Decidir si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas. Responder escribiendo V o F en cada espacio.
La autoprotólisis del agua es una reacción de equilibrio entre el agua y los iones \(H^{+}\) y \(OH^{-}\).
El producto iónico del agua (\(K_w\)) a 25°C es \(1 \times10^{-14}\).
En agua pura, la concentración de \(H^{+}\) siempre es mayor que la de \(OH^{-}\).
El pH del agua pura es siempre 7.
La autoprotólisis del agua es una reacción de equilibrio entre el agua y los iones \(H^{+}\) y \(OH^{-}\): Verdadero
El producto iónico del agua (\(K_w\)) a 25°C es \(1 \times10^{-14}\): Verdadero
En agua pura, la concentración de \(H^{+}\) siempre es mayor que la de \(OH^{-}\): Falso, en agua pura \(H^{+}\) = \(OH^{-}\).
El pH del agua pura es siempre 7: Falso, el pH varía con la temperatura, ya que cambia el valor de \(K_w\).
Decidir si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas. Responder escribiendo V o F en cada espacio.
La autoprotólisis del agua es una reacción de equilibrio entre el agua y los iones \(H^{+}\) y \(OH^{-}\).
El producto iónico del agua (\(K_w\)) a 25°C es \(1 \times10^{-14}\).
En agua pura, la concentración de \(H^{+}\) siempre es mayor que la de \(OH^{-}\).
El pH del agua pura es siempre 7.
La autoprotólisis del agua es una reacción de equilibrio entre el agua y los iones \(H^{+}\) y \(OH^{-}\): Verdadero
El producto iónico del agua (\(K_w\)) a 25°C es \(1 \times10^{-14}\): Verdadero
En agua pura, la concentración de \(H^{+}\) siempre es mayor que la de \(OH^{-}\): Falso, en agua pura \(H^{+}\) = \(OH^{-}\).
El pH del agua pura es siempre 7: Falso, el pH varía con la temperatura, ya que cambia el valor de \(K_w\).
Decidir si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas. Responder escribiendo V o F en cada espacio.
La autoprotólisis del agua es una reacción de equilibrio entre el agua y los iones \(H^{+}\) y \(OH^{-}\).
El producto iónico del agua (\(K_w\)) a 25°C es \(1 \times10^{-14}\).
En agua pura, la concentración de \(H^{+}\) siempre es mayor que la de \(OH^{-}\).
El pH del agua pura es siempre 7.
La autoprotólisis del agua es una reacción de equilibrio entre el agua y los iones \(H^{+}\) y \(OH^{-}\): Verdadero
El producto iónico del agua (\(K_w\)) a 25°C es \(1 \times10^{-14}\): Verdadero
En agua pura, la concentración de \(H^{+}\) siempre es mayor que la de \(OH^{-}\): Falso, en agua pura \(H^{+}\) = \(OH^{-}\).
El pH del agua pura es siempre 7: Falso, el pH varía con la temperatura, ya que cambia el valor de \(K_w\).
Decidir si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas. Responder escribiendo V o F en cada espacio.
La autoprotólisis del agua es una reacción de equilibrio entre el agua y los iones \(H^{+}\) y \(OH^{-}\).
El producto iónico del agua (\(K_w\)) a 25°C es \(1 \times10^{-14}\).
En agua pura, la concentración de \(H^{+}\) siempre es mayor que la de \(OH^{-}\).
El pH del agua pura es siempre 7.
La autoprotólisis del agua es una reacción de equilibrio entre el agua y los iones \(H^{+}\) y \(OH^{-}\): Verdadero
El producto iónico del agua (\(K_w\)) a 25°C es \(1 \times10^{-14}\): Verdadero
En agua pura, la concentración de \(H^{+}\) siempre es mayor que la de \(OH^{-}\): Falso, en agua pura \(H^{+}\) = \(OH^{-}\).
El pH del agua pura es siempre 7: Falso, el pH varía con la temperatura, ya que cambia el valor de \(K_w\).
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La autoprotólisis del agua es una reacción de equilibrio entre el agua y los iones \(H^{+}\) y \(OH^{-}\).
El producto iónico del agua (\(K_w\)) a 25°C es \(1 \times10^{-14}\).
En agua pura, la concentración de \(H^{+}\) siempre es mayor que la de \(OH^{-}\).
El pH del agua pura es siempre 7.
La autoprotólisis del agua es una reacción de equilibrio entre el agua y los iones \(H^{+}\) y \(OH^{-}\): Verdadero
El producto iónico del agua (\(K_w\)) a 25°C es \(1 \times10^{-14}\): Verdadero
En agua pura, la concentración de \(H^{+}\) siempre es mayor que la de \(OH^{-}\): Falso, en agua pura \(H^{+}\) = \(OH^{-}\).
El pH del agua pura es siempre 7: Falso, el pH varía con la temperatura, ya que cambia el valor de \(K_w\).
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La autoprotólisis del agua es una reacción de equilibrio entre el agua y los iones \(H^{+}\) y \(OH^{-}\).
El producto iónico del agua (\(K_w\)) a 25°C es \(1 \times10^{-14}\).
En agua pura, la concentración de \(H^{+}\) siempre es mayor que la de \(OH^{-}\).
El pH del agua pura es siempre 7.
La autoprotólisis del agua es una reacción de equilibrio entre el agua y los iones \(H^{+}\) y \(OH^{-}\): Verdadero
El producto iónico del agua (\(K_w\)) a 25°C es \(1 \times10^{-14}\): Verdadero
En agua pura, la concentración de \(H^{+}\) siempre es mayor que la de \(OH^{-}\): Falso, en agua pura \(H^{+}\) = \(OH^{-}\).
El pH del agua pura es siempre 7: Falso, el pH varía con la temperatura, ya que cambia el valor de \(K_w\).
Decidir si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas. Responder escribiendo V o F en cada espacio.
La autoprotólisis del agua es una reacción de equilibrio entre el agua y los iones \(H^{+}\) y \(OH^{-}\).
El producto iónico del agua (\(K_w\)) a 25°C es \(1 \times10^{-14}\).
En agua pura, la concentración de \(H^{+}\) siempre es mayor que la de \(OH^{-}\).
El pH del agua pura es siempre 7.
La autoprotólisis del agua es una reacción de equilibrio entre el agua y los iones \(H^{+}\) y \(OH^{-}\): Verdadero
El producto iónico del agua (\(K_w\)) a 25°C es \(1 \times10^{-14}\): Verdadero
En agua pura, la concentración de \(H^{+}\) siempre es mayor que la de \(OH^{-}\): Falso, en agua pura \(H^{+}\) = \(OH^{-}\).
El pH del agua pura es siempre 7: Falso, el pH varía con la temperatura, ya que cambia el valor de \(K_w\).
Decidir si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas. Responder escribiendo V o F en cada espacio.
La autoprotólisis del agua es una reacción de equilibrio entre el agua y los iones \(H^{+}\) y \(OH^{-}\).
El producto iónico del agua (\(K_w\)) a 25°C es \(1 \times10^{-14}\).
En agua pura, la concentración de \(H^{+}\) siempre es mayor que la de \(OH^{-}\).
El pH del agua pura es siempre 7.
La autoprotólisis del agua es una reacción de equilibrio entre el agua y los iones \(H^{+}\) y \(OH^{-}\): Verdadero
El producto iónico del agua (\(K_w\)) a 25°C es \(1 \times10^{-14}\): Verdadero
En agua pura, la concentración de \(H^{+}\) siempre es mayor que la de \(OH^{-}\): Falso, en agua pura \(H^{+}\) = \(OH^{-}\).
El pH del agua pura es siempre 7: Falso, el pH varía con la temperatura, ya que cambia el valor de \(K_w\).
Decidir si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas. Responder escribiendo V o F en cada espacio.
La autoprotólisis del agua es una reacción de equilibrio entre el agua y los iones \(H^{+}\) y \(OH^{-}\).
El producto iónico del agua (\(K_w\)) a 25°C es \(1 \times10^{-14}\).
En agua pura, la concentración de \(H^{+}\) siempre es mayor que la de \(OH^{-}\).
El pH del agua pura es siempre 7.
La autoprotólisis del agua es una reacción de equilibrio entre el agua y los iones \(H^{+}\) y \(OH^{-}\): Verdadero
El producto iónico del agua (\(K_w\)) a 25°C es \(1 \times10^{-14}\): Verdadero
En agua pura, la concentración de \(H^{+}\) siempre es mayor que la de \(OH^{-}\): Falso, en agua pura \(H^{+}\) = \(OH^{-}\).
El pH del agua pura es siempre 7: Falso, el pH varía con la temperatura, ya que cambia el valor de \(K_w\).
Decidir si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas. Responder escribiendo V o F en cada espacio.
La autoprotólisis del agua es una reacción de equilibrio entre el agua y los iones \(H^{+}\) y \(OH^{-}\).
El producto iónico del agua (\(K_w\)) a 25°C es \(1 \times10^{-14}\).
En agua pura, la concentración de \(H^{+}\) siempre es mayor que la de \(OH^{-}\).
El pH del agua pura es siempre 7.
La autoprotólisis del agua es una reacción de equilibrio entre el agua y los iones \(H^{+}\) y \(OH^{-}\): Verdadero
El producto iónico del agua (\(K_w\)) a 25°C es \(1 \times10^{-14}\): Verdadero
En agua pura, la concentración de \(H^{+}\) siempre es mayor que la de \(OH^{-}\): Falso, en agua pura \(H^{+}\) = \(OH^{-}\).
El pH del agua pura es siempre 7: Falso, el pH varía con la temperatura, ya que cambia el valor de \(K_w\).
Elegir cuál o cuáles de las siguientes especies corresponden a pares conjugados.
Los pares de especies que corresponden a pares conjugados son: agua y oxhidrilo, anión fosfato monoácido y anión fosfato diácido, ion amonio y amoníaco, ya que difieren en un protón.
Las especies ácido carbónico y anión carbonato se diferencian en dos protones.
Hidrógeno y oxígeno son dos gases a temperatura ambiente.
Hidróxido de potasio y ácido cianhídrico son un ácido y una base compuestos por diferentes elementos y no difieren en un protón.
Elegir cuál o cuáles de las siguientes especies corresponden a pares conjugados.
Los pares de especies que corresponden a pares conjugados son: agua y oxhidrilo, anión fosfato monoácido y anión fosfato diácido, ion amonio y amoníaco, ya que difieren en un protón.
Las especies ácido carbónico y anión carbonato se diferencian en dos protones.
Hidrógeno y oxígeno son dos gases a temperatura ambiente.
Hidróxido de potasio y ácido cianhídrico son un ácido y una base compuestos por diferentes elementos y no difieren en un protón.
Elegir cuál o cuáles de las siguientes especies corresponden a pares conjugados.
Los pares de especies que corresponden a pares conjugados son: agua y oxhidrilo, anión fosfato monoácido y anión fosfato diácido, ion amonio y amoníaco, ya que difieren en un protón.
Las especies ácido carbónico y anión carbonato se diferencian en dos protones.
Hidrógeno y oxígeno son dos gases a temperatura ambiente.
Hidróxido de potasio y ácido cianhídrico son un ácido y una base compuestos por diferentes elementos y no difieren en un protón.
Elegir cuál o cuáles de las siguientes especies corresponden a pares conjugados.
Los pares de especies que corresponden a pares conjugados son: agua y oxhidrilo, anión fosfato monoácido y anión fosfato diácido, ion amonio y amoníaco, ya que difieren en un protón.
Las especies ácido carbónico y anión carbonato se diferencian en dos protones.
Hidrógeno y oxígeno son dos gases a temperatura ambiente.
Hidróxido de potasio y ácido cianhídrico son un ácido y una base compuestos por diferentes elementos y no difieren en un protón.
Elegir cuál o cuáles de las siguientes especies corresponden a pares conjugados.
Los pares de especies que corresponden a pares conjugados son: agua y oxhidrilo, anión fosfato monoácido y anión fosfato diácido, ion amonio y amoníaco, ya que difieren en un protón.
Las especies ácido carbónico y anión carbonato se diferencian en dos protones.
Hidrógeno y oxígeno son dos gases a temperatura ambiente.
Hidróxido de potasio y ácido cianhídrico son un ácido y una base compuestos por diferentes elementos y no difieren en un protón.
Elegir cuál o cuáles de las siguientes especies corresponden a pares conjugados.
Los pares de especies que corresponden a pares conjugados son: agua y oxhidrilo, anión fosfato monoácido y anión fosfato diácido, ion amonio y amoníaco, ya que difieren en un protón.
Las especies ácido carbónico y anión carbonato se diferencian en dos protones.
Hidrógeno y oxígeno son dos gases a temperatura ambiente.
Hidróxido de potasio y ácido cianhídrico son un ácido y una base compuestos por diferentes elementos y no difieren en un protón.
Elegir cuál o cuáles de las siguientes especies corresponden a pares conjugados.
Los pares de especies que corresponden a pares conjugados son: agua y oxhidrilo, anión fosfato monoácido y anión fosfato diácido, ion amonio y amoníaco, ya que difieren en un protón.
Las especies ácido carbónico y anión carbonato se diferencian en dos protones.
Hidrógeno y oxígeno son dos gases a temperatura ambiente.
Hidróxido de potasio y ácido cianhídrico son un ácido y una base compuestos por diferentes elementos y no difieren en un protón.
Elegir cuál o cuáles de las siguientes especies corresponden a pares conjugados.
Los pares de especies que corresponden a pares conjugados son: agua y oxhidrilo, anión fosfato monoácido y anión fosfato diácido, ion amonio y amoníaco, ya que difieren en un protón.
Las especies ácido carbónico y anión carbonato se diferencian en dos protones.
Hidrógeno y oxígeno son dos gases a temperatura ambiente.
Hidróxido de potasio y ácido cianhídrico son un ácido y una base compuestos por diferentes elementos y no difieren en un protón.
Elegir cuál o cuáles de las siguientes especies corresponden a pares conjugados.
Los pares de especies que corresponden a pares conjugados son: agua y oxhidrilo, anión fosfato monoácido y anión fosfato diácido, ion amonio y amoníaco, ya que difieren en un protón.
Las especies ácido carbónico y anión carbonato se diferencian en dos protones.
Hidrógeno y oxígeno son dos gases a temperatura ambiente.
Hidróxido de potasio y ácido cianhídrico son un ácido y una base compuestos por diferentes elementos y no difieren en un protón.
Elegir cuál o cuáles de las siguientes especies corresponden a pares conjugados.
Los pares de especies que corresponden a pares conjugados son: agua y oxhidrilo, anión fosfato monoácido y anión fosfato diácido, ion amonio y amoníaco, ya que difieren en un protón.
Las especies ácido carbónico y anión carbonato se diferencian en dos protones.
Hidrógeno y oxígeno son dos gases a temperatura ambiente.
Hidróxido de potasio y ácido cianhídrico son un ácido y una base compuestos por diferentes elementos y no difieren en un protón.
Se tiene una solución acuosa de amoníaco. Una vez que el sistema alcanzó el equilibrio, la concentración de ion amonio es \(2.4e-04\). Sabiendo que \(K_b\) de amoníaco es \(1.8e-05\), calcular la concentración molar de dicha base en el equilibrio. Redondear el resultado a cuatro cifras decimales e informarlo en notación simple, no científica. ("e" significa 10^).
La expresión para \(K_b\) es: \(K_b = \frac{(NH_4^+)(OH^-)}{(NH_3)}\). Dado que, en equilibrio, \((NH_4^+)=(OH^-)\), despejamos \((NH_3)\) de la \(K_b\):
\[ \begin{aligned} (NH_3) &= \frac{(2.4e-04)^2}{1.8e-05} \end{aligned} \] Así, la concentración de amoníaco en el equilibrio es: \(0.0032\)
Se tiene una solución acuosa de amoníaco. Una vez que el sistema alcanzó el equilibrio, la concentración de ion amonio es \(2.8e-04\). Sabiendo que \(K_b\) de amoníaco es \(1.8e-05\), calcular la concentración molar de dicha base en el equilibrio. Redondear el resultado a cuatro cifras decimales e informarlo en notación simple, no científica. ("e" significa 10^).
La expresión para \(K_b\) es: \(K_b = \frac{(NH_4^+)(OH^-)}{(NH_3)}\). Dado que, en equilibrio, \((NH_4^+)=(OH^-)\), despejamos \((NH_3)\) de la \(K_b\):
\[ \begin{aligned} (NH_3) &= \frac{(2.8e-04)^2}{1.8e-05} \end{aligned} \] Así, la concentración de amoníaco en el equilibrio es: \(0.0044\)
Se tiene una solución acuosa de amoníaco. Una vez que el sistema alcanzó el equilibrio, la concentración de ion amonio es \(1.8e-04\). Sabiendo que \(K_b\) de amoníaco es \(1.8e-05\), calcular la concentración molar de dicha base en el equilibrio. Redondear el resultado a cuatro cifras decimales e informarlo en notación simple, no científica. ("e" significa 10^).
La expresión para \(K_b\) es: \(K_b = \frac{(NH_4^+)(OH^-)}{(NH_3)}\). Dado que, en equilibrio, \((NH_4^+)=(OH^-)\), despejamos \((NH_3)\) de la \(K_b\):
\[ \begin{aligned} (NH_3) &= \frac{(1.8e-04)^2}{1.8e-05} \end{aligned} \] Así, la concentración de amoníaco en el equilibrio es: \(0.0018\)
Se tiene una solución acuosa de amoníaco. Una vez que el sistema alcanzó el equilibrio, la concentración de ion amonio es \(4.6e-04\). Sabiendo que \(K_b\) de amoníaco es \(1.8e-05\), calcular la concentración molar de dicha base en el equilibrio. Redondear el resultado a cuatro cifras decimales e informarlo en notación simple, no científica. ("e" significa 10^).
La expresión para \(K_b\) es: \(K_b = \frac{(NH_4^+)(OH^-)}{(NH_3)}\). Dado que, en equilibrio, \((NH_4^+)=(OH^-)\), despejamos \((NH_3)\) de la \(K_b\):
\[ \begin{aligned} (NH_3) &= \frac{(4.6e-04)^2}{1.8e-05} \end{aligned} \] Así, la concentración de amoníaco en el equilibrio es: \(0.0118\)
Se tiene una solución acuosa de amoníaco. Una vez que el sistema alcanzó el equilibrio, la concentración de ion amonio es \(7e-04\). Sabiendo que \(K_b\) de amoníaco es \(1.8e-05\), calcular la concentración molar de dicha base en el equilibrio. Redondear el resultado a cuatro cifras decimales e informarlo en notación simple, no científica. ("e" significa 10^).
La expresión para \(K_b\) es: \(K_b = \frac{(NH_4^+)(OH^-)}{(NH_3)}\). Dado que, en equilibrio, \((NH_4^+)=(OH^-)\), despejamos \((NH_3)\) de la \(K_b\):
\[ \begin{aligned} (NH_3) &= \frac{(7e-04)^2}{1.8e-05} \end{aligned} \] Así, la concentración de amoníaco en el equilibrio es: \(0.0272\)
Se tiene una solución acuosa de amoníaco. Una vez que el sistema alcanzó el equilibrio, la concentración de ion amonio es \(7e-04\). Sabiendo que \(K_b\) de amoníaco es \(1.8e-05\), calcular la concentración molar de dicha base en el equilibrio. Redondear el resultado a cuatro cifras decimales e informarlo en notación simple, no científica. ("e" significa 10^).
La expresión para \(K_b\) es: \(K_b = \frac{(NH_4^+)(OH^-)}{(NH_3)}\). Dado que, en equilibrio, \((NH_4^+)=(OH^-)\), despejamos \((NH_3)\) de la \(K_b\):
\[ \begin{aligned} (NH_3) &= \frac{(7e-04)^2}{1.8e-05} \end{aligned} \] Así, la concentración de amoníaco en el equilibrio es: \(0.0272\)
Se tiene una solución acuosa de amoníaco. Una vez que el sistema alcanzó el equilibrio, la concentración de ion amonio es \(6e-04\). Sabiendo que \(K_b\) de amoníaco es \(1.8e-05\), calcular la concentración molar de dicha base en el equilibrio. Redondear el resultado a cuatro cifras decimales e informarlo en notación simple, no científica. ("e" significa 10^).
La expresión para \(K_b\) es: \(K_b = \frac{(NH_4^+)(OH^-)}{(NH_3)}\). Dado que, en equilibrio, \((NH_4^+)=(OH^-)\), despejamos \((NH_3)\) de la \(K_b\):
\[ \begin{aligned} (NH_3) &= \frac{(6e-04)^2}{1.8e-05} \end{aligned} \] Así, la concentración de amoníaco en el equilibrio es: \(0.02\)
Se tiene una solución acuosa de amoníaco. Una vez que el sistema alcanzó el equilibrio, la concentración de ion amonio es \(3e-04\). Sabiendo que \(K_b\) de amoníaco es \(1.8e-05\), calcular la concentración molar de dicha base en el equilibrio. Redondear el resultado a cuatro cifras decimales e informarlo en notación simple, no científica. ("e" significa 10^).
La expresión para \(K_b\) es: \(K_b = \frac{(NH_4^+)(OH^-)}{(NH_3)}\). Dado que, en equilibrio, \((NH_4^+)=(OH^-)\), despejamos \((NH_3)\) de la \(K_b\):
\[ \begin{aligned} (NH_3) &= \frac{(3e-04)^2}{1.8e-05} \end{aligned} \] Así, la concentración de amoníaco en el equilibrio es: \(0.005\)
Se tiene una solución acuosa de amoníaco. Una vez que el sistema alcanzó el equilibrio, la concentración de ion amonio es \(4.6e-04\). Sabiendo que \(K_b\) de amoníaco es \(1.8e-05\), calcular la concentración molar de dicha base en el equilibrio. Redondear el resultado a cuatro cifras decimales e informarlo en notación simple, no científica. ("e" significa 10^).
La expresión para \(K_b\) es: \(K_b = \frac{(NH_4^+)(OH^-)}{(NH_3)}\). Dado que, en equilibrio, \((NH_4^+)=(OH^-)\), despejamos \((NH_3)\) de la \(K_b\):
\[ \begin{aligned} (NH_3) &= \frac{(4.6e-04)^2}{1.8e-05} \end{aligned} \] Así, la concentración de amoníaco en el equilibrio es: \(0.0118\)
Se tiene una solución acuosa de amoníaco. Una vez que el sistema alcanzó el equilibrio, la concentración de ion amonio es \(3e-04\). Sabiendo que \(K_b\) de amoníaco es \(1.8e-05\), calcular la concentración molar de dicha base en el equilibrio. Redondear el resultado a cuatro cifras decimales e informarlo en notación simple, no científica. ("e" significa 10^).
La expresión para \(K_b\) es: \(K_b = \frac{(NH_4^+)(OH^-)}{(NH_3)}\). Dado que, en equilibrio, \((NH_4^+)=(OH^-)\), despejamos \((NH_3)\) de la \(K_b\):
\[ \begin{aligned} (NH_3) &= \frac{(3e-04)^2}{1.8e-05} \end{aligned} \] Así, la concentración de amoníaco en el equilibrio es: \(0.005\)
Calcular el pH de las siguientes soluciones acuosas (redondear el resultado a dos decimales):
\(HCl\) \(0.26\) M
\(H_2SO_4\) \(0.1\) M
\(KOH\) \(0.6\) M
\(Ca(OH)_2\) \(0.46\) M
Sabemos que \(pH = -log(H^{+})\), \(pOH = -log(OH^{-})\) y \(14=pH+pOH\).
Para \(HCl\), \(pH = -log(0.26)\) = \(0.59\)
Para \(H_2SO_4\), \(pH = -log(2*0.1)\) = \(0.7\)
Para \(KOH\), \(pOH = -log(0.6)=0.22\), \(pH=14- pOH\), \(pH = 13.78\)
Para \(Ca(OH)_2\), \(pOH = -log(2*0.46) = 0.04\), \(pH=14- pOH\), \(pH =13.96\)
Calcular el pH de las siguientes soluciones acuosas (redondear el resultado a dos decimales):
\(HCl\) \(0.54\) M
\(H_2SO_4\) \(0.3\) M
\(KOH\) \(0.12\) M
\(Ca(OH)_2\) \(0.48\) M
Sabemos que \(pH = -log(H^{+})\), \(pOH = -log(OH^{-})\) y \(14=pH+pOH\).
Para \(HCl\), \(pH = -log(0.54)\) = \(0.27\)
Para \(H_2SO_4\), \(pH = -log(2*0.3)\) = \(0.22\)
Para \(KOH\), \(pOH = -log(0.12)=0.92\), \(pH=14- pOH\), \(pH = 13.08\)
Para \(Ca(OH)_2\), \(pOH = -log(2*0.48) = 0.02\), \(pH=14- pOH\), \(pH =13.98\)
Calcular el pH de las siguientes soluciones acuosas (redondear el resultado a dos decimales):
\(HCl\) \(0.38\) M
\(H_2SO_4\) \(0.14\) M
\(KOH\) \(0.48\) M
\(Ca(OH)_2\) \(0.7\) M
Sabemos que \(pH = -log(H^{+})\), \(pOH = -log(OH^{-})\) y \(14=pH+pOH\).
Para \(HCl\), \(pH = -log(0.38)\) = \(0.42\)
Para \(H_2SO_4\), \(pH = -log(2*0.14)\) = \(0.55\)
Para \(KOH\), \(pOH = -log(0.48)=0.32\), \(pH=14- pOH\), \(pH = 13.68\)
Para \(Ca(OH)_2\), \(pOH = -log(2*0.7) = -0.15\), \(pH=14- pOH\), \(pH =14.15\)
Calcular el pH de las siguientes soluciones acuosas (redondear el resultado a dos decimales):
\(HCl\) \(0.96\) M
\(H_2SO_4\) \(0.22\) M
\(KOH\) \(0.98\) M
\(Ca(OH)_2\) \(0.06\) M
Sabemos que \(pH = -log(H^{+})\), \(pOH = -log(OH^{-})\) y \(14=pH+pOH\).
Para \(HCl\), \(pH = -log(0.96)\) = \(0.02\)
Para \(H_2SO_4\), \(pH = -log(2*0.22)\) = \(0.36\)
Para \(KOH\), \(pOH = -log(0.98)=0.01\), \(pH=14- pOH\), \(pH = 13.99\)
Para \(Ca(OH)_2\), \(pOH = -log(2*0.06) = 0.92\), \(pH=14- pOH\), \(pH =13.08\)
Calcular el pH de las siguientes soluciones acuosas (redondear el resultado a dos decimales):
\(HCl\) \(0.66\) M
\(H_2SO_4\) \(0.2\) M
\(KOH\) \(0.96\) M
\(Ca(OH)_2\) \(0.68\) M
Sabemos que \(pH = -log(H^{+})\), \(pOH = -log(OH^{-})\) y \(14=pH+pOH\).
Para \(HCl\), \(pH = -log(0.66)\) = \(0.18\)
Para \(H_2SO_4\), \(pH = -log(2*0.2)\) = \(0.4\)
Para \(KOH\), \(pOH = -log(0.96)=0.02\), \(pH=14- pOH\), \(pH = 13.98\)
Para \(Ca(OH)_2\), \(pOH = -log(2*0.68) = -0.13\), \(pH=14- pOH\), \(pH =14.13\)
Calcular el pH de las siguientes soluciones acuosas (redondear el resultado a dos decimales):
\(HCl\) \(0.56\) M
\(H_2SO_4\) \(0.18\) M
\(KOH\) \(0.68\) M
\(Ca(OH)_2\) \(0.6\) M
Sabemos que \(pH = -log(H^{+})\), \(pOH = -log(OH^{-})\) y \(14=pH+pOH\).
Para \(HCl\), \(pH = -log(0.56)\) = \(0.25\)
Para \(H_2SO_4\), \(pH = -log(2*0.18)\) = \(0.44\)
Para \(KOH\), \(pOH = -log(0.68)=0.17\), \(pH=14- pOH\), \(pH = 13.83\)
Para \(Ca(OH)_2\), \(pOH = -log(2*0.6) = -0.08\), \(pH=14- pOH\), \(pH =14.08\)
Calcular el pH de las siguientes soluciones acuosas (redondear el resultado a dos decimales):
\(HCl\) \(0.22\) M
\(H_2SO_4\) \(0.72\) M
\(KOH\) \(0.46\) M
\(Ca(OH)_2\) \(0.92\) M
Sabemos que \(pH = -log(H^{+})\), \(pOH = -log(OH^{-})\) y \(14=pH+pOH\).
Para \(HCl\), \(pH = -log(0.22)\) = \(0.66\)
Para \(H_2SO_4\), \(pH = -log(2*0.72)\) = \(-0.16\)
Para \(KOH\), \(pOH = -log(0.46)=0.34\), \(pH=14- pOH\), \(pH = 13.66\)
Para \(Ca(OH)_2\), \(pOH = -log(2*0.92) = -0.26\), \(pH=14- pOH\), \(pH =14.26\)
Calcular el pH de las siguientes soluciones acuosas (redondear el resultado a dos decimales):
\(HCl\) \(0.24\) M
\(H_2SO_4\) \(0.46\) M
\(KOH\) \(0.64\) M
\(Ca(OH)_2\) \(0.22\) M
Sabemos que \(pH = -log(H^{+})\), \(pOH = -log(OH^{-})\) y \(14=pH+pOH\).
Para \(HCl\), \(pH = -log(0.24)\) = \(0.62\)
Para \(H_2SO_4\), \(pH = -log(2*0.46)\) = \(0.04\)
Para \(KOH\), \(pOH = -log(0.64)=0.19\), \(pH=14- pOH\), \(pH = 13.81\)
Para \(Ca(OH)_2\), \(pOH = -log(2*0.22) = 0.36\), \(pH=14- pOH\), \(pH =13.64\)
Calcular el pH de las siguientes soluciones acuosas (redondear el resultado a dos decimales):
\(HCl\) \(0.94\) M
\(H_2SO_4\) \(0.5\) M
\(KOH\) \(0.86\) M
\(Ca(OH)_2\) \(0.56\) M
Sabemos que \(pH = -log(H^{+})\), \(pOH = -log(OH^{-})\) y \(14=pH+pOH\).
Para \(HCl\), \(pH = -log(0.94)\) = \(0.03\)
Para \(H_2SO_4\), \(pH = -log(2*0.5)\) = \(0\)
Para \(KOH\), \(pOH = -log(0.86)=0.07\), \(pH=14- pOH\), \(pH = 13.93\)
Para \(Ca(OH)_2\), \(pOH = -log(2*0.56) = -0.05\), \(pH=14- pOH\), \(pH =14.05\)
Calcular el pH de las siguientes soluciones acuosas (redondear el resultado a dos decimales):
\(HCl\) \(0.7\) M
\(H_2SO_4\) \(0.6\) M
\(KOH\) \(0.34\) M
\(Ca(OH)_2\) \(0.14\) M
Sabemos que \(pH = -log(H^{+})\), \(pOH = -log(OH^{-})\) y \(14=pH+pOH\).
Para \(HCl\), \(pH = -log(0.7)\) = \(0.15\)
Para \(H_2SO_4\), \(pH = -log(2*0.6)\) = \(-0.08\)
Para \(KOH\), \(pOH = -log(0.34)=0.47\), \(pH=14- pOH\), \(pH = 13.53\)
Para \(Ca(OH)_2\), \(pOH = -log(2*0.14) = 0.55\), \(pH=14- pOH\), \(pH =13.45\)
Calcular el pOH de una solución de un ácido débil \(AH_2\) cuya concentración inical es \(0.07\). Datos: \(K_{a1}= 7e-06\) y \(K_{a2}= 8e-12\). Redondear el resultado a dos decimales ("e" significa 10^).
Al ser \(K_{a1}>>K_{a2}\), consideramos sólo el primer equilibrio (el de \(K_{a1}\)) y despreciamos el aporte de protones proveniente del segundo equilibrio (el de \(K_{a2}\)).
\[ \begin{aligned} K_{a1} &= \frac{(H^+)(AH^-)}{(AH_2)} \end{aligned} \] Como \((H^+)=(AH^-)\) en el equilibrio, tenemos:
\[ \begin{aligned} K_{a1} &= \frac{(H^+)^2}{0.07-(H^+)} \end{aligned} \]
Además, como podemos despreciar \((H^+)\) frente a \(0.07\) (pensar por qué), tenemos:
\[ \begin{aligned} K_{a1} &= \frac{(H^+)^2}{0.07} \end{aligned} \]
Despejando \((H^+)\) tenemos:
\[ \begin{aligned} (H^+)=(K_{a1} \cdot 0.07)^{1/2} &=7e-04 \end{aligned} \]
Haciendo \(-log(7e-04)\), se obtiene un pH de \(3.15\), y el pOH se calcula como: \(pOH = 14 -pH = 10.85\)
Calcular el pOH de una solución de un ácido débil \(AH_2\) cuya concentración inical es \(0.02\). Datos: \(K_{a1}= 9e-06\) y \(K_{a2}= 2e-12\). Redondear el resultado a dos decimales ("e" significa 10^).
Al ser \(K_{a1}>>K_{a2}\), consideramos sólo el primer equilibrio (el de \(K_{a1}\)) y despreciamos el aporte de protones proveniente del segundo equilibrio (el de \(K_{a2}\)).
\[ \begin{aligned} K_{a1} &= \frac{(H^+)(AH^-)}{(AH_2)} \end{aligned} \] Como \((H^+)=(AH^-)\) en el equilibrio, tenemos:
\[ \begin{aligned} K_{a1} &= \frac{(H^+)^2}{0.02-(H^+)} \end{aligned} \]
Además, como podemos despreciar \((H^+)\) frente a \(0.02\) (pensar por qué), tenemos:
\[ \begin{aligned} K_{a1} &= \frac{(H^+)^2}{0.02} \end{aligned} \]
Despejando \((H^+)\) tenemos:
\[ \begin{aligned} (H^+)=(K_{a1} \cdot 0.02)^{1/2} &=4.24e-04 \end{aligned} \]
Haciendo \(-log(4.24e-04)\), se obtiene un pH de \(3.37\), y el pOH se calcula como: \(pOH = 14 -pH = 10.63\)
Calcular el pOH de una solución de un ácido débil \(AH_2\) cuya concentración inical es \(0.14\). Datos: \(K_{a1}= 9e-06\) y \(K_{a2}= 9e-12\). Redondear el resultado a dos decimales ("e" significa 10^).
Al ser \(K_{a1}>>K_{a2}\), consideramos sólo el primer equilibrio (el de \(K_{a1}\)) y despreciamos el aporte de protones proveniente del segundo equilibrio (el de \(K_{a2}\)).
\[ \begin{aligned} K_{a1} &= \frac{(H^+)(AH^-)}{(AH_2)} \end{aligned} \] Como \((H^+)=(AH^-)\) en el equilibrio, tenemos:
\[ \begin{aligned} K_{a1} &= \frac{(H^+)^2}{0.14-(H^+)} \end{aligned} \]
Además, como podemos despreciar \((H^+)\) frente a \(0.14\) (pensar por qué), tenemos:
\[ \begin{aligned} K_{a1} &= \frac{(H^+)^2}{0.14} \end{aligned} \]
Despejando \((H^+)\) tenemos:
\[ \begin{aligned} (H^+)=(K_{a1} \cdot 0.14)^{1/2} &=1.12e-03 \end{aligned} \]
Haciendo \(-log(1.12e-03)\), se obtiene un pH de \(2.95\), y el pOH se calcula como: \(pOH = 14 -pH = 11.05\)
Calcular el pOH de una solución de un ácido débil \(AH_2\) cuya concentración inical es \(0.01\). Datos: \(K_{a1}= 7e-06\) y \(K_{a2}= 5e-12\). Redondear el resultado a dos decimales ("e" significa 10^).
Al ser \(K_{a1}>>K_{a2}\), consideramos sólo el primer equilibrio (el de \(K_{a1}\)) y despreciamos el aporte de protones proveniente del segundo equilibrio (el de \(K_{a2}\)).
\[ \begin{aligned} K_{a1} &= \frac{(H^+)(AH^-)}{(AH_2)} \end{aligned} \] Como \((H^+)=(AH^-)\) en el equilibrio, tenemos:
\[ \begin{aligned} K_{a1} &= \frac{(H^+)^2}{0.01-(H^+)} \end{aligned} \]
Además, como podemos despreciar \((H^+)\) frente a \(0.01\) (pensar por qué), tenemos:
\[ \begin{aligned} K_{a1} &= \frac{(H^+)^2}{0.01} \end{aligned} \]
Despejando \((H^+)\) tenemos:
\[ \begin{aligned} (H^+)=(K_{a1} \cdot 0.01)^{1/2} &=2.65e-04 \end{aligned} \]
Haciendo \(-log(2.65e-04)\), se obtiene un pH de \(3.58\), y el pOH se calcula como: \(pOH = 14 -pH = 10.42\)
Calcular el pOH de una solución de un ácido débil \(AH_2\) cuya concentración inical es \(0.44\). Datos: \(K_{a1}= 1e-06\) y \(K_{a2}= 6e-12\). Redondear el resultado a dos decimales ("e" significa 10^).
Al ser \(K_{a1}>>K_{a2}\), consideramos sólo el primer equilibrio (el de \(K_{a1}\)) y despreciamos el aporte de protones proveniente del segundo equilibrio (el de \(K_{a2}\)).
\[ \begin{aligned} K_{a1} &= \frac{(H^+)(AH^-)}{(AH_2)} \end{aligned} \] Como \((H^+)=(AH^-)\) en el equilibrio, tenemos:
\[ \begin{aligned} K_{a1} &= \frac{(H^+)^2}{0.44-(H^+)} \end{aligned} \]
Además, como podemos despreciar \((H^+)\) frente a \(0.44\) (pensar por qué), tenemos:
\[ \begin{aligned} K_{a1} &= \frac{(H^+)^2}{0.44} \end{aligned} \]
Despejando \((H^+)\) tenemos:
\[ \begin{aligned} (H^+)=(K_{a1} \cdot 0.44)^{1/2} &=6.63e-04 \end{aligned} \]
Haciendo \(-log(6.63e-04)\), se obtiene un pH de \(3.18\), y el pOH se calcula como: \(pOH = 14 -pH = 10.82\)
Calcular el pOH de una solución de un ácido débil \(AH_2\) cuya concentración inical es \(0.13\). Datos: \(K_{a1}= 7e-06\) y \(K_{a2}= 1e-12\). Redondear el resultado a dos decimales ("e" significa 10^).
Al ser \(K_{a1}>>K_{a2}\), consideramos sólo el primer equilibrio (el de \(K_{a1}\)) y despreciamos el aporte de protones proveniente del segundo equilibrio (el de \(K_{a2}\)).
\[ \begin{aligned} K_{a1} &= \frac{(H^+)(AH^-)}{(AH_2)} \end{aligned} \] Como \((H^+)=(AH^-)\) en el equilibrio, tenemos:
\[ \begin{aligned} K_{a1} &= \frac{(H^+)^2}{0.13-(H^+)} \end{aligned} \]
Además, como podemos despreciar \((H^+)\) frente a \(0.13\) (pensar por qué), tenemos:
\[ \begin{aligned} K_{a1} &= \frac{(H^+)^2}{0.13} \end{aligned} \]
Despejando \((H^+)\) tenemos:
\[ \begin{aligned} (H^+)=(K_{a1} \cdot 0.13)^{1/2} &=9.54e-04 \end{aligned} \]
Haciendo \(-log(9.54e-04)\), se obtiene un pH de \(3.02\), y el pOH se calcula como: \(pOH = 14 -pH = 10.98\)
Calcular el pOH de una solución de un ácido débil \(AH_2\) cuya concentración inical es \(0.22\). Datos: \(K_{a1}= 1e-06\) y \(K_{a2}= 7e-12\). Redondear el resultado a dos decimales ("e" significa 10^).
Al ser \(K_{a1}>>K_{a2}\), consideramos sólo el primer equilibrio (el de \(K_{a1}\)) y despreciamos el aporte de protones proveniente del segundo equilibrio (el de \(K_{a2}\)).
\[ \begin{aligned} K_{a1} &= \frac{(H^+)(AH^-)}{(AH_2)} \end{aligned} \] Como \((H^+)=(AH^-)\) en el equilibrio, tenemos:
\[ \begin{aligned} K_{a1} &= \frac{(H^+)^2}{0.22-(H^+)} \end{aligned} \]
Además, como podemos despreciar \((H^+)\) frente a \(0.22\) (pensar por qué), tenemos:
\[ \begin{aligned} K_{a1} &= \frac{(H^+)^2}{0.22} \end{aligned} \]
Despejando \((H^+)\) tenemos:
\[ \begin{aligned} (H^+)=(K_{a1} \cdot 0.22)^{1/2} &=4.69e-04 \end{aligned} \]
Haciendo \(-log(4.69e-04)\), se obtiene un pH de \(3.33\), y el pOH se calcula como: \(pOH = 14 -pH = 10.67\)
Calcular el pOH de una solución de un ácido débil \(AH_2\) cuya concentración inical es \(0.47\). Datos: \(K_{a1}= 5e-06\) y \(K_{a2}= 7e-12\). Redondear el resultado a dos decimales ("e" significa 10^).
Al ser \(K_{a1}>>K_{a2}\), consideramos sólo el primer equilibrio (el de \(K_{a1}\)) y despreciamos el aporte de protones proveniente del segundo equilibrio (el de \(K_{a2}\)).
\[ \begin{aligned} K_{a1} &= \frac{(H^+)(AH^-)}{(AH_2)} \end{aligned} \] Como \((H^+)=(AH^-)\) en el equilibrio, tenemos:
\[ \begin{aligned} K_{a1} &= \frac{(H^+)^2}{0.47-(H^+)} \end{aligned} \]
Además, como podemos despreciar \((H^+)\) frente a \(0.47\) (pensar por qué), tenemos:
\[ \begin{aligned} K_{a1} &= \frac{(H^+)^2}{0.47} \end{aligned} \]
Despejando \((H^+)\) tenemos:
\[ \begin{aligned} (H^+)=(K_{a1} \cdot 0.47)^{1/2} &=1.53e-03 \end{aligned} \]
Haciendo \(-log(1.53e-03)\), se obtiene un pH de \(2.81\), y el pOH se calcula como: \(pOH = 14 -pH = 11.19\)
Calcular el pOH de una solución de un ácido débil \(AH_2\) cuya concentración inical es \(0.1\). Datos: \(K_{a1}= 3e-06\) y \(K_{a2}= 6e-12\). Redondear el resultado a dos decimales ("e" significa 10^).
Al ser \(K_{a1}>>K_{a2}\), consideramos sólo el primer equilibrio (el de \(K_{a1}\)) y despreciamos el aporte de protones proveniente del segundo equilibrio (el de \(K_{a2}\)).
\[ \begin{aligned} K_{a1} &= \frac{(H^+)(AH^-)}{(AH_2)} \end{aligned} \] Como \((H^+)=(AH^-)\) en el equilibrio, tenemos:
\[ \begin{aligned} K_{a1} &= \frac{(H^+)^2}{0.1-(H^+)} \end{aligned} \]
Además, como podemos despreciar \((H^+)\) frente a \(0.1\) (pensar por qué), tenemos:
\[ \begin{aligned} K_{a1} &= \frac{(H^+)^2}{0.1} \end{aligned} \]
Despejando \((H^+)\) tenemos:
\[ \begin{aligned} (H^+)=(K_{a1} \cdot 0.1)^{1/2} &=5.48e-04 \end{aligned} \]
Haciendo \(-log(5.48e-04)\), se obtiene un pH de \(3.26\), y el pOH se calcula como: \(pOH = 14 -pH = 10.74\)
Calcular el pOH de una solución de un ácido débil \(AH_2\) cuya concentración inical es \(0.17\). Datos: \(K_{a1}= 8e-06\) y \(K_{a2}= 2e-12\). Redondear el resultado a dos decimales ("e" significa 10^).
Al ser \(K_{a1}>>K_{a2}\), consideramos sólo el primer equilibrio (el de \(K_{a1}\)) y despreciamos el aporte de protones proveniente del segundo equilibrio (el de \(K_{a2}\)).
\[ \begin{aligned} K_{a1} &= \frac{(H^+)(AH^-)}{(AH_2)} \end{aligned} \] Como \((H^+)=(AH^-)\) en el equilibrio, tenemos:
\[ \begin{aligned} K_{a1} &= \frac{(H^+)^2}{0.17-(H^+)} \end{aligned} \]
Además, como podemos despreciar \((H^+)\) frente a \(0.17\) (pensar por qué), tenemos:
\[ \begin{aligned} K_{a1} &= \frac{(H^+)^2}{0.17} \end{aligned} \]
Despejando \((H^+)\) tenemos:
\[ \begin{aligned} (H^+)=(K_{a1} \cdot 0.17)^{1/2} &=1.17e-03 \end{aligned} \]
Haciendo \(-log(1.17e-03)\), se obtiene un pH de \(2.93\), y el pOH se calcula como: \(pOH = 14 -pH = 11.07\)