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Química 2ed

Capítulo 14

Química 2edCapítulo 14

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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
1.

Un ejemplo para el NH3 como ácido conjugado: NH2+H+NH3;NH2+H+NH3; como base conjugada: NH4+(aq)+OH(aq)NH3(aq)+H2O(l)NH4+(aq)+OH(aq)NH3(aq)+H2O(l)

3.

(a) H3O+(aq)H+(aq)+H2O(l);H3O+(aq)H+(aq)+H2O(l); (b) HCl(aq)H+(aq)+Cl(aq);HCl(aq)H+(aq)+Cl(aq); (c) NH3(aq)H+(aq)+NH2(aq);NH3(aq)H+(aq)+NH2(aq); (d) CH3CO2H(aq)H+(aq)+CH3CO2(aq);CH3CO2H(aq)H+(aq)+CH3CO2(aq); (e) NH4+(aq)H+(aq)+NH3(aq);NH4+(aq)H+(aq)+NH3(aq); (f) HSO4(aq)H+(aq)+SO42−(aq)HSO4(aq)H+(aq)+SO42−(aq)

5.

(a) H2O(l)+H+(aq)H3O+(aq);H2O(l)+H+(aq)H3O+(aq); (b) OH(aq)+H+(aq)H2O(l);OH(aq)+H+(aq)H2O(l); (c) NH3(aq)+H+(aq)NH4+(aq);NH3(aq)+H+(aq)NH4+(aq); (d) CN(aq)+H+(aq)HCN(aq);CN(aq)+H+(aq)HCN(aq); (e) S2−(aq)+H+(aq)HS(aq);S2−(aq)+H+(aq)HS(aq); (f) H2PO4(aq)+H+(aq)H3PO4(aq)H2PO4(aq)+H+(aq)H3PO4(aq)

7.

(a) H2O, O2−; (b) H3O+, OH; (c) H2CO3, CO32−;CO32−; (d) NH4+,NH4+, NH2;NH2; (e) H2SO4, SO42−;SO42−; (f) H3O2+,H3O2+, HO2;HO2; (g) H2S; S2−; (h) H6N22+,H6N22+, H4N2

9.

Las etiquetas son ácido de Brønsted-Lowry = AB; su base conjugada = BC; base de Brønsted-Lowry = BB; su ácido conjugado = AC. (a) HNO3(AB), H2O(BB), H3O+(AC), NO3(BC);NO3(BC); (b) CN(BB), H2O(AB), HCN(AC), OH(BC); (c) H2SO4(AB), Cl(BB), HCl(AC), HSO4(BC);HSO4(BC); (d) HSO4(AB),HSO4(AB), OH(BB), SO42−SO42−(BC), H2O(AC); (e) O2−(BB), H2O(AB) OH(BC Y AC); (f) [Cu(H2O)3(OH)]+(BB), [Al(H2O)6]3+(AB), [Cu(H2O)4]2+(AC), [Al(H2O)5(OH)]2+(BC); (g) H2S(AB), NH2(BB),NH2(BB), HS(BC), NH3(AC)

11.

Las especies anfipróticas pueden ganar o perder un protón en una reacción química, actuando así como una base o un ácido. Un ejemplo es el H2O. Como un ácido: H2O(aq)+NH3(aq)NH4+(aq)+OH(aq).H2O(aq)+NH3(aq)NH4+(aq)+OH(aq). Como base: H2O(aq)+HCl(aq)H3O+(aq)+Cl(aq)H2O(aq)+HCl(aq)H3O+(aq)+Cl(aq)

13.

anfiprótica: (a) NH3+H3O+NH4OH+H2O,NH3+H3O+NH4OH+H2O, NH3+OCH3NH2+CH3OH;NH3+OCH3NH2+CH3OH; (b) HPO42−+OHPO43−+H2O,HPO42−+OHPO43−+H2O, HPO42−+HClO4H2PO4+ClO4;HPO42−+HClO4H2PO4+ClO4; no es anfiprótica: (c) Br; (d) NH4+;NH4+; (e) AsO43−AsO43−

15.

En una solución neutra [H3O+] = [OH]. A 40 °C, [H3O+] = [OH] = (2,910 × 10−14)1/2 = 1,7 ×× 10−7.

17.

x = 3,051 ×× 10−7 M = [H3O+] = [OH]; pH = −log3,051 ×× 10−7 = −(−6,5156) = 6,5156; pOH = pH = 6,5156

19.

(a) pH = 3,587; pOH = 10,413; (b) pOH = 0,68; pOH = 13,32; (c) pOH = 3,85; pH = 10,15; (d) pOH = -0,40; pH = 14,4

21.

[H3O+] = 3,0 ×× 10−7 M; [OH] = 3,3 ×× 10−8 M

23.

[H3O+] = 1 ×× 10−2 M; [OH] = 1 ×× 10−12 M

25.

[OH] = 3,1 ×× 10−12 M

27.

La sal se ioniza en solución, pero el anión reacciona ligeramente con el agua para formar el ácido débil. Esta reacción también forma OH, lo que hace que la solución sea básica.

29.

[H2O] > [CH3CO2H] > [H3O+][H3O+][CH3CO2][CH3CO2] > [OH]

31.

El estado de oxidación del azufre en el H2SO4 es mayor que el estado de oxidación del azufre en el H2SO3.

33.

Mg ( OH ) 2 ( s ) + 2HCl ( a q ) Mg 2+ ( a q ) + 2 Cl ( a q ) + 2H 2 O ( l ) BB AB BC AC Mg ( OH ) 2 ( s ) + 2HCl ( a q ) Mg 2+ ( a q ) + 2 Cl ( a q ) + 2H 2 O ( l ) BB AB BC AC

35.

Ka=2,3×10-11Ka=2,3×10-11

37.

La base más fuerte o el ácido más fuerte es el que tiene el mayor Kb o Ka, respectivamente. En estos dos ejemplos, son (CH3)2NH y CH3NH3+.CH3NH3+.

39.

trietilamina

41.

(a) HSO4;HSO4; mayor electronegatividad del ion central. (b) H2O; NH3 es una base y el agua es neutra, o decida según los valores de Ka. (c) HI; el PH3 es más débil que el HCl; el HCl es más débil que el HI. Por lo tanto, el PH3 es más débil que el HI. (d) PH3; en los compuestos binarios de hidrógeno con no metales, la acidez aumenta para el elemento más bajo de un grupo. (e) HBr; en un periodo, la acidez aumenta de izquierda a derecha; en un grupo, aumenta de arriba a abajo. El Br está a la izquierda y por debajo del S, por lo que el HBr es el ácido más fuerte.

43.

(a) NaHSeO3 < NaHSO3 < NaHSO4; en los ácidos polioxilados, el elemento central más electronegativo (S, en este caso) forma el ácido más fuerte. El mayor número de átomos de oxígeno en el átomo central (lo que le confiere un estado de oxidación más alto) también crea una mayor liberación de átomos de hidrógeno, lo que da lugar a un ácido más fuerte. Al ser una sal, la acidez aumenta de la misma manera. (b) ClO2<BrO2<IO2;ClO2<BrO2<IO2; la basicidad de los aniones en una serie de ácidos será la opuesta a la acidez en sus oxiácidos. La acidez aumenta a medida que aumenta la electronegatividad del átomo central. El Cl es más electronegativo que el Br, y el I es el menos electronegativo de los tres. (c) HOI < HOBr < HOCl; en una serie de la misma forma de oxiácidos, la acidez aumenta a medida que aumenta la electronegatividad del átomo central. El Cl es más electronegativo que el Br, y el I es el menos electronegativo de los tres. (d) HOCl < HOClO < HOClO2 < HOClO3; en una serie de oxiácidos del mismo elemento central, la acidez aumenta al aumentar el número de átomos de oxígeno (o al aumentar el estado de oxidación del átomo central). (e) HTe<HS<<PH2<NH2;HTe<HS<<PH2<NH2; PH2PH2 y NH2NH2 son aniones de bases débiles, por lo que actúan como bases fuertes hacia el H+. HTeHTe y HS son aniones de ácidos débiles, por lo que tienen un carácter menos básico. En un grupo periódico, el elemento más electronegativo tiene el anión más básico. (f) BrO4<BrO3<BrO2<BrO;BrO4<BrO3<BrO2<BrO; con un mayor número de átomos de oxígeno (es decir, al aumentar el estado de oxidación del ion central), el ácido correspondiente se vuelve más ácido y el anión, en consecuencia, menos básico.

45.

[ H 2 O ] > [ C 6 H 4 OH ( CO 2 H ) ] > [H + ] 0 > [C 6 H 4 OH ( CO 2 ) ] [ C 6 H 4 O ( CO 2 H ) ] > [ OH ] [ H 2 O ] > [ C 6 H 4 OH ( CO 2 H ) ] > [H + ] 0 > [C 6 H 4 OH ( CO 2 ) ] [ C 6 H 4 O ( CO 2 H ) ] > [ OH ]

47.

1. Supongamos que el cambio en la concentración inicial del ácido a medida que se establece el equilibrio puede despreciarse, por lo que esta concentración puede suponerse constante e igual al valor inicial de la concentración total de ácido. 2. Supongamos que podemos despreciar la contribución del agua a la concentración de equilibrio del H3O+.

48.

(b) adición de HCl

50.

(a) La adición de HCl añadirá iones de H3O+, que luego reaccionarán con los iones de OH, disminuyendo su concentración. El equilibrio se desplazará hacia la derecha, aumentando la concentración de HNO2, y disminuyendo la concentración de iones de NO2NO2. (b) La adición de HNO2 aumenta la concentración de HNO2 y desplaza el equilibrio hacia la izquierda, aumentando la concentración de iones de NO2NO2 y disminuyendo la concentración de iones de OH. (c) La adición de NaOH añade iones de OH, lo que desplaza el equilibrio hacia la izquierda, aumentando la concentración de iones de NO2NO2 y disminuyendo las concentraciones de HNO2. (d) La adición de NaCl no tiene ningún efecto sobre las concentraciones de los iones. (e) La adición de KNO2 añade iones de NO2NO2 y desplaza el equilibrio hacia la derecha, aumentando las concentraciones de iones de HNO2 y OH.

52.

Se trata de un caso en el que la solución contiene una mezcla de ácidos de diferente fuerza de ionización. En solución, el HCO2H existe principalmente como moléculas de HCO2H porque la ionización del ácido débil es suprimida por el ácido fuerte. Por lo tanto, el HCO2H aporta una cantidad insignificante de iones de hidronio a la solución. El ácido más fuerte, el HCl, es el productor dominante de iones de hidronio porque está completamente ionizado. En una solución de este tipo, el ácido más fuerte determina la concentración de iones de hidronio, y la ionización del ácido más débil se fija por el [H3O+] producido por el ácido más fuerte.

54.

(a) Kb=1,8×10-5;Kb=1,8×10-5; (b) Ka=4,5×10-4;Ka=4,5×10-4; (c) Kb=6,4×10-5;Kb=6,4×10-5; (d) Ka=5,6×10-10Ka=5,6×10-10

56.

K a = 1,2 × 10 -2 K a = 1,2 × 10 -2

58.

(a) Kb=4,3×10-12Kb=4,3×10-12 (b) Ka=1,6×1010Ka=1,6×1010 (c) Kb=5,9×108Kb=5,9×108 (d) Kb=4,2×10-3Kb=4,2×10-3 (e) Kb=2,3×105Kb=2,3×105 (f) Kb=6,3×10-13Kb=6,3×10-13

60.

(a) [H3O+] [ClO][HClO]= (x)(x)(0,0092x) (x)(x)0,0092=2,9×10-8[H3O+] [ClO][HClO]= (x)(x)(0,0092x) (x)(x)0,0092=2,9×10-8
Resolviendo para x se obtiene 1,63 ×× 10−5 M. Este valor es inferior al 5% de 0,0092, por lo que la suposición de que puede despreciarse es válida. Por lo tanto, las concentraciones de las especies de solutos en el equilibrio son:
[H3O+] = [ClO-] = 1,6 ×× 10−5 M
[HClO] = 0,0092 M
[OH] = 6,1 ×× 10−10 M;
(b) [C6 H5NH3 +][OH][C6H5NH2]=(x)(x)(0,0784x) (x)(x)0,0784=4,3×10-10[C6 H5NH3 +][OH][C6H5NH2]=(x)(x)(0,0784x) (x)(x)0,0784=4,3×10-10
Resolviendo para x se obtiene 5,81 ×× 10−6 M. Este valor es inferior al 5% de 0,0784, por lo que la suposición de que puede despreciarse es válida. Así, las concentraciones de las especies de solutos en el equilibrio son:
[C6H5 NH3+][C6H5 NH3+] = [OH] = 5,8 ×× 10−6 M
[C6H5NH2] = 0,0784 M
[H3O+] = 1,7×× 10−9 M;
(c) [H3O+][CN][HCN]=(x)(x)(0,0810x)(x)(x)0,0810=4,9×10-10[H3O+][CN][HCN]=(x)(x)(0,0810x)(x)(x)0,0810=4,9×10-10
Resolviendo para x se obtiene 6,30 ×× 10−6 M. Este valor es inferior al 5% de 0,0810, por lo que la suposición de que puede despreciarse es válida. Así, las concentraciones de las especies de solutos en el equilibrio son:
[H3O+] = [CN] = 6,3 ×× 10−6 M
[HCN] = 0,0810 M
[OH] = 1,6 ×× 10−9 M;
(d) [(CH3)3NH+][OH][(CH3)3N]=(x)(x)(0,11x)(x)(x)0,11=6,3×10-5[(CH3)3NH+][OH][(CH3)3N]=(x)(x)(0,11x)(x)(x)0,11=6,3×10-5
Resolviendo para x se obtiene 2,63 ×× 10−3 M. Este valor es inferior al 5% de 0,11, por lo que la suposición de que puede despreciarse es válida. Así, las concentraciones de las especies de solutos en el equilibrio son:
[(CH3)3NH+] = [OH] = 2,6 ×× 10−3 M
[(CH3)3N] = 0,11 M
[H3O+] = 3,8 ×× 10−12 M;
(e) [Fe(H2O)5(OH)+][H3O+][Fe(H2O)62+]=(x)(x)(0,120x)(x)(x)0,120=1,6×10-7[Fe(H2O)5(OH)+][H3O+][Fe(H2O)62+]=(x)(x)(0,120x)(x)(x)0,120=1,6×10-7
Resolviendo para x se obtiene 1,39 ×× 10−4 M. Este valor es inferior al 5% de 0,120, por lo que la suposición de que puede despreciarse es válida. Así, las concentraciones de las especies de solutos en el equilibrio son:
[Fe(H2O)5(OH)+] = [H3O+] = 1,4 ×× 10−4 M
[Fe(H2O)62+][Fe(H2O)62+] = 0,120 M
[OH] = 7,2 ×× 10−11 M

62.

pH = 2,41

64.

[C10H14N2] = 0,049 M; [C10H14N2H+] = 1,9 ×× 10−4 M; [C10H14N2H22+][C10H14N2H22+] = 1,4 ×× 10−11 M; [OH] = 1,9 ×× 10−4 M; [H3O+] = 5,3 ×× 10−11 M

66.

K a = 1,2 × 10 -2 K a = 1,2 × 10 -2

68.

K b = 1,77 × 10 -5 K b = 1,77 × 10 -5

70.

(a) ácida; (b) básica; (c) ácida; (d) neutra

72.

[H3O+] y [HCO3][HCO3] son prácticamente iguales

74.

[C6H4(CO2H)2] 7,2 ×× 10−3 M, [C6H4(CO2H)(CO2)] = [H3O+] 2,8 ×× 10−3 M, [C6H4(CO2)22−][C6H4(CO2)22−]3,9 ×× 10−6 M, [OH] 3,6 ×× 10−12 M

76.

(a) Ka2=1,5×10-11;Ka2=1,5×10-11;
(b) Kb=4,3×10-12;Kb=4,3×10-12;
(c) [Te2−][H3O+][HTe]=(x)(0,0141+x)(0,0141x)(x)(0,0141)0,0141=1,5×10-11[Te2−][H3O+][HTe]=(x)(0,0141+x)(0,0141x)(x)(0,0141)0,0141=1,5×10-11
Resolviendo para x se obtiene 1,5 ×× 10−11 M. Por lo tanto, en comparación con 0,014 M, este valor es insignificante (1,1 ×× 10−7%).

78.

El exceso de H3O+ es eliminado principalmente por la reacción: H3O+(aq)+H2PO4(aq)H3PO4(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+H2PO4(aq)H3PO4(aq)+H2O(l)
El exceso de base es eliminado por la reacción OH(aq)+H3PO4(aq)H2PO4(aq)+H2O(l)OH(aq)+H3PO4(aq)H2PO4(aq)+H2O(l)

80.

[H3O+] = 1,5 ×× 10−4 M

82.

[OH] = 4,2 ×× 10−4 M

84.

(a) El HCl añadido aumentará ligeramente la concentración de H3O+, que reaccionará con CH3CO2CH3CO2 y producirá CH3CO2H en el proceso. Así, [CH3CO2][CH3CO2] disminuye y [CH3CO2H] aumenta. (b) El KCH3CO2 añadido aumentará la concentración de [CH3CO2][CH3CO2] que reaccionará con H3O+ y producirá CH3CO2 H en el proceso. Así, [H3O+] disminuye ligeramente y [CH3CO2H] aumenta. (c) El NaCl añadido no tendrá ningún efecto sobre la concentración de los iones. (d) El KOH añadido producirá iones de OH, que reaccionarán con el H3O+, reduciendo así el [H3O+]. Algunos CH3CO2H adicionales se disociarán, produciendo iones de [CH3CO2][CH3CO2] en el proceso. Así, [CH3CO2H] disminuye ligeramente y [CH3CO2][CH3CO2] aumenta. (e) El CH3CO2H añadido aumentará su concentración, haciendo que se disocie más y produzca más [CH3CO2][CH3CO2] y H3O+ en el proceso. Así, [H3O+] aumenta ligeramente y [CH3CO2][CH3CO2] aumenta.

86.

pH = 8,95

88.

37 g (0,27 mol)

90.

(a) pH = 5,222; (b) La solución es acídica. (c) pH = 5,220

92.

En el punto de equivalencia en la titulación de una base débil con un ácido fuerte, la solución resultante es ligeramente ácida debido a la presencia del ácido conjugado. Por lo tanto, elija un indicador que cambie de color en el rango ácido y asocie el pH en el punto de equivalencia. El metil-naranja es un buen ejemplo.

94.

(a) pH = 2,50; (b) pH = 4,01; (c) pH = 5,60; (d) pH = 8,35; (e) pH = 11,08

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