,00 mL ------- 17.9 mL O2 
 1,00 mL ------- x = 1,193 mL 
 R = 1,19Vol. 
 
Expresar la concentración de agua oxigenada en volúmenes significa volumen de oxígeno desprendido 
por volumen de solución. Por ejemplo, el H2O2 de 10 Vol. indica que el volumen de oxígeno, en CNPT, 
que se forma de la descomposición del H2O2 contenida en un volumen cualquiera de la solución, es 10 
veces el volumen de ésta. Vale decir, 10 mL de O2 por mL de solución (ó dL en dL ó L en L). 
 
PROBLEMA 11 
Sabiendo que el H2O2 es aproximadamente 10 Vol.: 
22,4 L -------- 1 mol de O2 
10 L -------- x = 0,4464 moles de O2 
Considerando la reacción de descomposición: 
1 mol de O2 ------- 2 mol de H2O2 
0,4464 moles ------- x = 0,8928 mol de H2O2 (contenidos en la solución de 10 Vol) 
Por otra parte, si se dispone de una bureta de 25,00 mL y estimando gastar aproximadamente 20 mL: 
1000 mL ------- 0,02000 mol MnO4
-
 
20 mL -------- x = 4 10
-4
 mol MnO4
-
 
Según la estequiometría de la reacción: 2 mol MnO4
-
 ---- 5 mol H2O2 
 4 10
-4
 mol MnO4
-
 --- x = 1 10
-3
 mol H2O2 
 ◊ De acuerdo a esto se pueden calcular cuántos mL de muestra se deberán pipetear y colocar en el 
erlenmeyer, para ser titulados por la solución de KMnO4 0,02000 M: 
0,8928 mol de H2O2 ---- 1000 mL de solución de H2O2 
1 10
-3
 mol ---- x = 1,12 mL 
 R = 1,00 mL (medidos con pipeta aforada) 
 
PROBLEMA 12 
 Reacción de disolución: CaC2O4 (s) + 2 H
+
  Ca
2+
 + H2C2O4 (1) 
 Reacción de titulación: - 5 (2 H
+
 + 2 CO2 + 2 e
-
  H2C2O4 ) 
 2 (8H
+ 
+ MnO4
-
 + 5 e
-
  Mn
2+
 + 4 H2O ) 
 6 H
+
 + 2 MnO4
-
 + 5 H2C2O4  2 Mn
2+
 + 8 H2O + 10 CO2 (2) 
 9 
1000 mL ------ 0,00100 mol MnO4
- 
3,82 mL ------ x = 3,82 10
-6
 mol MnO4
- 
 
 Según la estequiometría de la reacción (2) 
2 mol MnO4
- 
-----
 
5 mol H2C2O4 
3,82 10
-6
 mol ----- x = 9,55 10
-6
 mol H2C2O4 = mol C2O4
2-
 = mol Ca
2+ 
20,00 mL ------- 9,55 10
-6
 mol Ca
2+
 
50,00 mL ------- x = 2,387 10 
-5
 mol 
1 mol Ca
2+
 ---- 40 g 
2,387 10
-5
 mol ---- x = 9,55 10
-4
 g 
10,00 mL sangre ------ 9,55 10
-4
 g Ca
2+
 
100,00 mL sangre ------ x = 9,55 10
-3
 g 
 R = 9,6 mg/dL 
 
 
PROBLEMA 13 
◊ Reacciones involucradas: 
5 H2C2O4 + 6 H
+
 + 2 MnO4

  10 CO2 + 8 H2O + 2 Mn 
2+
 (1) 
2 MnO4

 + 10 I
–
 (exceso) + 16 H
+
  2 Mn
2+
 + 5 I2 + 8 H2O (2) 
I2 + 2 S2O3
2-
  2 I
-
 + S4O6
2-
 (3) 
 
 Según ecuación (1): 5 mol H2C2O4 ---- 2 mol MnO4

 
 Además: 1 mol H2C2O4 ---- 1 mol Na2C2O4 (PM: 137 g) 
5 x 137 g Na2C2O4 ---- 2 mol MnO4

 
0,2114 g ---- x = 6,1722 10
-4 
mol MnO4

 
33,15 mL --------- 6,1722 10
-4 
mol MnO4

 
1000 mL --------- x = 0,01862 M 
 
 Por ecuaciones (2) y (3): 
1000 mL -------- 0,01862 M 
 
25,00 mL -------- x = 4,6547 10
-4
 mol MnO4
 
 
2 mol MnO4
 
 ---- 10 mol S2O3
2
 
4,6547 10
-4
 mol ---- x = 2,3274 10
-3
 mol 
0,1024 M S2O3
2
 -------- 1000 ml 
2,3274 10
-3
 mol -------- x = 22,728 ml 
 R = 22,73 mL 
 
 
 
 
 
 10 
PROBLEMA 14 
# Reacciones involucradas: 
 MnO4
-
 + 4H
+ 
+ 3 e
-
  MnO2 + 2 H2O (1) 
 
 2 ( MnO4
-
 + 8H
+ 
+ 5 e
-
  Mn
2+
 + 4 H2O) 
 -5 ( H3AsO4 + 2 H
+
 + 2 e
-
  HAsO2 + 2 H2O) 
 2 MnO4
-
 +5 HAsO2 +6 H
+
 +2 H2O  2 Mn
2+
 + 5 H3AsO4 (2) 
 Cr2O7 
2- 
 + 14 H
+
 + 6 e
-
  2 Cr
3+
 + 7 H2O 
 - 3 ( H3AsO4 + 2 H
+
 + 2 e
-
  HAsO2 + 2 H2O) 
 Cr2O7 
2- 
+3 HAsO2 + 8 H
+
  Cr
3+
 + H2O + 3 H3AsO4 (3) 
 
Por ecuación (1): 87 g ------- 1 mol MnO2 
 86,93 g ------- x = 0,999 mol MnO2 = moles de KMnO4 
100 g muestra ------- 0,999 moles KMnO4 
 0,500 g ------- x = 4,995 10
-3
 moles 
Por ecuación (2): 2 mol KMnO4 ------ 5 mol AsO2
-
 
 4,995 10
-3
 mol ------- x = 0,01248 mol AsO2
-
 reaccionantes 
Cálculo del remanente de AsO2
- 
: 1000 mL ------- 0,01666 M Cr2O7
2-
 
 30,00 mL ------- x = 4,99 10
-4
 mol Cr2O7
2-
 
Por ecuación (3): 1 mol Cr2O7
2- 
----- 3 mol HAsO2 
 4,99 10
-4
 mol ----- x = 1,49 10
-3
 mol 
 AsO2
-
 total: 0,01248 mol + 1,49 10
-3
 mol = 0,01397 mol HAsO2 = mol As 
 
 2 moles As ----- 1 mol As2O3 1 mol As2O3 ----- 198 g 
0,01397 moles As ----- x = 6,989 10
-3
 mol As2O3 6,989 10
-3mol ----- x = 1,384 g 
 R = 1,38 g As2O3 
El patrón primario óxido arsenioso es un sólido poco soluble en agua por lo que sus soluciones se 
preparan disolviéndolo en hidróxido de sodio. Luego se acidifica con ácido clorhídrico o sulfúrico 
hasta reacción levemente ácida al tornasol: 
As2O3 + 2 OH
-
  2 AsO2
-
 + H2O 
AsO2
- 
+ H
+
  HAsO2