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Química 2ed

Ejercicios

Química 2edEjercicios

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Índice
  1. Prefacio
  2. 1 Ideas esenciales
    1. Introducción
    2. 1.1 La química en su contexto
    3. 1.2 Fases y clasificación de la materia
    4. 1.3 Propiedades físicas y químicas
    5. 1.4 Mediciones
    6. 1.5 Incertidumbre, exactitud y precisión de las mediciones
    7. 1.6 Tratamiento matemático de los resultados de las mediciones
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  3. 2 Átomos, moléculas e iones
    1. Introducción
    2. 2.1 Las primeras ideas de la teoría atómica
    3. 2.2 Evolución de la teoría atómica
    4. 2.3 Estructura atómica y simbolismo
    5. 2.4 Fórmulas químicas
    6. 2.5 La tabla periódica
    7. 2.6 Compuestos iónicos y moleculares
    8. 2.7 Nomenclatura química
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  4. 3 Composición de sustancias y soluciones
    1. Introducción
    2. 3.1 La fórmula de masa y el concepto de mol
    3. 3.2 Determinación de fórmulas empíricas y moleculares
    4. 3.3 Molaridad
    5. 3.4 Otras unidades para las concentraciones de las soluciones
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  5. 4 Estequiometría de las reacciones químicas
    1. Introducción
    2. 4.1 Escritura y balance de ecuaciones químicas
    3. 4.2 Clasificación de las reacciones químicas
    4. 4.3 Estequiometría de la reacción
    5. 4.4 Rendimiento de la reacción
    6. 4.5 Análisis químico cuantitativo
    7. Términos clave
    8. Ecuaciones clave
    9. Resumen
    10. Ejercicios
  6. 5 Termoquímica
    1. Introducción
    2. 5.1 Conceptos básicos de energía
    3. 5.2 Calorimetría
    4. 5.3 Entalpía
    5. Términos clave
    6. Ecuaciones clave
    7. Resumen
    8. Ejercicios
  7. 6 Estructura electrónica y propiedades periódicas de los elementos
    1. Introducción
    2. 6.1 Energía electromagnética
    3. 6.2 El modelo de Bohr
    4. 6.3 Desarrollo de la teoría cuántica
    5. 6.4 Estructura electrónica de los átomos (configuraciones de electrones)
    6. 6.5 Variaciones periódicas de las propiedades de los elementos
    7. Términos clave
    8. Ecuaciones clave
    9. Resumen
    10. Ejercicios
  8. 7 Enlace químico y geometría molecular
    1. Introducción
    2. 7.1 Enlace iónico
    3. 7.2 Enlace covalente
    4. 7.3 Símbolos y estructuras de Lewis
    5. 7.4 Cargas formales y resonancia
    6. 7.5 Fuerza de los enlaces iónicos y covalentes
    7. 7.6 Estructura molecular y polaridad
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  9. 8 Teorías avanzadas del enlace covalente
    1. Introducción
    2. 8.1 Teoría de enlace de valencia
    3. 8.2 Orbitales atómicos híbridos
    4. 8.3 Enlaces múltiples
    5. 8.4 Teoría de los orbitales moleculares
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  10. 9 Gases
    1. Introducción
    2. 9.1 Presión del gas
    3. 9.2 Relaciones entre presión, volumen, cantidad y temperatura: la ley de los gases ideales
    4. 9.3 Estequiometría de sustancias gaseosas, mezclas y reacciones
    5. 9.4 Efusión y difusión de los gases
    6. 9.5 La teoría cinético-molecular
    7. 9.6 Comportamiento no ideal de los gases
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  11. 10 Líquidos y sólidos
    1. Introducción
    2. 10.1 Fuerzas intermoleculares
    3. 10.2 Propiedades de los líquidos
    4. 10.3 Transiciones de fase
    5. 10.4 Diagramas de fase
    6. 10.5 El estado sólido de la materia
    7. 10.6 Estructuras de red en los sólidos cristalinos
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  12. 11 Soluciones y coloides
    1. Introducción
    2. 11.1 El proceso de disolución
    3. 11.2 Electrolitos
    4. 11.3 Solubilidad
    5. 11.4 Propiedades coligativas
    6. 11.5 Coloides
    7. Términos clave
    8. Ecuaciones clave
    9. Resumen
    10. Ejercicios
  13. 12 Cinética
    1. Introducción
    2. 12.1 Tasas de reacciones químicas
    3. 12.2 Factores que afectan las tasas de reacción
    4. 12.3 Leyes de velocidad
    5. 12.4 Leyes de tasas integradas
    6. 12.5 Teoría de colisiones
    7. 12.6 Mecanismos de reacción
    8. 12.7 Catálisis
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  14. 13 Conceptos fundamentales del equilibrio
    1. Introducción
    2. 13.1 Equilibrio químico
    3. 13.2 Constantes de equilibrio
    4. 13.3 Equilibrios cambiantes: el principio de Le Châtelier
    5. 13.4 Cálculos de equilibrio
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  15. 14 Equilibrios ácido-base
    1. Introducción
    2. 14.1 Ácidos y Bases de Brønsted-Lowry
    3. 14.2 pH y pOH
    4. 14.3 Fuerza relativa de los ácidos y las bases
    5. 14.4 Hidrólisis de sales
    6. 14.5 Ácidos polipróticos
    7. 14.6 Tampones
    8. 14.7 Titulaciones ácido-base
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  16. 15 Equilibrios de otras clases de reacción
    1. Introducción
    2. 15.1 Precipitación y disolución
    3. 15.2 Ácidos y Bases de Lewis
    4. 15.3 Equilibrios acoplados
    5. Términos clave
    6. Ecuaciones clave
    7. Resumen
    8. Ejercicios
  17. 16 Termodinámica
    1. Introducción
    2. 16.1 Espontaneidad
    3. 16.2 Entropía
    4. 16.3 La segunda y la tercera ley de la termodinámica
    5. 16.4 Energía libre
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  18. 17 Electroquímica
    1. Introducción
    2. 17.1 Repaso de química redox
    3. 17.2 Celdas galvánicas
    4. 17.3 Potenciales del electrodo y de la celda
    5. 17.4 Potencial, energía libre y equilibrio
    6. 17.5 Baterías y pilas de combustible
    7. 17.6 Corrosión
    8. 17.7 Electrólisis
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  19. 18 Metales representativos, metaloides y no metales
    1. Introducción
    2. 18.1 Periodicidad
    3. 18.2 Incidencia y preparación de los metales representativos
    4. 18.3 Estructura y propiedades generales de los metaloides
    5. 18.4 Estructura y propiedades generales de los no metales
    6. 18.5 Incidencia, preparación y compuestos de hidrógeno
    7. 18.6 Incidencia, preparación y propiedades de los carbonatos
    8. 18.7 Incidencia, preparación y propiedades del nitrógeno
    9. 18.8 Incidencia, preparación y propiedades del fósforo
    10. 18.9 Incidencia, preparación y compuestos del oxígeno
    11. 18.10 Incidencia, preparación y propiedades del azufre
    12. 18.11 Incidencia, preparación y propiedades de los halógenos
    13. 18.12 Incidencia, preparación y propiedades de los gases nobles
    14. Términos clave
    15. Resumen
    16. Ejercicios
  20. 19 Metales de transición y química de coordinación
    1. Introducción
    2. 19.1 Incidencia, preparación y propiedades de los metales de transición y sus compuestos
    3. 19.2 Química de coordinación de los metales de transición
    4. 19.3 Propiedades espectroscópicas y magnéticas de los compuestos de coordinación
    5. Términos clave
    6. Resumen
    7. Ejercicios
  21. 20 Química orgánica
    1. Introducción
    2. 20.1 Hidrocarburos
    3. 20.2 Alcoholes y éteres
    4. 20.3 Aldehídos, cetonas, ácidos carboxílicos y ésteres
    5. 20.4 Aminas y amidas
    6. Términos clave
    7. Resumen
    8. Ejercicios
  22. 21 Química nuclear
    1. Introducción
    2. 21.1 Estructura y estabilidad nuclear
    3. 21.2 Ecuaciones nucleares
    4. 21.3 Decaimiento radiactivo
    5. 21.4 Transmutación y energía nuclear
    6. 21.5 Usos de los radioisótopos
    7. 21.6 Efectos biológicos de la radiación
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  23. A La tabla periódica
  24. B Matemáticas esenciales
  25. C Unidades y factores de conversión
  26. D Constantes físicas fundamentales
  27. E Propiedades del agua
  28. F Composición de los ácidos y las bases comerciales
  29. G Propiedades termodinámicas estándar de determinadas sustancias
  30. H Constantes de ionización de los ácidos débiles
  31. I Constantes de ionización de las bases débiles
  32. J Productos de solubilidad
  33. K Constantes de formación de iones complejos
  34. L Potenciales de electrodos estándar (media celda)
  35. M Semivida de varios isótopos radiactivos
  36. Clave de respuestas
    1. Capítulo 1
    2. Capítulo 2
    3. Capítulo 3
    4. Capítulo 4
    5. Capítulo 5
    6. Capítulo 6
    7. Capítulo 7
    8. Capítulo 8
    9. Capítulo 9
    10. Capítulo 10
    11. Capítulo 11
    12. Capítulo 12
    13. Capítulo 13
    14. Capítulo 14
    15. Capítulo 15
    16. Capítulo 16
    17. Capítulo 17
    18. Capítulo 18
    19. Capítulo 19
    20. Capítulo 20
    21. Capítulo 21
  37. Índice

14.1 Ácidos y Bases de Brønsted-Lowry

1.

Escriba ecuaciones que muestren al NH3 como un ácido conjugado y una base conjugada.

2.

Escriba ecuaciones que muestren el H2PO4H2PO4 actuando como ácido y como base.

3.

Demuestre mediante ecuaciones iónicas netas adecuadas que cada una de las siguientes especies puede actuar como un ácido de Brønsted-Lowry:

(a) H3O+H3O+

(b) HCl

(c) NH3

(d) CH3CO2H

(e) NH4+NH4+

(f) HSO4HSO4

4.

Demuestre mediante ecuaciones iónicas netas adecuadas que cada una de las siguientes especies puede actuar como un ácido de Brønsted-Lowry:

(a) HNO3

(b) PH4+PH4+

(c) H2S

(d) CH3CH2COOH

(e) H2PO4H2PO4

(f) HS

5.

Demuestre mediante ecuaciones iónicas netas adecuadas que cada una de las siguientes especies puede actuar como una base de Brønsted-Lowry:

(a) H2O

(b) OH

(c) NH3

(d) CN

(e) S2−

(f) H2PO4H2PO4

6.

Demuestre mediante ecuaciones iónicas netas adecuadas que cada una de las siguientes especies puede actuar como una base de Brønsted-Lowry:

(a) HS

(b) PO43−PO43−

(c) NH2NH2

(d) C2H5OH

(e) O2−

(f) H2PO4H2PO4

7.

¿Cuál es el ácido conjugado de cada uno de los siguientes? ¿Cuál es la base conjugada de cada una?

(a) OH

(b) H2O

(c) HCO3HCO3

(d) NH3

(e) HSO4HSO4

(f) H2O2

(g) HS

(h) H5N2+H5N2+

8.

¿Cuál es el ácido conjugado de cada uno de los siguientes? ¿Cuál es la base conjugada de cada una?

(a) H2S

(b) H2PO4H2PO4

(c) PH3

(d) HS

(e) HSO3HSO3

(f) H3O2+H3O2+

(g) H4N2

(h) CH3OH

9.

Identifique y marque el ácido de Brønsted-Lowry, su base conjugada, la base de Brønsted-Lowry y su ácido conjugado en cada una de las siguientes ecuaciones:

(a) HNO3+H2OH3O++NO3HNO3+H2OH3O++NO3

(b) CN+H2OHCN+OHCN+H2OHCN+OH

(c) H2SO4+ClHCl+HSO4H2SO4+ClHCl+HSO4

(d) HSO4+OHSO42−+H2OHSO4+OHSO42−+H2O

(e) O2−+H2O2OHO2−+H2O2OH

(f) [Cu(H2O)3(OH)]++[Al(H2O)6]3+[Cu(H2O)4]2++[Al(H2O)5(OH)]2+[Cu(H2O)3(OH)]++[Al(H2O)6]3+[Cu(H2O)4]2++[Al(H2O)5(OH)]2+

(g) H2S+NH2HS+NH3H2S+NH2HS+NH3

10.

Identifique y marque el ácido de Brønsted-Lowry, su base conjugada, la base de Brønsted-Lowry y su ácido conjugado en cada una de las siguientes ecuaciones:

(a) NO2+H2OHNO2+OHNO2+H2OHNO2+OH

(b) HBr+H2OH3O++BrHBr+H2OH3O++Br

(c) HS+H2OH2S+OHHS+H2OH2S+OH

(d) H2PO4+OHHPO42−+H2OH2PO4+OHHPO42−+H2O

(e) H2PO4+HClH3PO4+ClH2PO4+HClH3PO4+Cl

(f) [Fe(H2O)5(OH)]2++[Al(H2O)6]3+[Fe(H2O)6]3++[Al(H2O)5(OH)]2+[Fe(H2O)5(OH)]2++[Al(H2O)6]3+[Fe(H2O)6]3++[Al(H2O)5(OH)]2+

(g) CH3OH+HCH3O+H2CH3OH+HCH3O+H2

11.

¿Qué son las especies anfipróticas? Ilustre con ecuaciones adecuadas.

12.

Indique cuáles de las siguientes especies son anfipróticas y escriba ecuaciones químicas que ilustren el carácter anfiprótico de estas especies:

(a) H2O

(b) H2PO4H2PO4

(c) S2−

(d) CO32−CO32−

(e) HSO4HSO4

13.

Indique cuáles de las siguientes especies son anfipróticas y escriba ecuaciones químicas que ilustren el carácter anfiprótico de estas especies.

(a) NH3

(b) HPO4HPO4

(c) Br

(d) NH4+NH4+

(e) ASO43−ASO43−

14.

¿La autoionización del agua es endotérmica o exotérmica? El producto iónico del agua (Kw) es de 2,9 ×× 10−14 a 40 °C y 9,3 ×× 10−14 a 60 °C.

14.2 pH y pOH

15.

Explique por qué una muestra de agua pura a 40 °C es neutra aunque [H3O+] = 1,7 ×× 10−7 M. Kw es 2,9 ×× 10−14 a 40 °C.

16.

El producto iónico del agua (Kw) es de 2,9 ×× 10−14 a 40 °C. Calcule [H3O+], [OH], pH y pOH para el agua pura a 40 °C.

17.

El producto iónico del agua (Kw) es 9,311 ×× 10−14 a 60 °C. Calcule [H3O+], [OH], pH y pOH para el agua pura a 60 °C.

18.

Calcule el pH y el pOH de cada una de las siguientes soluciones a 25 °C para los que las sustancias se ionizan completamente:

(a) 0,200 M de HCl

(b) 0,0143 M de NaOH

(c) 3,0 M de HNO3

(d) 0,0031 M de Ca(OH)2

19.

Calcule el pH y el pOH de cada una de las siguientes soluciones a 25 °C para los que las sustancias se ionizan completamente:

(a) 0,000259 M de HClO4

(b) 0,21 M de NaOH

(c) 0,000071 M de Ba(OH)2

(d) 2,5 M de KOH

20.

¿Cuáles son el pH y el pOH de una solución de 2,0 M HCl, que se ioniza completamente?

21.

¿Cuáles son las concentraciones de iones de hidronio e hidróxido en una solución cuyo pH es 6,52?

22.

Calcule la concentración de iones de hidrógeno y la concentración de iones de hidróxido en el vino a partir de su pH. Consulte la Figura 14.2 para obtener información útil.

23.

Calcule la concentración de iones de hidronio y la concentración de iones de hidróxido en el zumo de lima a partir de su pH. Consulte la Figura 14.2 para obtener información útil.

24.

La concentración de iones de hidronio en una muestra de agua de lluvia es de 1,7 ×× 10−6 M a 25 °C. ¿Cuál es la concentración de iones de hidróxido en el agua de lluvia?

25.

La concentración de iones de hidróxido en el amoníaco doméstico es de 3,2 ×× 10−3 M a 25 °C. ¿Cuál es la concentración de iones de hidronio en la solución?

14.3 Fuerza relativa de los ácidos y las bases

26.

Explique por qué la reacción de neutralización de un ácido fuerte y una base débil da una solución débilmente ácida.

27.

Explique por qué la reacción de neutralización de un ácido débil y una base fuerte da una solución débilmente básica.

28.

Utilice esta lista de compuestos industriales importantes (y la Figura 14.8) para responder las siguientes preguntas sobre: Ca(OH)2, CH3CO2H, HCl, H2CO3, HF, HNO2, HNO3, H3PO4, H2SO4, NH3, NaOH, Na2CO3.

(a) Identifique los ácidos fuertes de Brønsted-Lowry y las bases fuertes de Brønsted-Lowry.

(b) Identifique los compuestos que pueden comportarse como ácidos de Brønsted-Lowry con fuerzas situadas entre las de H3O+ y H2O.

(c) Identifique los compuestos que pueden comportarse como bases de Brønsted-Lowry con fuerzas situadas entre las de H2O y OH-.

29.

El olor del vinagre se debe a la presencia de ácido acético, CH3CO2H, un ácido débil. Enumere, en orden de concentración descendente, todas las especies iónicas y moleculares presentes en una solución acuosa 1-M de este ácido.

30.

El amoníaco doméstico es una solución de la base débil NH3 en agua. Enumere, en orden de concentración descendente, todas las especies iónicas y moleculares presentes en una solución acuosa 1-M de esta base.

31.

Explique por qué la constante de ionización, Ka, del H2SO4 es mayor que la del H2SO3.

32.

Explique por qué la constante de ionización, Ka, para el HI es mayor que la constante de ionización para el HF.

33.

El jugo gástrico, el líquido digestivo producido en el estómago, contiene ácido clorhídrico, HCl. La leche de magnesia, una suspensión de Mg(OH)2 sólido en un medio acuoso, se utiliza a veces para neutralizar el exceso de ácido estomacal. Escriba una ecuación balanceada completa para la reacción de neutralización e identifique los pares ácido-base conjugados.

34.

El ácido nítrico reacciona con el óxido de cobre(II) insoluble para formar nitrato de cobre(II) soluble, Cu(NO3)2, un compuesto que se ha utilizado para evitar el crecimiento de algas en las piscinas. Escriba la ecuación química balanceada para la reacción de una solución acuosa de HNO3 con CuO.

35.

¿Cuál es la constante de ionización a 25 °C del ácido débil CH3NH3+,CH3NH3+, el ácido conjugado de la base débil CH3NH2, Kb = 4,4 ×× 10−4.

36.

¿Cuál es la constante de ionización a 25 °C del ácido débil (CH3)2NH2+,(CH3)2NH2+, el ácido conjugado de la base débil (CH3)2NH, Kb = 5,9 ×× 10−4?

37.

¿Qué base, CH3NH2 o (CH3)2NH, es la más fuerte? ¿Cuál ácido conjugado, (CH3)2NH2+(CH3)2NH2+ o CH3NH3+CH3NH3+, es el ácido más fuerte?

38.

¿Cuál es el ácido más fuerte, NH4+NH4+ o HBrO?

39.

¿Cuál es la base más fuerte, (CH3)3N o H2BO3?H2BO3?

40.

Prediga qué ácido de cada uno de los siguientes pares es el más fuerte y explique su razonamiento para cada uno.

(a) H2O o HF

(b) B(OH)3 o Al(OH)3

(c) HSO3HSO3 o HSO4HSO4

(d) NH3 o H2S

(e) H2O o H2Te

41.

Prediga qué compuesto de cada uno de los siguientes pares de compuestos es más acídico y explique su razonamiento para cada uno.

(a) HSO4HSO4 o HSeO4HSeO4

(b) NH3 o H2O

(c) PH3 o HI

(d) NH3 o PH3

(e) H2S o HBr

42.

Clasifique los compuestos de cada uno de los siguientes grupos en orden de acidez o basicidad creciente, según se indique, y explique el orden que asigne.

(a) acidez: HCl, HBr, HI

(b) basicidad: H2O, OH, H, Cl

(c) basicidad: Mg(OH)2, Si(OH)4, ClO3(OH) (Pista: La fórmula también podría escribirse como HClO4).

(d) acidez: HF, H2O, NH3, CH4

43.

Clasifique los compuestos de cada uno de los siguientes grupos en orden de acidez o basicidad creciente, según se indique, y explique el orden que asigne.

(a) acidez: NaHSO3, NaHSeO3, NaHSO4

(b) basicidad: BrO2,BrO2, ClO2,ClO2, IO2IO2

(c) acidez: HOCl, HOBr, HOI

(d) acidez: HOCl, HOClO, HOClO2, HOClO3

(e) basicidad: NH2,NH2, HS, HTe, PH2PH2

(f) basicidad: BrO, BrO2,BrO2, BrO3,BrO3, BrO4BrO4

44.

Tanto el HF como el HCN se ionizan en el agua de forma limitada. ¿Cuál de las bases conjugadas, F o CN, es la base más fuerte?

45.

El principio activo que forma la aspirina en el organismo es el ácido salicílico, C6H4OH(CO2H). El grupo carboxilo (−CO2H) actúa como un ácido débil. El grupo fenol (un grupo OH unido a un anillo aromático) también actúa como un ácido, pero un ácido mucho más débil. Enumere, en orden de concentración descendente, todas las especies iónicas y moleculares presentes en una solución acuosa 0,001-M de C6H4OH(CO2H).

46.

¿Las concentraciones de iones de hidronio e iones de hidróxido en una solución de un ácido o una base en agua son directamente proporcionales o inversamente proporcionales? Explique su respuesta.

47.

¿Qué dos suposiciones comunes pueden simplificar el cálculo de las concentraciones de equilibrio en una solución de un ácido o una base débil?

48.

¿Cuál de las siguientes opciones aumentará el porcentaje de NH3 que se convierte en ion de amonio en el agua?

(a) adición de NaOH

(b) adición de HCl

(c) adición de NH4Cl

49.

¿Cuál de las siguientes opciones aumentará el porcentaje de HF que se convierte en ion de fluoruro en el agua?

(a) adición de NaOH

(b) adición de HCl

(c) adición de NaF

50.

¿Cuál es el efecto sobre las concentraciones de NO2,NO2, HNO2 y OH cuando se añaden a una solución de KNO2 en agua?

(a) HCl

(b) HNO2

(c) NaOH

(d) NaCl

(e) KNO

51.

¿Cuál es el efecto sobre la concentración de ácido fluorhídrico, ion de hidronio e ion de flúor cuando se añaden a soluciones separadas de ácido fluorhídrico?

(a) HCl

(b) KF

(c) NaCl

(d) KOH

(e) HF

52.

¿Por qué la concentración de iones de hidronio en una solución 0,10 M en HCl y 0,10 M en HCOOH está determinada por la concentración de HCl?

53.

A partir de las concentraciones de equilibrio dadas, calcule Ka para cada uno de los ácidos débiles y Kb para cada una de las bases débiles.

(a) CH3CO2H: [H3O+][H3O+] = 1,34 ×× 10−3 M;
[CH3CO2][CH3CO2] = 1,34 ×× 10−3 M;

[CH3CO2H] = 9,866 ×× 10−2 M;

(b) ClO: [OH] = 4,0 ×× 10−4 M;

[HClO] = 2,38 ×× 10−4 M;

[ClO] = 0,273 M;

(c) HCO2H: [HCO2H] = 0,524 M;
[H3O+][H3O+] = 9,8 ×× 10−3 M;
[HCO2][HCO2] = 9,8 ×× 10−3 M;

(d) C6H5NH3+:C6H5NH3+: [C6H5NH3+][C6H5NH3+] = 0,233 M;

[C6H5NH2] = 2,3 ×× 10−3 M;
[H3O+][H3O+] = 2,3 ×× 10−3 M

54.

A partir de las concentraciones de equilibrio dadas, calcule Ka para cada uno de los ácidos débiles y Kb para cada una de las bases débiles.

(a) NH3: [OH] = 3,1 ×× 10−3 M;
[NH4+][NH4+] = 3,1 ×× 10−3 M;

[NH3] = 0,533 M;

(b) HNO2: [H3O+][H3O+] = 0,011 M;
[NO2][NO2] = 0,0438 M;

[HNO2] = 1,07 M;

(c) (CH3)3N: [(CH3)3N] = 0,25 M;
[(CH3)3NH+] = 4,3 ×× 10−3 M;

[OH] = 3,7 ×× 10−3 M;

(d) NH4+:NH4+: [NH4+][NH4+] = 0,100 M;

[NH3] = 7,5 ×× 10−6 M;
[H3O+] = 7,5 ×× 10−6 M

55.

Determine Kb para el ion de nitrito, NO2.NO2. En una solución 0,10-M esta base está ionizada al 0,0015%.

56.

Determine Ka para el ion de sulfato de hidrógeno, HSO4.HSO4. En una solución 0,10-M el ácido está ionizado al 29%.

57.

Calcule la constante de ionización de cada uno de los siguientes ácidos o bases a partir de la constante de ionización de su base conjugada o ácido conjugado:

(a) F

(b) NH4+NH4+

(c) AsO43−AsO43−

(d) (CH3)2NH2+(CH3)2NH2+

(e) NO2NO2

(f) HC2O4HC2O4 (como base)

58.

Calcule la constante de ionización de cada uno de los siguientes ácidos o bases a partir de la constante de ionización de su base conjugada o ácido conjugado:

(a) HTe (como base)

(b) (CH3)3NH+(CH3)3NH+

(c) HAsO42–HAsO42– (como base)

(d) HO2HO2 (como base)

(e) C6H5NH3+C6H5NH3+

(f) HSO3HSO3 (como base)

59.

Utilizando el valor Ka de 1,4 ×× 10−5, ponga Al(H2O)63+Al(H2O)63+ en la ubicación correcta en la Figura 14.7.

60.

Calcule la concentración de todas las especies de solutos en cada una de las siguientes soluciones de ácidos o bases. Suponga que se puede despreciar la ionización del agua, y demuestre que se puede despreciar el cambio en las concentraciones iniciales.

(a) 0,0092 M de HClO, un ácido débil

(b) 0,0784 M de C6H5NH2, una base débil

(c) 0,0810 M de HCN, un ácido débil

(d) 0,11 M de (CH3)3N, una base débil

(e) 0,120 M Fe (H2O)6 2+Fe (H2O)6 2+ un ácido débil, Ka = 1,6 ×× 10−7

61.

Ácido propiónico, C2H5CO2H (Ka = 1,34 ×× 10−5), se utiliza en la fabricación de propionato de calcio, un conservante de alimentos. ¿Cuál es el pH de una solución 0,698-M de C2H5CO2H?

62.

El vinagre blanco es una solución al 5,0% en masa de ácido acético en agua. Si la densidad del vinagre blanco es de 1,007 g/cm3, ¿cuál es el pH?

63.

La constante de ionización del ácido láctico, CH3CH(OH)CO2H, un ácido que se encuentra en la sangre tras un ejercicio intenso, es de 1,36 ×× 10−4. Si se utilizan 20,0 g de ácido láctico para hacer una solución con un volumen de 1,00 L, ¿cuál es la concentración de ion de hidronio en la solución?

64.

La nicotina, C10H14N2, es una base que acepta dos protones (Kb1 = 7 ×× 10−7, Kb2 = 1,4 ×× 10−11). ¿Cuál es la concentración de cada especie presente en una solución 0,050-M de nicotina?

65.

El pH de una solución 0,23-M de HF es de 1,92. Determine Ka para el HF a partir de estos datos.

66.

El pH de una solución 0,15-M de HSO4HSO4 es 1,43. Determine Ka para el HSO4HSO4 de estos datos.

67.

El pH de una solución 0,10-M de cafeína es de 11,70. Determine Kb para la cafeína a partir de estos datos:
C8H10N4O2(aq)+H2O(l)C8H10N4O2H+(aq)+OH(aq)C8H10N4O2(aq)+H2O(l)C8H10N4O2H+(aq)+OH(aq)

68.

El pH de una solución de amoníaco doméstico, una solución 0,950 M de NH3, es de 11,612. Determine Kb para el NH3 a partir de estos datos.

14.4 Hidrólisis de sales

69.

Determine si las soluciones acuosas de las siguientes sales son ácidas, básicas o neutras:

(a) Al(NO3)3

(b) RbI

(c) KHCO2

(d) CH3NH3Br

70.

Determine si las soluciones acuosas de las siguientes sales son ácidas, básicas o neutras:

(a) FeCl3

(b) K2CO3

(c) NH4Br

(d) KClO4

71.

La novocaína, C13H21O2N2Cl, es la sal de la base procaína y el ácido clorhídrico. La constante de ionización de la procaína es de 7 ×× 10−6. ¿Una solución de novocaína es ácida o básica? ¿Cuáles son los valores de [H3O+], [OH] y el pH de una solución al 2,0% en masa de novocaína, suponiendo que la densidad de la solución es de 1,0 g/mL?

14.5 Ácidos polipróticos

72.

¿Cuál de las siguientes concentraciones sería prácticamente igual en un cálculo de las concentraciones de equilibrio en una solución 0,134-M de H2CO3, un ácido diprótico? [H3O+],[H3O+], [OH], [H2CO3], [HCO3],[HCO3], [CO32−]?[CO32−]? No es necesario hacer cálculos para responder esta pregunta.

73.

Calcule la concentración de cada especie presente en una solución 0,050-M de H2S.

74.

Calcule la concentración de cada especie presente en una solución 0,010-M de ácido ftálico, C6H4(CO2H)2.
C6H4(CO2H)2 (aq)+H2O(l)H3O+(aq)+C6H4(CO2H)(CO2)(aq)Ka=1,1×10-3C6H4(CO2H)(CO2)(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+C6H4(CO2)22−(aq)Ka=3,9×10-6C6H4(CO2H)2 (aq)+H2O(l)H3O+(aq)+C6H4(CO2H)(CO2)(aq)Ka=1,1×10-3C6H4(CO2H)(CO2)(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+C6H4(CO2)22−(aq)Ka=3,9×10-6

75.

El ácido salicílico, HOC6H4CO2H, y sus derivados se han utilizado como analgésicos durante mucho tiempo. El ácido salicílico se encuentra en pequeñas cantidades en las hojas, la corteza y las raíces de algunos vegetales (sobre todo, históricamente, en la corteza del sauce). Los extractos de estas plantas se han utilizado como medicamentos durante siglos. El ácido se aisló por primera vez en un laboratorio en 1838.

(a) Ambos grupos funcionales del ácido salicílico se ionizan en el agua, con una Ka = 1,0 ×× 10−3 para el grupo —CO2H y 4,2 ×× 10−13 para el grupo −OH. ¿Cuál es el pH de una solución saturada del ácido? (solubilidad = 1,8 g/L)

(b) La aspirina se descubrió como resultado de los esfuerzos por producir un derivado del ácido salicílico que no fuera irritante para el revestimiento del estómago. La aspirina es ácido acetilsalicílico, CH3CO2C6H4CO2H. El grupo funcional −CO2H sigue presente, pero su acidez es reducida, Ka = 3,0 ×× 10−4. ¿Cuál es el pH de una solución de aspirina con la misma concentración que una solución saturada de ácido salicílico? (vea la parte a).

76.

El ion de HTe es una especie anfiprótica; puede actuar como ácido o como base.

(a) ¿Cuál es la Ka para la reacción ácida de HTe con H2O?

(b) ¿Cuál es la Kb para la reacción en la que el HTe funciona como base en el agua?

(c) Demuestre si la segunda ionización del H2Te puede o no despreciarse en el cálculo de [HTe] en una solución 0,10 M de H2Te.

14.6 Tampones

77.

Explique por qué se puede preparar un tampón a partir de una mezcla de NH4Cl y NaOH pero no de NH3 y NaOH.

78.

Explique por qué el pH no cambia significativamente cuando se añade una pequeña cantidad de un ácido o una base a una solución que contiene cantidades iguales del ácido H3PO4 y una sal de su base conjugada NaH2PO4.

79.

Explique por qué el pH no cambia significativamente cuando se añade una pequeña cantidad de un ácido o una base a una solución que contiene cantidades iguales de la base NH3 y una sal de su ácido conjugado NH4Cl.

80.

¿Cuál es el valor de [H3O+] en una solución 0,25 M de CH3CO2H y 0,030 M de NaCH3CO2?
CH3CO2H(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+CH3CO2(aq)Ka=1,8×10-5CH3CO2H(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+CH3CO2(aq)Ka=1,8×10-5

81.

¿Cuál es el valor de [H3O+] en una solución 0,075 M de HNO2 y 0,030 M de NaNO2?
HNO2(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+NO2(aq)Ka=4,5×10-5HNO2(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+NO2(aq)Ka=4,5×10-5

82.

¿Cuál es el valor de [OH] en una solución 0,125 M de CH3NH2 y 0,130 M de CH3NH3Cl?
CH3NH2(aq)+H2O(l)CH3NH3+(aq)+OH(aq)Kb=4,4×10-4CH3NH2(aq)+H2O(l)CH3NH3+(aq)+OH(aq)Kb=4,4×10-4

83.

¿Cuál es el valor de [OH] en una solución 1,25 M de NH3 y 0,78 M de NH4NO3?
NH3(aq)+H2O(l)NH4+(aq)+OH(aq)Kb=1,8×10-5NH3(aq)+H2O(l)NH4+(aq)+OH(aq)Kb=1,8×10-5

84.

¿Cuál es el efecto sobre la concentración de ácido acético, ion de hidronio e ion de acetato cuando se añaden los siguientes elementos a una solución tampón ácida de concentraciones iguales de ácido acético y acetato de sodio?

(a) HCl

(b) KCH3CO2

(c) NaCl

(d) KOH

(e) CH3CO2H

85.

¿Cuál es el efecto sobre la concentración de amoníaco, ion de hidróxido e ion de amonio cuando se añaden los siguientes elementos a una solución tampón básica de concentraciones iguales de amoníaco y nitrato de amonio?

(a) KI

(b) NH3

(c) HI

(d) NaOH

(e) NH4Cl

86.

¿Cuál será el pH de una solución tampón preparada a partir de 0,20 mol de NH3, 0,40 mol de NH4NO3 y suficiente agua para obtener 1,00 L de solución?

87.

Calcule el pH de una solución tampón preparada a partir de 0,155 mol de ácido fosfórico, 0,250 mol de KH2PO4 y suficiente agua para producir 0,500 L de solución.

88.

¿Qué cantidad de NaCH3CO2•3H2O sólido debe añadirse a 0,300 L de una solución 0,50-M de ácido acético para obtener un tampón con un pH de 5,00? (Pista: Supongamos que el cambio de volumen es insignificante a medida que se añade el sólido).

89.

¿Qué masa de NH4Cl debe añadirse a 0,750 L de una solución 0,100-M de NH3 para obtener una solución tampón con un pH de 9,26? (Pista: Supongamos que el cambio de volumen es insignificante a medida que se añade el sólido).

90.

Se prepara una solución tampón con volúmenes iguales 0,200 M de ácido acético y 0,600 M de acetato de sodio. Use 1,80 ×× 10−5 como Ka para el ácido acético.

(a) ¿Cuál es el pH de la solución?

(b) ¿Es la solución ácida o básica?

(c) ¿Cuál es el pH de una solución que se obtiene cuando se añaden 3,00 mL de 0,034 M de HCl a 0,200 L del tampón original?

91.

Se añadió una muestra de 5,36 g de NH4Cl a 25,0 mL de 1,00 M de NaOH y la solución resultante se diluyó

a 0,100 L.

(a) ¿Cuál es el pH de esta solución tampón?

(b) ¿Es la solución ácida o básica?

(c) ¿Cuál es el pH de una solución que resulta cuando se añaden 3,00 mL de 0,034 M de HCl a la solución?

14.7 Titulaciones ácido-base

92.

Explique cómo elegir el indicador ácido-base adecuado para la titulación de una base débil con un ácido fuerte.

93.

Explique por qué un indicador ácido-base cambia de color a lo largo de un rango de valores de pH y no a un pH específico.

94.

Calcule el pH en los siguientes puntos en una titulación de 40 mL (0,040 L) de 0,100 M de ácido barbitúrico (Ka = 9,8 ×× 10−5) con 0,100 M de KOH.

(a) Sin añadir KOH

(b) Se añaden 20 mL de solución de KOH

(c) Se añaden 39 mL de solución de KOH

(d) Se añaden 40 mL de solución de KOH

(e) Se añaden 41 mL de solución de KOH

95.

El indicador dinitrofenol es un ácido con una Ka de 1,1 ×× 10−4. En una solución de 1,0 ×× 10−4-M, es incoloro en el ácido y amarillo en la base. Calcule el intervalo de pH en el que pasa del 10% de ionización (incoloro) al 90% de ionización (amarillo).

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