Calcular la constante de hidrólisis del par conjugado de una base (monobásica), si su \(K_b\) es \(7.8e-04\). Para escribir el resultado en notación científica, usar el siguiente formato: 1,11e-11.
Para un ácido y su base conjugada existe una relación entre sus constantes de disociación e hidrólisis dada por \(K_w = K_a K_b\). De esta manera se puede despejar \(K_a\) como: \(K_a= \frac {1e-14}{7.8e-04}\)
Así, la constante de acidez es: \(1.28e-11\)
Calcular la constante de hidrólisis del par conjugado de una base (monobásica), si su \(K_b\) es \(3.8e-04\). Para escribir el resultado en notación científica, usar el siguiente formato: 1,11e-11.
Para un ácido y su base conjugada existe una relación entre sus constantes de disociación e hidrólisis dada por \(K_w = K_a K_b\). De esta manera se puede despejar \(K_a\) como: \(K_a= \frac {1e-14}{3.8e-04}\)
Así, la constante de acidez es: \(2.63e-11\)
Calcular la constante de hidrólisis del par conjugado de una base (monobásica), si su \(K_b\) es \(4.2e-04\). Para escribir el resultado en notación científica, usar el siguiente formato: 1,11e-11.
Para un ácido y su base conjugada existe una relación entre sus constantes de disociación e hidrólisis dada por \(K_w = K_a K_b\). De esta manera se puede despejar \(K_a\) como: \(K_a= \frac {1e-14}{4.2e-04}\)
Así, la constante de acidez es: \(2.38e-11\)
Calcular la constante de hidrólisis del par conjugado de una base (monobásica), si su \(K_b\) es \(5.4e-04\). Para escribir el resultado en notación científica, usar el siguiente formato: 1,11e-11.
Para un ácido y su base conjugada existe una relación entre sus constantes de disociación e hidrólisis dada por \(K_w = K_a K_b\). De esta manera se puede despejar \(K_a\) como: \(K_a= \frac {1e-14}{5.4e-04}\)
Así, la constante de acidez es: \(1.85e-11\)
Calcular la constante de hidrólisis del par conjugado de una base (monobásica), si su \(K_b\) es \(5.6e-04\). Para escribir el resultado en notación científica, usar el siguiente formato: 1,11e-11.
Para un ácido y su base conjugada existe una relación entre sus constantes de disociación e hidrólisis dada por \(K_w = K_a K_b\). De esta manera se puede despejar \(K_a\) como: \(K_a= \frac {1e-14}{5.6e-04}\)
Así, la constante de acidez es: \(1.79e-11\)
Calcular la constante de hidrólisis del par conjugado de una base (monobásica), si su \(K_b\) es \(8.6e-04\). Para escribir el resultado en notación científica, usar el siguiente formato: 1,11e-11.
Para un ácido y su base conjugada existe una relación entre sus constantes de disociación e hidrólisis dada por \(K_w = K_a K_b\). De esta manera se puede despejar \(K_a\) como: \(K_a= \frac {1e-14}{8.6e-04}\)
Así, la constante de acidez es: \(1.16e-11\)
Calcular la constante de hidrólisis del par conjugado de una base (monobásica), si su \(K_b\) es \(7e-04\). Para escribir el resultado en notación científica, usar el siguiente formato: 1,11e-11.
Para un ácido y su base conjugada existe una relación entre sus constantes de disociación e hidrólisis dada por \(K_w = K_a K_b\). De esta manera se puede despejar \(K_a\) como: \(K_a= \frac {1e-14}{7e-04}\)
Así, la constante de acidez es: \(1.43e-11\)
Calcular la constante de hidrólisis del par conjugado de una base (monobásica), si su \(K_b\) es \(4.4e-04\). Para escribir el resultado en notación científica, usar el siguiente formato: 1,11e-11.
Para un ácido y su base conjugada existe una relación entre sus constantes de disociación e hidrólisis dada por \(K_w = K_a K_b\). De esta manera se puede despejar \(K_a\) como: \(K_a= \frac {1e-14}{4.4e-04}\)
Así, la constante de acidez es: \(2.27e-11\)
Calcular la constante de hidrólisis del par conjugado de una base (monobásica), si su \(K_b\) es \(8.2e-04\). Para escribir el resultado en notación científica, usar el siguiente formato: 1,11e-11.
Para un ácido y su base conjugada existe una relación entre sus constantes de disociación e hidrólisis dada por \(K_w = K_a K_b\). De esta manera se puede despejar \(K_a\) como: \(K_a= \frac {1e-14}{8.2e-04}\)
Así, la constante de acidez es: \(1.22e-11\)
Calcular la constante de hidrólisis del par conjugado de una base (monobásica), si su \(K_b\) es \(1.8e-04\). Para escribir el resultado en notación científica, usar el siguiente formato: 1,11e-11.
Para un ácido y su base conjugada existe una relación entre sus constantes de disociación e hidrólisis dada por \(K_w = K_a K_b\). De esta manera se puede despejar \(K_a\) como: \(K_a= \frac {1e-14}{1.8e-04}\)
Así, la constante de acidez es: \(5.56e-11\)
Calcular el pH de una solución de \(NH_4NO_3\) \(0.686\) M. Considerar despreciable la cantidad de amoníaco en el equilibrio frente a la concentración inicial de amonio. Datos: \(K_w=1e-14\), \(K_b(NH_3)=1.8e-05\). Informar el resultado con dos decimales.
Primero disociamos la sal: \(NH_4NO_3 \rightarrow NH_4^+ + NO_3^-\). El anión nitrato proviene de un ácido fuerte, el nítrico, por lo tanto no hidroliza. El amonio, al provenir de una base débil (\(NH_3\)), hidroliza de acuerdo a: \(NH_4^+ + H_2O \rightleftharpoons NH_3 + H_3O^+\). Sabemos que en el equilibrio, la concentración de amoníaco es igual a la de protones. Así, la expresión de la \(Ka\) queda:
\[ \begin{aligned} K_a &= \frac{(H_3O^+)^2}{(NH_4^+)_{inicial}-(H_3O^+)} \end{aligned} \] De acuerdo a la consideración pedida en el enunciado, asumimos que \((H_3O^+)\) << \((NH_4^+)_{inicial}\), así la expresión de la constante queda:
\[ \begin{aligned} K_a &= \frac{(H_3O^+)^2}{(NH_4^+)_{inicial}} \end{aligned} \] De modo que se despeja la \((H_3O^+)\):
\[ \begin{aligned} (H_3O^+) &= (K_a \cdot (NH_4^+)_{inicial})^{1/2} \end{aligned} \]
Reemplazando con los valores, tenemos:
\((H_3O^+)= (5.56e-10 \cdot 0.686)^{1/2}\)
\((H_3O^+)=1.95e-05\)
Finalmente:
\(pH=-log((H_3O^+))\)
\(pH=4.71\)
Calcular el pH de una solución de \(NH_4NO_3\) \(0.11\) M. Considerar despreciable la cantidad de amoníaco en el equilibrio frente a la concentración inicial de amonio. Datos: \(K_w=1e-14\), \(K_b(NH_3)=1.8e-05\). Informar el resultado con dos decimales.
Primero disociamos la sal: \(NH_4NO_3 \rightarrow NH_4^+ + NO_3^-\). El anión nitrato proviene de un ácido fuerte, el nítrico, por lo tanto no hidroliza. El amonio, al provenir de una base débil (\(NH_3\)), hidroliza de acuerdo a: \(NH_4^+ + H_2O \rightleftharpoons NH_3 + H_3O^+\). Sabemos que en el equilibrio, la concentración de amoníaco es igual a la de protones. Así, la expresión de la \(Ka\) queda:
\[ \begin{aligned} K_a &= \frac{(H_3O^+)^2}{(NH_4^+)_{inicial}-(H_3O^+)} \end{aligned} \] De acuerdo a la consideración pedida en el enunciado, asumimos que \((H_3O^+)\) << \((NH_4^+)_{inicial}\), así la expresión de la constante queda:
\[ \begin{aligned} K_a &= \frac{(H_3O^+)^2}{(NH_4^+)_{inicial}} \end{aligned} \] De modo que se despeja la \((H_3O^+)\):
\[ \begin{aligned} (H_3O^+) &= (K_a \cdot (NH_4^+)_{inicial})^{1/2} \end{aligned} \]
Reemplazando con los valores, tenemos:
\((H_3O^+)= (5.56e-10 \cdot 0.11)^{1/2}\)
\((H_3O^+)=7.8e-06\)
Finalmente:
\(pH=-log((H_3O^+))\)
\(pH=5.11\)
Calcular el pH de una solución de \(NH_4NO_3\) \(0.168\) M. Considerar despreciable la cantidad de amoníaco en el equilibrio frente a la concentración inicial de amonio. Datos: \(K_w=1e-14\), \(K_b(NH_3)=1.8e-05\). Informar el resultado con dos decimales.
Primero disociamos la sal: \(NH_4NO_3 \rightarrow NH_4^+ + NO_3^-\). El anión nitrato proviene de un ácido fuerte, el nítrico, por lo tanto no hidroliza. El amonio, al provenir de una base débil (\(NH_3\)), hidroliza de acuerdo a: \(NH_4^+ + H_2O \rightleftharpoons NH_3 + H_3O^+\). Sabemos que en el equilibrio, la concentración de amoníaco es igual a la de protones. Así, la expresión de la \(Ka\) queda:
\[ \begin{aligned} K_a &= \frac{(H_3O^+)^2}{(NH_4^+)_{inicial}-(H_3O^+)} \end{aligned} \] De acuerdo a la consideración pedida en el enunciado, asumimos que \((H_3O^+)\) << \((NH_4^+)_{inicial}\), así la expresión de la constante queda:
\[ \begin{aligned} K_a &= \frac{(H_3O^+)^2}{(NH_4^+)_{inicial}} \end{aligned} \] De modo que se despeja la \((H_3O^+)\):
\[ \begin{aligned} (H_3O^+) &= (K_a \cdot (NH_4^+)_{inicial})^{1/2} \end{aligned} \]
Reemplazando con los valores, tenemos:
\((H_3O^+)= (5.56e-10 \cdot 0.168)^{1/2}\)
\((H_3O^+)=9.7e-06\)
Finalmente:
\(pH=-log((H_3O^+))\)
\(pH=5.01\)
Calcular el pH de una solución de \(NH_4NO_3\) \(0.408\) M. Considerar despreciable la cantidad de amoníaco en el equilibrio frente a la concentración inicial de amonio. Datos: \(K_w=1e-14\), \(K_b(NH_3)=1.8e-05\). Informar el resultado con dos decimales.
Primero disociamos la sal: \(NH_4NO_3 \rightarrow NH_4^+ + NO_3^-\). El anión nitrato proviene de un ácido fuerte, el nítrico, por lo tanto no hidroliza. El amonio, al provenir de una base débil (\(NH_3\)), hidroliza de acuerdo a: \(NH_4^+ + H_2O \rightleftharpoons NH_3 + H_3O^+\). Sabemos que en el equilibrio, la concentración de amoníaco es igual a la de protones. Así, la expresión de la \(Ka\) queda:
\[ \begin{aligned} K_a &= \frac{(H_3O^+)^2}{(NH_4^+)_{inicial}-(H_3O^+)} \end{aligned} \] De acuerdo a la consideración pedida en el enunciado, asumimos que \((H_3O^+)\) << \((NH_4^+)_{inicial}\), así la expresión de la constante queda:
\[ \begin{aligned} K_a &= \frac{(H_3O^+)^2}{(NH_4^+)_{inicial}} \end{aligned} \] De modo que se despeja la \((H_3O^+)\):
\[ \begin{aligned} (H_3O^+) &= (K_a \cdot (NH_4^+)_{inicial})^{1/2} \end{aligned} \]
Reemplazando con los valores, tenemos:
\((H_3O^+)= (5.56e-10 \cdot 0.408)^{1/2}\)
\((H_3O^+)=1.51e-05\)
Finalmente:
\(pH=-log((H_3O^+))\)
\(pH=4.82\)
Calcular el pH de una solución de \(NH_4NO_3\) \(0.816\) M. Considerar despreciable la cantidad de amoníaco en el equilibrio frente a la concentración inicial de amonio. Datos: \(K_w=1e-14\), \(K_b(NH_3)=1.8e-05\). Informar el resultado con dos decimales.
Primero disociamos la sal: \(NH_4NO_3 \rightarrow NH_4^+ + NO_3^-\). El anión nitrato proviene de un ácido fuerte, el nítrico, por lo tanto no hidroliza. El amonio, al provenir de una base débil (\(NH_3\)), hidroliza de acuerdo a: \(NH_4^+ + H_2O \rightleftharpoons NH_3 + H_3O^+\). Sabemos que en el equilibrio, la concentración de amoníaco es igual a la de protones. Así, la expresión de la \(Ka\) queda:
\[ \begin{aligned} K_a &= \frac{(H_3O^+)^2}{(NH_4^+)_{inicial}-(H_3O^+)} \end{aligned} \] De acuerdo a la consideración pedida en el enunciado, asumimos que \((H_3O^+)\) << \((NH_4^+)_{inicial}\), así la expresión de la constante queda:
\[ \begin{aligned} K_a &= \frac{(H_3O^+)^2}{(NH_4^+)_{inicial}} \end{aligned} \] De modo que se despeja la \((H_3O^+)\):
\[ \begin{aligned} (H_3O^+) &= (K_a \cdot (NH_4^+)_{inicial})^{1/2} \end{aligned} \]
Reemplazando con los valores, tenemos:
\((H_3O^+)= (5.56e-10 \cdot 0.816)^{1/2}\)
\((H_3O^+)=2.13e-05\)
Finalmente:
\(pH=-log((H_3O^+))\)
\(pH=4.67\)
Calcular el pH de una solución de \(NH_4NO_3\) \(0.336\) M. Considerar despreciable la cantidad de amoníaco en el equilibrio frente a la concentración inicial de amonio. Datos: \(K_w=1e-14\), \(K_b(NH_3)=1.8e-05\). Informar el resultado con dos decimales.
Primero disociamos la sal: \(NH_4NO_3 \rightarrow NH_4^+ + NO_3^-\). El anión nitrato proviene de un ácido fuerte, el nítrico, por lo tanto no hidroliza. El amonio, al provenir de una base débil (\(NH_3\)), hidroliza de acuerdo a: \(NH_4^+ + H_2O \rightleftharpoons NH_3 + H_3O^+\). Sabemos que en el equilibrio, la concentración de amoníaco es igual a la de protones. Así, la expresión de la \(Ka\) queda:
\[ \begin{aligned} K_a &= \frac{(H_3O^+)^2}{(NH_4^+)_{inicial}-(H_3O^+)} \end{aligned} \] De acuerdo a la consideración pedida en el enunciado, asumimos que \((H_3O^+)\) << \((NH_4^+)_{inicial}\), así la expresión de la constante queda:
\[ \begin{aligned} K_a &= \frac{(H_3O^+)^2}{(NH_4^+)_{inicial}} \end{aligned} \] De modo que se despeja la \((H_3O^+)\):
\[ \begin{aligned} (H_3O^+) &= (K_a \cdot (NH_4^+)_{inicial})^{1/2} \end{aligned} \]
Reemplazando con los valores, tenemos:
\((H_3O^+)= (5.56e-10 \cdot 0.336)^{1/2}\)
\((H_3O^+)=1.37e-05\)
Finalmente:
\(pH=-log((H_3O^+))\)
\(pH=4.86\)
Calcular el pH de una solución de \(NH_4NO_3\) \(0.244\) M. Considerar despreciable la cantidad de amoníaco en el equilibrio frente a la concentración inicial de amonio. Datos: \(K_w=1e-14\), \(K_b(NH_3)=1.8e-05\). Informar el resultado con dos decimales.
Primero disociamos la sal: \(NH_4NO_3 \rightarrow NH_4^+ + NO_3^-\). El anión nitrato proviene de un ácido fuerte, el nítrico, por lo tanto no hidroliza. El amonio, al provenir de una base débil (\(NH_3\)), hidroliza de acuerdo a: \(NH_4^+ + H_2O \rightleftharpoons NH_3 + H_3O^+\). Sabemos que en el equilibrio, la concentración de amoníaco es igual a la de protones. Así, la expresión de la \(Ka\) queda:
\[ \begin{aligned} K_a &= \frac{(H_3O^+)^2}{(NH_4^+)_{inicial}-(H_3O^+)} \end{aligned} \] De acuerdo a la consideración pedida en el enunciado, asumimos que \((H_3O^+)\) << \((NH_4^+)_{inicial}\), así la expresión de la constante queda:
\[ \begin{aligned} K_a &= \frac{(H_3O^+)^2}{(NH_4^+)_{inicial}} \end{aligned} \] De modo que se despeja la \((H_3O^+)\):
\[ \begin{aligned} (H_3O^+) &= (K_a \cdot (NH_4^+)_{inicial})^{1/2} \end{aligned} \]
Reemplazando con los valores, tenemos:
\((H_3O^+)= (5.56e-10 \cdot 0.244)^{1/2}\)
\((H_3O^+)=1.16e-05\)
Finalmente:
\(pH=-log((H_3O^+))\)
\(pH=4.94\)
Calcular el pH de una solución de \(NH_4NO_3\) \(0.756\) M. Considerar despreciable la cantidad de amoníaco en el equilibrio frente a la concentración inicial de amonio. Datos: \(K_w=1e-14\), \(K_b(NH_3)=1.8e-05\). Informar el resultado con dos decimales.
Primero disociamos la sal: \(NH_4NO_3 \rightarrow NH_4^+ + NO_3^-\). El anión nitrato proviene de un ácido fuerte, el nítrico, por lo tanto no hidroliza. El amonio, al provenir de una base débil (\(NH_3\)), hidroliza de acuerdo a: \(NH_4^+ + H_2O \rightleftharpoons NH_3 + H_3O^+\). Sabemos que en el equilibrio, la concentración de amoníaco es igual a la de protones. Así, la expresión de la \(Ka\) queda:
\[ \begin{aligned} K_a &= \frac{(H_3O^+)^2}{(NH_4^+)_{inicial}-(H_3O^+)} \end{aligned} \] De acuerdo a la consideración pedida en el enunciado, asumimos que \((H_3O^+)\) << \((NH_4^+)_{inicial}\), así la expresión de la constante queda:
\[ \begin{aligned} K_a &= \frac{(H_3O^+)^2}{(NH_4^+)_{inicial}} \end{aligned} \] De modo que se despeja la \((H_3O^+)\):
\[ \begin{aligned} (H_3O^+) &= (K_a \cdot (NH_4^+)_{inicial})^{1/2} \end{aligned} \]
Reemplazando con los valores, tenemos:
\((H_3O^+)= (5.56e-10 \cdot 0.756)^{1/2}\)
\((H_3O^+)=2.05e-05\)
Finalmente:
\(pH=-log((H_3O^+))\)
\(pH=4.69\)
Calcular el pH de una solución de \(NH_4NO_3\) \(0.262\) M. Considerar despreciable la cantidad de amoníaco en el equilibrio frente a la concentración inicial de amonio. Datos: \(K_w=1e-14\), \(K_b(NH_3)=1.8e-05\). Informar el resultado con dos decimales.
Primero disociamos la sal: \(NH_4NO_3 \rightarrow NH_4^+ + NO_3^-\). El anión nitrato proviene de un ácido fuerte, el nítrico, por lo tanto no hidroliza. El amonio, al provenir de una base débil (\(NH_3\)), hidroliza de acuerdo a: \(NH_4^+ + H_2O \rightleftharpoons NH_3 + H_3O^+\). Sabemos que en el equilibrio, la concentración de amoníaco es igual a la de protones. Así, la expresión de la \(Ka\) queda:
\[ \begin{aligned} K_a &= \frac{(H_3O^+)^2}{(NH_4^+)_{inicial}-(H_3O^+)} \end{aligned} \] De acuerdo a la consideración pedida en el enunciado, asumimos que \((H_3O^+)\) << \((NH_4^+)_{inicial}\), así la expresión de la constante queda:
\[ \begin{aligned} K_a &= \frac{(H_3O^+)^2}{(NH_4^+)_{inicial}} \end{aligned} \] De modo que se despeja la \((H_3O^+)\):
\[ \begin{aligned} (H_3O^+) &= (K_a \cdot (NH_4^+)_{inicial})^{1/2} \end{aligned} \]
Reemplazando con los valores, tenemos:
\((H_3O^+)= (5.56e-10 \cdot 0.262)^{1/2}\)
\((H_3O^+)=1.21e-05\)
Finalmente:
\(pH=-log((H_3O^+))\)
\(pH=4.92\)
Calcular el pH de una solución de \(NH_4NO_3\) \(0.812\) M. Considerar despreciable la cantidad de amoníaco en el equilibrio frente a la concentración inicial de amonio. Datos: \(K_w=1e-14\), \(K_b(NH_3)=1.8e-05\). Informar el resultado con dos decimales.
Primero disociamos la sal: \(NH_4NO_3 \rightarrow NH_4^+ + NO_3^-\). El anión nitrato proviene de un ácido fuerte, el nítrico, por lo tanto no hidroliza. El amonio, al provenir de una base débil (\(NH_3\)), hidroliza de acuerdo a: \(NH_4^+ + H_2O \rightleftharpoons NH_3 + H_3O^+\). Sabemos que en el equilibrio, la concentración de amoníaco es igual a la de protones. Así, la expresión de la \(Ka\) queda:
\[ \begin{aligned} K_a &= \frac{(H_3O^+)^2}{(NH_4^+)_{inicial}-(H_3O^+)} \end{aligned} \] De acuerdo a la consideración pedida en el enunciado, asumimos que \((H_3O^+)\) << \((NH_4^+)_{inicial}\), así la expresión de la constante queda:
\[ \begin{aligned} K_a &= \frac{(H_3O^+)^2}{(NH_4^+)_{inicial}} \end{aligned} \] De modo que se despeja la \((H_3O^+)\):
\[ \begin{aligned} (H_3O^+) &= (K_a \cdot (NH_4^+)_{inicial})^{1/2} \end{aligned} \]
Reemplazando con los valores, tenemos:
\((H_3O^+)= (5.56e-10 \cdot 0.812)^{1/2}\)
\((H_3O^+)=2.12e-05\)
Finalmente:
\(pH=-log((H_3O^+))\)
\(pH=4.67\)
Se tiene una solución de una sal \(AB\), cuyo anión \(B^-\) hidroliza. El sistema en equilibrio tiene un pH de \(8.91\). Calcular la concentración del anión \(B^-\) en equilibrio, sabiendo que la \(K_b\) de hidrólisis del mismo es \(7e-09\). Redondear el resultado a cuatro cifras decimales e informarlo en notación simple, no científica. ("e" significa 10^).
La expresión para la \(K_b\) de hidrólisis es: \(K_b = \frac{(HB)(OH^-)}{(B^-)}\). En el equilibrio, \((HB)=(OH^-)\). Sabiendo el pH, la concentración de oxhidrilos resulta: \(8.1e-06\). Luego, despejamos \((B^-)\) de la \(K_b\):
\[ \begin{aligned} (B^-) &= \frac{(8.1e-06)^2}{7e-09} \end{aligned} \] Así, la concentración de amoníaco en el equilibrio es: \(0.0095\)
Se tiene una solución de una sal \(AB\), cuyo anión \(B^-\) hidroliza. El sistema en equilibrio tiene un pH de \(8.63\). Calcular la concentración del anión \(B^-\) en equilibrio, sabiendo que la \(K_b\) de hidrólisis del mismo es \(2.5e-09\). Redondear el resultado a cuatro cifras decimales e informarlo en notación simple, no científica. ("e" significa 10^).
La expresión para la \(K_b\) de hidrólisis es: \(K_b = \frac{(HB)(OH^-)}{(B^-)}\). En el equilibrio, \((HB)=(OH^-)\). Sabiendo el pH, la concentración de oxhidrilos resulta: \(4.3e-06\). Luego, despejamos \((B^-)\) de la \(K_b\):
\[ \begin{aligned} (B^-) &= \frac{(4.3e-06)^2}{2.5e-09} \end{aligned} \] Así, la concentración de amoníaco en el equilibrio es: \(0.0073\)
Se tiene una solución de una sal \(AB\), cuyo anión \(B^-\) hidroliza. El sistema en equilibrio tiene un pH de \(8.93\). Calcular la concentración del anión \(B^-\) en equilibrio, sabiendo que la \(K_b\) de hidrólisis del mismo es \(7.7e-09\). Redondear el resultado a cuatro cifras decimales e informarlo en notación simple, no científica. ("e" significa 10^).
La expresión para la \(K_b\) de hidrólisis es: \(K_b = \frac{(HB)(OH^-)}{(B^-)}\). En el equilibrio, \((HB)=(OH^-)\). Sabiendo el pH, la concentración de oxhidrilos resulta: \(8.5e-06\). Luego, despejamos \((B^-)\) de la \(K_b\):
\[ \begin{aligned} (B^-) &= \frac{(8.5e-06)^2}{7.7e-09} \end{aligned} \] Así, la concentración de amoníaco en el equilibrio es: \(0.0094\)
Se tiene una solución de una sal \(AB\), cuyo anión \(B^-\) hidroliza. El sistema en equilibrio tiene un pH de \(8.99\). Calcular la concentración del anión \(B^-\) en equilibrio, sabiendo que la \(K_b\) de hidrólisis del mismo es \(6.9e-09\). Redondear el resultado a cuatro cifras decimales e informarlo en notación simple, no científica. ("e" significa 10^).
La expresión para la \(K_b\) de hidrólisis es: \(K_b = \frac{(HB)(OH^-)}{(B^-)}\). En el equilibrio, \((HB)=(OH^-)\). Sabiendo el pH, la concentración de oxhidrilos resulta: \(9.8e-06\). Luego, despejamos \((B^-)\) de la \(K_b\):
\[ \begin{aligned} (B^-) &= \frac{(9.8e-06)^2}{6.9e-09} \end{aligned} \] Así, la concentración de amoníaco en el equilibrio es: \(0.0138\)
Se tiene una solución de una sal \(AB\), cuyo anión \(B^-\) hidroliza. El sistema en equilibrio tiene un pH de \(8.81\). Calcular la concentración del anión \(B^-\) en equilibrio, sabiendo que la \(K_b\) de hidrólisis del mismo es \(6.0e-09\). Redondear el resultado a cuatro cifras decimales e informarlo en notación simple, no científica. ("e" significa 10^).
La expresión para la \(K_b\) de hidrólisis es: \(K_b = \frac{(HB)(OH^-)}{(B^-)}\). En el equilibrio, \((HB)=(OH^-)\). Sabiendo el pH, la concentración de oxhidrilos resulta: \(6.5e-06\). Luego, despejamos \((B^-)\) de la \(K_b\):
\[ \begin{aligned} (B^-) &= \frac{(6.5e-06)^2}{6.0e-09} \end{aligned} \] Así, la concentración de amoníaco en el equilibrio es: \(0.0069\)
Se tiene una solución de una sal \(AB\), cuyo anión \(B^-\) hidroliza. El sistema en equilibrio tiene un pH de \(8.87\). Calcular la concentración del anión \(B^-\) en equilibrio, sabiendo que la \(K_b\) de hidrólisis del mismo es \(2.4e-09\). Redondear el resultado a cuatro cifras decimales e informarlo en notación simple, no científica. ("e" significa 10^).
La expresión para la \(K_b\) de hidrólisis es: \(K_b = \frac{(HB)(OH^-)}{(B^-)}\). En el equilibrio, \((HB)=(OH^-)\). Sabiendo el pH, la concentración de oxhidrilos resulta: \(7.4e-06\). Luego, despejamos \((B^-)\) de la \(K_b\):
\[ \begin{aligned} (B^-) &= \frac{(7.4e-06)^2}{2.4e-09} \end{aligned} \] Así, la concentración de amoníaco en el equilibrio es: \(0.0229\)
Se tiene una solución de una sal \(AB\), cuyo anión \(B^-\) hidroliza. El sistema en equilibrio tiene un pH de \(8.91\). Calcular la concentración del anión \(B^-\) en equilibrio, sabiendo que la \(K_b\) de hidrólisis del mismo es \(5.5e-09\). Redondear el resultado a cuatro cifras decimales e informarlo en notación simple, no científica. ("e" significa 10^).
La expresión para la \(K_b\) de hidrólisis es: \(K_b = \frac{(HB)(OH^-)}{(B^-)}\). En el equilibrio, \((HB)=(OH^-)\). Sabiendo el pH, la concentración de oxhidrilos resulta: \(8.1e-06\). Luego, despejamos \((B^-)\) de la \(K_b\):
\[ \begin{aligned} (B^-) &= \frac{(8.1e-06)^2}{5.5e-09} \end{aligned} \] Así, la concentración de amoníaco en el equilibrio es: \(0.012\)
Se tiene una solución de una sal \(AB\), cuyo anión \(B^-\) hidroliza. El sistema en equilibrio tiene un pH de \(8.67\). Calcular la concentración del anión \(B^-\) en equilibrio, sabiendo que la \(K_b\) de hidrólisis del mismo es \(7.7e-09\). Redondear el resultado a cuatro cifras decimales e informarlo en notación simple, no científica. ("e" significa 10^).
La expresión para la \(K_b\) de hidrólisis es: \(K_b = \frac{(HB)(OH^-)}{(B^-)}\). En el equilibrio, \((HB)=(OH^-)\). Sabiendo el pH, la concentración de oxhidrilos resulta: \(4.7e-06\). Luego, despejamos \((B^-)\) de la \(K_b\):
\[ \begin{aligned} (B^-) &= \frac{(4.7e-06)^2}{7.7e-09} \end{aligned} \] Así, la concentración de amoníaco en el equilibrio es: \(0.0028\)
Se tiene una solución de una sal \(AB\), cuyo anión \(B^-\) hidroliza. El sistema en equilibrio tiene un pH de \(8.91\). Calcular la concentración del anión \(B^-\) en equilibrio, sabiendo que la \(K_b\) de hidrólisis del mismo es \(7e-09\). Redondear el resultado a cuatro cifras decimales e informarlo en notación simple, no científica. ("e" significa 10^).
La expresión para la \(K_b\) de hidrólisis es: \(K_b = \frac{(HB)(OH^-)}{(B^-)}\). En el equilibrio, \((HB)=(OH^-)\). Sabiendo el pH, la concentración de oxhidrilos resulta: \(8.1e-06\). Luego, despejamos \((B^-)\) de la \(K_b\):
\[ \begin{aligned} (B^-) &= \frac{(8.1e-06)^2}{7e-09} \end{aligned} \] Así, la concentración de amoníaco en el equilibrio es: \(0.0094\)
Se tiene una solución de una sal \(AB\), cuyo anión \(B^-\) hidroliza. El sistema en equilibrio tiene un pH de \(8.67\). Calcular la concentración del anión \(B^-\) en equilibrio, sabiendo que la \(K_b\) de hidrólisis del mismo es \(1.6e-09\). Redondear el resultado a cuatro cifras decimales e informarlo en notación simple, no científica. ("e" significa 10^).
La expresión para la \(K_b\) de hidrólisis es: \(K_b = \frac{(HB)(OH^-)}{(B^-)}\). En el equilibrio, \((HB)=(OH^-)\). Sabiendo el pH, la concentración de oxhidrilos resulta: \(4.7e-06\). Luego, despejamos \((B^-)\) de la \(K_b\):
\[ \begin{aligned} (B^-) &= \frac{(4.7e-06)^2}{1.6e-09} \end{aligned} \] Así, la concentración de amoníaco en el equilibrio es: \(0.0133\)
Decidir si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas. Responder escribiendo V o F en cada espacio. Considerar una temperatura de 25°C para todos los casos.
El pH de una solución de cloruro de amonio es ácido.
El pH de una solución 0,1 M de \(NaCl\) es igual al pH de una solución 0,2 M de \(NaCl\).
La concentración de \(OH^-\) presente en el equilibrio en una solución de \(LiCN\) 0,1 M es mayor a la de una solución de \(LiCN\) 0,5 M (el cianuro es un anión proveniente de un ácido débil).
El pH de una solución de una sal que proviene de un ácido débil y una base fuerte es mayor a 7.
El pH de una solución de \(K_2HPO_4\) es mayor que el pH de una solución de \(KH_2PO_4\).
El pH de una solución de cloruro de amonio es ácido (verdadero) porque el ion amonio hidroliza liberando protones a la solucion. Ademas el cloruro no presenta reaccion acido-base.
El pH de una solución 0,1 M de NaCl es igual al pH de una solución 0,2 M de NaCl (verdadero) porque tanto el ion sodio como el ion cloruro no presentan reaccion ácido-base por provenir de una base fuerte y un acido fuerte, respectivamente. No depende de la concentracion de la sal.
Si despreciamos la concentración de oxhidrilos frente a la concentración inicial de cianuro, tenemos que \((OH^-)= (K_b \cdot C_{inicial})^{1/2}\). Por lo tanto, a mayor \(C_{inicial}\), mayor concentración de oxhidrilos en el equilibrio. Por ello la afirmacion es falsa.
El pH de una solución de una sal que proviene de un ácido débil y una base fuerte es mayor a 7 a 25°C (verdadero) ya que el ion que hidroliza corresponde al par conjugado del acido debil y libera oxhidrilos.
De acuerdo al diagrama de distribución de especies se puede observar que una solucion de \(K_2HPO_4\) se encuentra a pH alrededor de 10 mientras que una solucion de \(KH_2PO_4\) se encuentra alrededor de 4,5. Por lo tanto la afirmacion es verdadera.
Decidir si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas. Responder escribiendo V o F en cada espacio. Considerar una temperatura de 25°C para todos los casos.
El pH de una solución de cloruro de amonio es ácido.
El pH de una solución 0,1 M de \(NaCl\) es igual al pH de una solución 0,2 M de \(NaCl\).
La concentración de \(OH^-\) presente en el equilibrio en una solución de \(LiCN\) 0,1 M es mayor a la de una solución de \(LiCN\) 0,5 M (el cianuro es un anión proveniente de un ácido débil).
El pH de una solución de una sal que proviene de un ácido débil y una base fuerte es mayor a 7.
El pH de una solución de \(K_2HPO_4\) es mayor que el pH de una solución de \(KH_2PO_4\).
El pH de una solución de cloruro de amonio es ácido (verdadero) porque el ion amonio hidroliza liberando protones a la solucion. Ademas el cloruro no presenta reaccion acido-base.
El pH de una solución 0,1 M de NaCl es igual al pH de una solución 0,2 M de NaCl (verdadero) porque tanto el ion sodio como el ion cloruro no presentan reaccion ácido-base por provenir de una base fuerte y un acido fuerte, respectivamente. No depende de la concentracion de la sal.
Si despreciamos la concentración de oxhidrilos frente a la concentración inicial de cianuro, tenemos que \((OH^-)= (K_b \cdot C_{inicial})^{1/2}\). Por lo tanto, a mayor \(C_{inicial}\), mayor concentración de oxhidrilos en el equilibrio. Por ello la afirmacion es falsa.
El pH de una solución de una sal que proviene de un ácido débil y una base fuerte es mayor a 7 a 25°C (verdadero) ya que el ion que hidroliza corresponde al par conjugado del acido debil y libera oxhidrilos.
De acuerdo al diagrama de distribución de especies se puede observar que una solucion de \(K_2HPO_4\) se encuentra a pH alrededor de 10 mientras que una solucion de \(KH_2PO_4\) se encuentra alrededor de 4,5. Por lo tanto la afirmacion es verdadera.
Decidir si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas. Responder escribiendo V o F en cada espacio. Considerar una temperatura de 25°C para todos los casos.
El pH de una solución de cloruro de amonio es ácido.
El pH de una solución 0,1 M de \(NaCl\) es igual al pH de una solución 0,2 M de \(NaCl\).
La concentración de \(OH^-\) presente en el equilibrio en una solución de \(LiCN\) 0,1 M es mayor a la de una solución de \(LiCN\) 0,5 M (el cianuro es un anión proveniente de un ácido débil).
El pH de una solución de una sal que proviene de un ácido débil y una base fuerte es mayor a 7.
El pH de una solución de \(K_2HPO_4\) es mayor que el pH de una solución de \(KH_2PO_4\).
El pH de una solución de cloruro de amonio es ácido (verdadero) porque el ion amonio hidroliza liberando protones a la solucion. Ademas el cloruro no presenta reaccion acido-base.
El pH de una solución 0,1 M de NaCl es igual al pH de una solución 0,2 M de NaCl (verdadero) porque tanto el ion sodio como el ion cloruro no presentan reaccion ácido-base por provenir de una base fuerte y un acido fuerte, respectivamente. No depende de la concentracion de la sal.
Si despreciamos la concentración de oxhidrilos frente a la concentración inicial de cianuro, tenemos que \((OH^-)= (K_b \cdot C_{inicial})^{1/2}\). Por lo tanto, a mayor \(C_{inicial}\), mayor concentración de oxhidrilos en el equilibrio. Por ello la afirmacion es falsa.
El pH de una solución de una sal que proviene de un ácido débil y una base fuerte es mayor a 7 a 25°C (verdadero) ya que el ion que hidroliza corresponde al par conjugado del acido debil y libera oxhidrilos.
De acuerdo al diagrama de distribución de especies se puede observar que una solucion de \(K_2HPO_4\) se encuentra a pH alrededor de 10 mientras que una solucion de \(KH_2PO_4\) se encuentra alrededor de 4,5. Por lo tanto la afirmacion es verdadera.
Decidir si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas. Responder escribiendo V o F en cada espacio. Considerar una temperatura de 25°C para todos los casos.
El pH de una solución de cloruro de amonio es ácido.
El pH de una solución 0,1 M de \(NaCl\) es igual al pH de una solución 0,2 M de \(NaCl\).
La concentración de \(OH^-\) presente en el equilibrio en una solución de \(LiCN\) 0,1 M es mayor a la de una solución de \(LiCN\) 0,5 M (el cianuro es un anión proveniente de un ácido débil).
El pH de una solución de una sal que proviene de un ácido débil y una base fuerte es mayor a 7.
El pH de una solución de \(K_2HPO_4\) es mayor que el pH de una solución de \(KH_2PO_4\).
El pH de una solución de cloruro de amonio es ácido (verdadero) porque el ion amonio hidroliza liberando protones a la solucion. Ademas el cloruro no presenta reaccion acido-base.
El pH de una solución 0,1 M de NaCl es igual al pH de una solución 0,2 M de NaCl (verdadero) porque tanto el ion sodio como el ion cloruro no presentan reaccion ácido-base por provenir de una base fuerte y un acido fuerte, respectivamente. No depende de la concentracion de la sal.
Si despreciamos la concentración de oxhidrilos frente a la concentración inicial de cianuro, tenemos que \((OH^-)= (K_b \cdot C_{inicial})^{1/2}\). Por lo tanto, a mayor \(C_{inicial}\), mayor concentración de oxhidrilos en el equilibrio. Por ello la afirmacion es falsa.
El pH de una solución de una sal que proviene de un ácido débil y una base fuerte es mayor a 7 a 25°C (verdadero) ya que el ion que hidroliza corresponde al par conjugado del acido debil y libera oxhidrilos.
De acuerdo al diagrama de distribución de especies se puede observar que una solucion de \(K_2HPO_4\) se encuentra a pH alrededor de 10 mientras que una solucion de \(KH_2PO_4\) se encuentra alrededor de 4,5. Por lo tanto la afirmacion es verdadera.
Decidir si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas. Responder escribiendo V o F en cada espacio. Considerar una temperatura de 25°C para todos los casos.
El pH de una solución de cloruro de amonio es ácido.
El pH de una solución 0,1 M de \(NaCl\) es igual al pH de una solución 0,2 M de \(NaCl\).
La concentración de \(OH^-\) presente en el equilibrio en una solución de \(LiCN\) 0,1 M es mayor a la de una solución de \(LiCN\) 0,5 M (el cianuro es un anión proveniente de un ácido débil).
El pH de una solución de una sal que proviene de un ácido débil y una base fuerte es mayor a 7.
El pH de una solución de \(K_2HPO_4\) es mayor que el pH de una solución de \(KH_2PO_4\).
El pH de una solución de cloruro de amonio es ácido (verdadero) porque el ion amonio hidroliza liberando protones a la solucion. Ademas el cloruro no presenta reaccion acido-base.
El pH de una solución 0,1 M de NaCl es igual al pH de una solución 0,2 M de NaCl (verdadero) porque tanto el ion sodio como el ion cloruro no presentan reaccion ácido-base por provenir de una base fuerte y un acido fuerte, respectivamente. No depende de la concentracion de la sal.
Si despreciamos la concentración de oxhidrilos frente a la concentración inicial de cianuro, tenemos que \((OH^-)= (K_b \cdot C_{inicial})^{1/2}\). Por lo tanto, a mayor \(C_{inicial}\), mayor concentración de oxhidrilos en el equilibrio. Por ello la afirmacion es falsa.
El pH de una solución de una sal que proviene de un ácido débil y una base fuerte es mayor a 7 a 25°C (verdadero) ya que el ion que hidroliza corresponde al par conjugado del acido debil y libera oxhidrilos.
De acuerdo al diagrama de distribución de especies se puede observar que una solucion de \(K_2HPO_4\) se encuentra a pH alrededor de 10 mientras que una solucion de \(KH_2PO_4\) se encuentra alrededor de 4,5. Por lo tanto la afirmacion es verdadera.
Decidir si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas. Responder escribiendo V o F en cada espacio. Considerar una temperatura de 25°C para todos los casos.
El pH de una solución de cloruro de amonio es ácido.
El pH de una solución 0,1 M de \(NaCl\) es igual al pH de una solución 0,2 M de \(NaCl\).
La concentración de \(OH^-\) presente en el equilibrio en una solución de \(LiCN\) 0,1 M es mayor a la de una solución de \(LiCN\) 0,5 M (el cianuro es un anión proveniente de un ácido débil).
El pH de una solución de una sal que proviene de un ácido débil y una base fuerte es mayor a 7.
El pH de una solución de \(K_2HPO_4\) es mayor que el pH de una solución de \(KH_2PO_4\).
El pH de una solución de cloruro de amonio es ácido (verdadero) porque el ion amonio hidroliza liberando protones a la solucion. Ademas el cloruro no presenta reaccion acido-base.
El pH de una solución 0,1 M de NaCl es igual al pH de una solución 0,2 M de NaCl (verdadero) porque tanto el ion sodio como el ion cloruro no presentan reaccion ácido-base por provenir de una base fuerte y un acido fuerte, respectivamente. No depende de la concentracion de la sal.
Si despreciamos la concentración de oxhidrilos frente a la concentración inicial de cianuro, tenemos que \((OH^-)= (K_b \cdot C_{inicial})^{1/2}\). Por lo tanto, a mayor \(C_{inicial}\), mayor concentración de oxhidrilos en el equilibrio. Por ello la afirmacion es falsa.
El pH de una solución de una sal que proviene de un ácido débil y una base fuerte es mayor a 7 a 25°C (verdadero) ya que el ion que hidroliza corresponde al par conjugado del acido debil y libera oxhidrilos.
De acuerdo al diagrama de distribución de especies se puede observar que una solucion de \(K_2HPO_4\) se encuentra a pH alrededor de 10 mientras que una solucion de \(KH_2PO_4\) se encuentra alrededor de 4,5. Por lo tanto la afirmacion es verdadera.
Decidir si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas. Responder escribiendo V o F en cada espacio. Considerar una temperatura de 25°C para todos los casos.
El pH de una solución de cloruro de amonio es ácido.
El pH de una solución 0,1 M de \(NaCl\) es igual al pH de una solución 0,2 M de \(NaCl\).
La concentración de \(OH^-\) presente en el equilibrio en una solución de \(LiCN\) 0,1 M es mayor a la de una solución de \(LiCN\) 0,5 M (el cianuro es un anión proveniente de un ácido débil).
El pH de una solución de una sal que proviene de un ácido débil y una base fuerte es mayor a 7.
El pH de una solución de \(K_2HPO_4\) es mayor que el pH de una solución de \(KH_2PO_4\).
El pH de una solución de cloruro de amonio es ácido (verdadero) porque el ion amonio hidroliza liberando protones a la solucion. Ademas el cloruro no presenta reaccion acido-base.
El pH de una solución 0,1 M de NaCl es igual al pH de una solución 0,2 M de NaCl (verdadero) porque tanto el ion sodio como el ion cloruro no presentan reaccion ácido-base por provenir de una base fuerte y un acido fuerte, respectivamente. No depende de la concentracion de la sal.
Si despreciamos la concentración de oxhidrilos frente a la concentración inicial de cianuro, tenemos que \((OH^-)= (K_b \cdot C_{inicial})^{1/2}\). Por lo tanto, a mayor \(C_{inicial}\), mayor concentración de oxhidrilos en el equilibrio. Por ello la afirmacion es falsa.
El pH de una solución de una sal que proviene de un ácido débil y una base fuerte es mayor a 7 a 25°C (verdadero) ya que el ion que hidroliza corresponde al par conjugado del acido debil y libera oxhidrilos.
De acuerdo al diagrama de distribución de especies se puede observar que una solucion de \(K_2HPO_4\) se encuentra a pH alrededor de 10 mientras que una solucion de \(KH_2PO_4\) se encuentra alrededor de 4,5. Por lo tanto la afirmacion es verdadera.
Decidir si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas. Responder escribiendo V o F en cada espacio. Considerar una temperatura de 25°C para todos los casos.
El pH de una solución de cloruro de amonio es ácido.
El pH de una solución 0,1 M de \(NaCl\) es igual al pH de una solución 0,2 M de \(NaCl\).
La concentración de \(OH^-\) presente en el equilibrio en una solución de \(LiCN\) 0,1 M es mayor a la de una solución de \(LiCN\) 0,5 M (el cianuro es un anión proveniente de un ácido débil).
El pH de una solución de una sal que proviene de un ácido débil y una base fuerte es mayor a 7.
El pH de una solución de \(K_2HPO_4\) es mayor que el pH de una solución de \(KH_2PO_4\).
El pH de una solución de cloruro de amonio es ácido (verdadero) porque el ion amonio hidroliza liberando protones a la solucion. Ademas el cloruro no presenta reaccion acido-base.
El pH de una solución 0,1 M de NaCl es igual al pH de una solución 0,2 M de NaCl (verdadero) porque tanto el ion sodio como el ion cloruro no presentan reaccion ácido-base por provenir de una base fuerte y un acido fuerte, respectivamente. No depende de la concentracion de la sal.
Si despreciamos la concentración de oxhidrilos frente a la concentración inicial de cianuro, tenemos que \((OH^-)= (K_b \cdot C_{inicial})^{1/2}\). Por lo tanto, a mayor \(C_{inicial}\), mayor concentración de oxhidrilos en el equilibrio. Por ello la afirmacion es falsa.
El pH de una solución de una sal que proviene de un ácido débil y una base fuerte es mayor a 7 a 25°C (verdadero) ya que el ion que hidroliza corresponde al par conjugado del acido debil y libera oxhidrilos.
De acuerdo al diagrama de distribución de especies se puede observar que una solucion de \(K_2HPO_4\) se encuentra a pH alrededor de 10 mientras que una solucion de \(KH_2PO_4\) se encuentra alrededor de 4,5. Por lo tanto la afirmacion es verdadera.
Decidir si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas. Responder escribiendo V o F en cada espacio. Considerar una temperatura de 25°C para todos los casos.
El pH de una solución de cloruro de amonio es ácido.
El pH de una solución 0,1 M de \(NaCl\) es igual al pH de una solución 0,2 M de \(NaCl\).
La concentración de \(OH^-\) presente en el equilibrio en una solución de \(LiCN\) 0,1 M es mayor a la de una solución de \(LiCN\) 0,5 M (el cianuro es un anión proveniente de un ácido débil).
El pH de una solución de una sal que proviene de un ácido débil y una base fuerte es mayor a 7.
El pH de una solución de \(K_2HPO_4\) es mayor que el pH de una solución de \(KH_2PO_4\).
El pH de una solución de cloruro de amonio es ácido (verdadero) porque el ion amonio hidroliza liberando protones a la solucion. Ademas el cloruro no presenta reaccion acido-base.
El pH de una solución 0,1 M de NaCl es igual al pH de una solución 0,2 M de NaCl (verdadero) porque tanto el ion sodio como el ion cloruro no presentan reaccion ácido-base por provenir de una base fuerte y un acido fuerte, respectivamente. No depende de la concentracion de la sal.
Si despreciamos la concentración de oxhidrilos frente a la concentración inicial de cianuro, tenemos que \((OH^-)= (K_b \cdot C_{inicial})^{1/2}\). Por lo tanto, a mayor \(C_{inicial}\), mayor concentración de oxhidrilos en el equilibrio. Por ello la afirmacion es falsa.
El pH de una solución de una sal que proviene de un ácido débil y una base fuerte es mayor a 7 a 25°C (verdadero) ya que el ion que hidroliza corresponde al par conjugado del acido debil y libera oxhidrilos.
De acuerdo al diagrama de distribución de especies se puede observar que una solucion de \(K_2HPO_4\) se encuentra a pH alrededor de 10 mientras que una solucion de \(KH_2PO_4\) se encuentra alrededor de 4,5. Por lo tanto la afirmacion es verdadera.
Decidir si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas. Responder escribiendo V o F en cada espacio. Considerar una temperatura de 25°C para todos los casos.
El pH de una solución de cloruro de amonio es ácido.
El pH de una solución 0,1 M de \(NaCl\) es igual al pH de una solución 0,2 M de \(NaCl\).
La concentración de \(OH^-\) presente en el equilibrio en una solución de \(LiCN\) 0,1 M es mayor a la de una solución de \(LiCN\) 0,5 M (el cianuro es un anión proveniente de un ácido débil).
El pH de una solución de una sal que proviene de un ácido débil y una base fuerte es mayor a 7.
El pH de una solución de \(K_2HPO_4\) es mayor que el pH de una solución de \(KH_2PO_4\).
El pH de una solución de cloruro de amonio es ácido (verdadero) porque el ion amonio hidroliza liberando protones a la solucion. Ademas el cloruro no presenta reaccion acido-base.
El pH de una solución 0,1 M de NaCl es igual al pH de una solución 0,2 M de NaCl (verdadero) porque tanto el ion sodio como el ion cloruro no presentan reaccion ácido-base por provenir de una base fuerte y un acido fuerte, respectivamente. No depende de la concentracion de la sal.
Si despreciamos la concentración de oxhidrilos frente a la concentración inicial de cianuro, tenemos que \((OH^-)= (K_b \cdot C_{inicial})^{1/2}\). Por lo tanto, a mayor \(C_{inicial}\), mayor concentración de oxhidrilos en el equilibrio. Por ello la afirmacion es falsa.
El pH de una solución de una sal que proviene de un ácido débil y una base fuerte es mayor a 7 a 25°C (verdadero) ya que el ion que hidroliza corresponde al par conjugado del acido debil y libera oxhidrilos.
De acuerdo al diagrama de distribución de especies se puede observar que una solucion de \(K_2HPO_4\) se encuentra a pH alrededor de 10 mientras que una solucion de \(KH_2PO_4\) se encuentra alrededor de 4,5. Por lo tanto la afirmacion es verdadera.
Indicar el orden correcto de acuerdo al pH creciente para las siguientes soluciones acuosas, todas 0.1 M: NH\(_4\)Cl, NH\(_3\), NaClO\(_3\), HClO\(_3\).
Datos:
K\(_b\)(NH\(_3\)) = 1.87×10\(^{-5}\), K\(_a\)(HClO\(_3\)) = 0.011
Este es un problema conceptual que se basa en la fuerza relativa de ácidos y bases conjugadas:
Recordar que \(K_a(NH_4^+)\) y \(K_b(ClO_3^-)\) se calculan con \(K_w\).
Orden de menor a mayor pH: HClO\(_3\) < NH\(_4\)Cl < NaClO\(_3\) < NH\(_3\)
Indicar el orden correcto de acuerdo al pH creciente para las siguientes soluciones acuosas, todas 0.1 M: NH\(_4\)Cl, NH\(_3\), NaClO\(_3\), HClO\(_3\).
Datos:
K\(_b\)(NH\(_3\)) = 1.87×10\(^{-5}\), K\(_a\)(HClO\(_3\)) = 0.011
Este es un problema conceptual que se basa en la fuerza relativa de ácidos y bases conjugadas:
Recordar que \(K_a(NH_4^+)\) y \(K_b(ClO_3^-)\) se calculan con \(K_w\).
Orden de menor a mayor pH: HClO\(_3\) < NH\(_4\)Cl < NaClO\(_3\) < NH\(_3\)
Indicar el orden correcto de acuerdo al pH creciente para las siguientes soluciones acuosas, todas 0.1 M: NH\(_4\)Cl, NH\(_3\), NaClO\(_3\), HClO\(_3\).
Datos:
K\(_b\)(NH\(_3\)) = 1.87×10\(^{-5}\), K\(_a\)(HClO\(_3\)) = 0.011
Este es un problema conceptual que se basa en la fuerza relativa de ácidos y bases conjugadas:
Recordar que \(K_a(NH_4^+)\) y \(K_b(ClO_3^-)\) se calculan con \(K_w\).
Orden de menor a mayor pH: HClO\(_3\) < NH\(_4\)Cl < NaClO\(_3\) < NH\(_3\)
Indicar el orden correcto de acuerdo al pH creciente para las siguientes soluciones acuosas, todas 0.1 M: NH\(_4\)Cl, NH\(_3\), NaClO\(_3\), HClO\(_3\).
Datos:
K\(_b\)(NH\(_3\)) = 1.87×10\(^{-5}\), K\(_a\)(HClO\(_3\)) = 0.011
Este es un problema conceptual que se basa en la fuerza relativa de ácidos y bases conjugadas:
Recordar que \(K_a(NH_4^+)\) y \(K_b(ClO_3^-)\) se calculan con \(K_w\).
Orden de menor a mayor pH: HClO\(_3\) < NH\(_4\)Cl < NaClO\(_3\) < NH\(_3\)
Indicar el orden correcto de acuerdo al pH creciente para las siguientes soluciones acuosas, todas 0.1 M: NH\(_4\)Cl, NH\(_3\), NaClO\(_3\), HClO\(_3\).
Datos:
K\(_b\)(NH\(_3\)) = 1.87×10\(^{-5}\), K\(_a\)(HClO\(_3\)) = 0.011
Este es un problema conceptual que se basa en la fuerza relativa de ácidos y bases conjugadas:
Recordar que \(K_a(NH_4^+)\) y \(K_b(ClO_3^-)\) se calculan con \(K_w\).
Orden de menor a mayor pH: HClO\(_3\) < NH\(_4\)Cl < NaClO\(_3\) < NH\(_3\)
Indicar el orden correcto de acuerdo al pH creciente para las siguientes soluciones acuosas, todas 0.1 M: NH\(_4\)Cl, NH\(_3\), NaClO\(_3\), HClO\(_3\).
Datos:
K\(_b\)(NH\(_3\)) = 1.87×10\(^{-5}\), K\(_a\)(HClO\(_3\)) = 0.011
Este es un problema conceptual que se basa en la fuerza relativa de ácidos y bases conjugadas:
Recordar que \(K_a(NH_4^+)\) y \(K_b(ClO_3^-)\) se calculan con \(K_w\).
Orden de menor a mayor pH: HClO\(_3\) < NH\(_4\)Cl < NaClO\(_3\) < NH\(_3\)
Indicar el orden correcto de acuerdo al pH creciente para las siguientes soluciones acuosas, todas 0.1 M: NH\(_4\)Cl, NH\(_3\), NaClO\(_3\), HClO\(_3\).
Datos:
K\(_b\)(NH\(_3\)) = 1.87×10\(^{-5}\), K\(_a\)(HClO\(_3\)) = 0.011
Este es un problema conceptual que se basa en la fuerza relativa de ácidos y bases conjugadas:
Recordar que \(K_a(NH_4^+)\) y \(K_b(ClO_3^-)\) se calculan con \(K_w\).
Orden de menor a mayor pH: HClO\(_3\) < NH\(_4\)Cl < NaClO\(_3\) < NH\(_3\)
Indicar el orden correcto de acuerdo al pH creciente para las siguientes soluciones acuosas, todas 0.1 M: NH\(_4\)Cl, NH\(_3\), NaClO\(_3\), HClO\(_3\).
Datos:
K\(_b\)(NH\(_3\)) = 1.87×10\(^{-5}\), K\(_a\)(HClO\(_3\)) = 0.011
Este es un problema conceptual que se basa en la fuerza relativa de ácidos y bases conjugadas:
Recordar que \(K_a(NH_4^+)\) y \(K_b(ClO_3^-)\) se calculan con \(K_w\).
Orden de menor a mayor pH: HClO\(_3\) < NH\(_4\)Cl < NaClO\(_3\) < NH\(_3\)
Indicar el orden correcto de acuerdo al pH creciente para las siguientes soluciones acuosas, todas 0.1 M: NH\(_4\)Cl, NH\(_3\), NaClO\(_3\), HClO\(_3\).
Datos:
K\(_b\)(NH\(_3\)) = 1.87×10\(^{-5}\), K\(_a\)(HClO\(_3\)) = 0.011
Este es un problema conceptual que se basa en la fuerza relativa de ácidos y bases conjugadas:
Recordar que \(K_a(NH_4^+)\) y \(K_b(ClO_3^-)\) se calculan con \(K_w\).
Orden de menor a mayor pH: HClO\(_3\) < NH\(_4\)Cl < NaClO\(_3\) < NH\(_3\)
Indicar el orden correcto de acuerdo al pH creciente para las siguientes soluciones acuosas, todas 0.1 M: NH\(_4\)Cl, NH\(_3\), NaClO\(_3\), HClO\(_3\).
Datos:
K\(_b\)(NH\(_3\)) = 1.87×10\(^{-5}\), K\(_a\)(HClO\(_3\)) = 0.011
Este es un problema conceptual que se basa en la fuerza relativa de ácidos y bases conjugadas:
Recordar que \(K_a(NH_4^+)\) y \(K_b(ClO_3^-)\) se calculan con \(K_w\).
Orden de menor a mayor pH: HClO\(_3\) < NH\(_4\)Cl < NaClO\(_3\) < NH\(_3\)
Calcular el pH de una solución del anfolito proveniente de el ácido \(H_2A\), cuyo concentración es \(0.16\) M, sabiendo que \(pKa1 =5.9\) y \(pKa 2 = 9.04\). Informar el resultado con 2 decimales.
Para calcular el pH del único anfolito para un ácido débil diprótico cuya concentración es mayor a 0.01 M utilizamos la siguiente expresión:
\[ \begin{aligned} pH &= \frac{pKa_1 + pKa2}{2} \end{aligned} \]
Así, reemplazando en la expresión tenemos:
\[ \begin{aligned} pH &= \frac{5.9+ 9.04}{2} \end{aligned} \] De modo que el pH resulta: \(7.47\)
Calcular el pH de una solución del anfolito proveniente de el ácido \(H_2A\), cuyo concentración es \(0.2\) M, sabiendo que \(pKa1 =4.9\) y \(pKa 2 = 11.34\). Informar el resultado con 2 decimales.
Para calcular el pH del único anfolito para un ácido débil diprótico cuya concentración es mayor a 0.01 M utilizamos la siguiente expresión:
\[ \begin{aligned} pH &= \frac{pKa_1 + pKa2}{2} \end{aligned} \]
Así, reemplazando en la expresión tenemos:
\[ \begin{aligned} pH &= \frac{4.9+ 11.34}{2} \end{aligned} \] De modo que el pH resulta: \(8.12\)
Calcular el pH de una solución del anfolito proveniente de el ácido \(H_2A\), cuyo concentración es \(0.16\) M, sabiendo que \(pKa1 =5.58\) y \(pKa 2 = 11.92\). Informar el resultado con 2 decimales.
Para calcular el pH del único anfolito para un ácido débil diprótico cuya concentración es mayor a 0.01 M utilizamos la siguiente expresión:
\[ \begin{aligned} pH &= \frac{pKa_1 + pKa2}{2} \end{aligned} \]
Así, reemplazando en la expresión tenemos:
\[ \begin{aligned} pH &= \frac{5.58+ 11.92}{2} \end{aligned} \] De modo que el pH resulta: \(8.75\)
Calcular el pH de una solución del anfolito proveniente de el ácido \(H_2A\), cuyo concentración es \(0.22\) M, sabiendo que \(pKa1 =3.88\) y \(pKa 2 = 11.14\). Informar el resultado con 2 decimales.
Para calcular el pH del único anfolito para un ácido débil diprótico cuya concentración es mayor a 0.01 M utilizamos la siguiente expresión:
\[ \begin{aligned} pH &= \frac{pKa_1 + pKa2}{2} \end{aligned} \]
Así, reemplazando en la expresión tenemos:
\[ \begin{aligned} pH &= \frac{3.88+ 11.14}{2} \end{aligned} \] De modo que el pH resulta: \(7.51\)
Calcular el pH de una solución del anfolito proveniente de el ácido \(H_2A\), cuyo concentración es \(0.16\) M, sabiendo que \(pKa1 =3.72\) y \(pKa 2 = 8.08\). Informar el resultado con 2 decimales.
Para calcular el pH del único anfolito para un ácido débil diprótico cuya concentración es mayor a 0.01 M utilizamos la siguiente expresión:
\[ \begin{aligned} pH &= \frac{pKa_1 + pKa2}{2} \end{aligned} \]
Así, reemplazando en la expresión tenemos:
\[ \begin{aligned} pH &= \frac{3.72+ 8.08}{2} \end{aligned} \] De modo que el pH resulta: \(5.9\)
Calcular el pH de una solución del anfolito proveniente de el ácido \(H_2A\), cuyo concentración es \(0.25\) M, sabiendo que \(pKa1 =5.42\) y \(pKa 2 = 8.24\). Informar el resultado con 2 decimales.
Para calcular el pH del único anfolito para un ácido débil diprótico cuya concentración es mayor a 0.01 M utilizamos la siguiente expresión:
\[ \begin{aligned} pH &= \frac{pKa_1 + pKa2}{2} \end{aligned} \]
Así, reemplazando en la expresión tenemos:
\[ \begin{aligned} pH &= \frac{5.42+ 8.24}{2} \end{aligned} \] De modo que el pH resulta: \(6.83\)
Calcular el pH de una solución del anfolito proveniente de el ácido \(H_2A\), cuyo concentración es \(0.11\) M, sabiendo que \(pKa1 =3.52\) y \(pKa 2 = 9.12\). Informar el resultado con 2 decimales.
Para calcular el pH del único anfolito para un ácido débil diprótico cuya concentración es mayor a 0.01 M utilizamos la siguiente expresión:
\[ \begin{aligned} pH &= \frac{pKa_1 + pKa2}{2} \end{aligned} \]
Así, reemplazando en la expresión tenemos:
\[ \begin{aligned} pH &= \frac{3.52+ 9.12}{2} \end{aligned} \] De modo que el pH resulta: \(6.32\)
Calcular el pH de una solución del anfolito proveniente de el ácido \(H_2A\), cuyo concentración es \(0.16\) M, sabiendo que \(pKa1 =5.7\) y \(pKa 2 = 9.48\). Informar el resultado con 2 decimales.
Para calcular el pH del único anfolito para un ácido débil diprótico cuya concentración es mayor a 0.01 M utilizamos la siguiente expresión:
\[ \begin{aligned} pH &= \frac{pKa_1 + pKa2}{2} \end{aligned} \]
Así, reemplazando en la expresión tenemos:
\[ \begin{aligned} pH &= \frac{5.7+ 9.48}{2} \end{aligned} \] De modo que el pH resulta: \(7.59\)
Calcular el pH de una solución del anfolito proveniente de el ácido \(H_2A\), cuyo concentración es \(0.2\) M, sabiendo que \(pKa1 =5.1\) y \(pKa 2 = 10.78\). Informar el resultado con 2 decimales.
Para calcular el pH del único anfolito para un ácido débil diprótico cuya concentración es mayor a 0.01 M utilizamos la siguiente expresión:
\[ \begin{aligned} pH &= \frac{pKa_1 + pKa2}{2} \end{aligned} \]
Así, reemplazando en la expresión tenemos:
\[ \begin{aligned} pH &= \frac{5.1+ 10.78}{2} \end{aligned} \] De modo que el pH resulta: \(7.94\)
Calcular el pH de una solución del anfolito proveniente de el ácido \(H_2A\), cuyo concentración es \(0.22\) M, sabiendo que \(pKa1 =3.24\) y \(pKa 2 = 8.18\). Informar el resultado con 2 decimales.
Para calcular el pH del único anfolito para un ácido débil diprótico cuya concentración es mayor a 0.01 M utilizamos la siguiente expresión:
\[ \begin{aligned} pH &= \frac{pKa_1 + pKa2}{2} \end{aligned} \]
Así, reemplazando en la expresión tenemos:
\[ \begin{aligned} pH &= \frac{3.24+ 8.18}{2} \end{aligned} \] De modo que el pH resulta: \(5.71\)