Ejercicios Neutralización

Se tiene \(166\) ml de una solución de \(HCl\) \(0.07 M\). Calcular el volumen (en mililitros) de una solución de \(NaOH\) \(0.09 M\) necesario para :

Informar el resultado con un decimal.

neutralizar el 40 % del ácido.

neutralizar el 100% del ácido:

Sabemos que \(HCl+ NaOH \rightarrow NaCl + H_2O\).

Para neutralizar el 40% del ácido, los moles de base deben representar un 40% de los moles de ácido. Entonces se tiene que cumplir:

\((HCl) \cdot V_{sc. HCl}\cdot \frac {40}{100} = (NaOH)\cdot V_{sc.NaOH}\)

\(Vol_{sc NaOH} = \frac{0.07 *166}{0.09} \cdot \frac{40}{100}\)

\(Vol_{sc NaOH} = 51.6\)

*Para que el ácido sea neutralizado al 100%, los moles de ácido y base deben ser iguales (en esta caso, moles y equivalentes es lo mismo).

Entonces se tiene que cumplir:

\((HCl) \cdot V_{sc. HCl} = (NaOH)\cdot V_{sc.NaOH}\)

\(Vol_{sc NaOH}=\frac{(0.07 * 166)}{(0.09)}\)

\(Vol_{sc NaOH} = 129.1\)

Se tiene \(491\) ml de una solución de \(HCl\) \(0.03 M\). Calcular el volumen (en mililitros) de una solución de \(NaOH\) \(0.02 M\) necesario para :

Informar el resultado con un decimal.

neutralizar el 40 % del ácido.

neutralizar el 100% del ácido:

Sabemos que \(HCl+ NaOH \rightarrow NaCl + H_2O\).

Para neutralizar el 40% del ácido, los moles de base deben representar un 40% de los moles de ácido. Entonces se tiene que cumplir:

\((HCl) \cdot V_{sc. HCl}\cdot \frac {40}{100} = (NaOH)\cdot V_{sc.NaOH}\)

\(Vol_{sc NaOH} = \frac{0.03 *491}{0.02} \cdot \frac{40}{100}\)

\(Vol_{sc NaOH} = 294.6\)

*Para que el ácido sea neutralizado al 100%, los moles de ácido y base deben ser iguales (en esta caso, moles y equivalentes es lo mismo).

Entonces se tiene que cumplir:

\((HCl) \cdot V_{sc. HCl} = (NaOH)\cdot V_{sc.NaOH}\)

\(Vol_{sc NaOH}=\frac{(0.03 * 491)}{(0.02)}\)

\(Vol_{sc NaOH} = 736.5\)

Se tiene \(105\) ml de una solución de \(HCl\) \(0.01 M\). Calcular el volumen (en mililitros) de una solución de \(NaOH\) \(0.03 M\) necesario para :

Informar el resultado con un decimal.

neutralizar el 40 % del ácido.

neutralizar el 100% del ácido:

Sabemos que \(HCl+ NaOH \rightarrow NaCl + H_2O\).

Para neutralizar el 40% del ácido, los moles de base deben representar un 40% de los moles de ácido. Entonces se tiene que cumplir:

\((HCl) \cdot V_{sc. HCl}\cdot \frac {40}{100} = (NaOH)\cdot V_{sc.NaOH}\)

\(Vol_{sc NaOH} = \frac{0.01 *105}{0.03} \cdot \frac{40}{100}\)

\(Vol_{sc NaOH} = 14\)

*Para que el ácido sea neutralizado al 100%, los moles de ácido y base deben ser iguales (en esta caso, moles y equivalentes es lo mismo).

Entonces se tiene que cumplir:

\((HCl) \cdot V_{sc. HCl} = (NaOH)\cdot V_{sc.NaOH}\)

\(Vol_{sc NaOH}=\frac{(0.01 * 105)}{(0.03)}\)

\(Vol_{sc NaOH} = 35\)

Se tiene \(149\) ml de una solución de \(HCl\) \(0.01 M\). Calcular el volumen (en mililitros) de una solución de \(NaOH\) \(0.01 M\) necesario para :

Informar el resultado con un decimal.

neutralizar el 40 % del ácido.

neutralizar el 100% del ácido:

Sabemos que \(HCl+ NaOH \rightarrow NaCl + H_2O\).

Para neutralizar el 40% del ácido, los moles de base deben representar un 40% de los moles de ácido. Entonces se tiene que cumplir:

\((HCl) \cdot V_{sc. HCl}\cdot \frac {40}{100} = (NaOH)\cdot V_{sc.NaOH}\)

\(Vol_{sc NaOH} = \frac{0.01 *149}{0.01} \cdot \frac{40}{100}\)

\(Vol_{sc NaOH} = 59.6\)

*Para que el ácido sea neutralizado al 100%, los moles de ácido y base deben ser iguales (en esta caso, moles y equivalentes es lo mismo).

Entonces se tiene que cumplir:

\((HCl) \cdot V_{sc. HCl} = (NaOH)\cdot V_{sc.NaOH}\)

\(Vol_{sc NaOH}=\frac{(0.01 * 149)}{(0.01)}\)

\(Vol_{sc NaOH} = 149\)

Se tiene \(457\) ml de una solución de \(HCl\) \(0.09 M\). Calcular el volumen (en mililitros) de una solución de \(NaOH\) \(0.1 M\) necesario para :

Informar el resultado con un decimal.

neutralizar el 40 % del ácido.

neutralizar el 100% del ácido:

Sabemos que \(HCl+ NaOH \rightarrow NaCl + H_2O\).

Para neutralizar el 40% del ácido, los moles de base deben representar un 40% de los moles de ácido. Entonces se tiene que cumplir:

\((HCl) \cdot V_{sc. HCl}\cdot \frac {40}{100} = (NaOH)\cdot V_{sc.NaOH}\)

\(Vol_{sc NaOH} = \frac{0.09 *457}{0.1} \cdot \frac{40}{100}\)

\(Vol_{sc NaOH} = 164.5\)

*Para que el ácido sea neutralizado al 100%, los moles de ácido y base deben ser iguales (en esta caso, moles y equivalentes es lo mismo).

Entonces se tiene que cumplir:

\((HCl) \cdot V_{sc. HCl} = (NaOH)\cdot V_{sc.NaOH}\)

\(Vol_{sc NaOH}=\frac{(0.09 * 457)}{(0.1)}\)

\(Vol_{sc NaOH} = 411.3\)

Se tiene \(491\) ml de una solución de \(HCl\) \(0.01 M\). Calcular el volumen (en mililitros) de una solución de \(NaOH\) \(0.19 M\) necesario para :

Informar el resultado con un decimal.

neutralizar el 40 % del ácido.

neutralizar el 100% del ácido:

Sabemos que \(HCl+ NaOH \rightarrow NaCl + H_2O\).

Para neutralizar el 40% del ácido, los moles de base deben representar un 40% de los moles de ácido. Entonces se tiene que cumplir:

\((HCl) \cdot V_{sc. HCl}\cdot \frac {40}{100} = (NaOH)\cdot V_{sc.NaOH}\)

\(Vol_{sc NaOH} = \frac{0.01 *491}{0.19} \cdot \frac{40}{100}\)

\(Vol_{sc NaOH} = 10.3\)

*Para que el ácido sea neutralizado al 100%, los moles de ácido y base deben ser iguales (en esta caso, moles y equivalentes es lo mismo).

Entonces se tiene que cumplir:

\((HCl) \cdot V_{sc. HCl} = (NaOH)\cdot V_{sc.NaOH}\)

\(Vol_{sc NaOH}=\frac{(0.01 * 491)}{(0.19)}\)

\(Vol_{sc NaOH} = 25.8\)

Se tiene \(221\) ml de una solución de \(HCl\) \(0.03 M\). Calcular el volumen (en mililitros) de una solución de \(NaOH\) \(0.03 M\) necesario para :

Informar el resultado con un decimal.

neutralizar el 40 % del ácido.

neutralizar el 100% del ácido:

Sabemos que \(HCl+ NaOH \rightarrow NaCl + H_2O\).

Para neutralizar el 40% del ácido, los moles de base deben representar un 40% de los moles de ácido. Entonces se tiene que cumplir:

\((HCl) \cdot V_{sc. HCl}\cdot \frac {40}{100} = (NaOH)\cdot V_{sc.NaOH}\)

\(Vol_{sc NaOH} = \frac{0.03 *221}{0.03} \cdot \frac{40}{100}\)

\(Vol_{sc NaOH} = 88.4\)

*Para que el ácido sea neutralizado al 100%, los moles de ácido y base deben ser iguales (en esta caso, moles y equivalentes es lo mismo).

Entonces se tiene que cumplir:

\((HCl) \cdot V_{sc. HCl} = (NaOH)\cdot V_{sc.NaOH}\)

\(Vol_{sc NaOH}=\frac{(0.03 * 221)}{(0.03)}\)

\(Vol_{sc NaOH} = 221\)

Se tiene \(368\) ml de una solución de \(HCl\) \(0.04 M\). Calcular el volumen (en mililitros) de una solución de \(NaOH\) \(0.18 M\) necesario para :

Informar el resultado con un decimal.

neutralizar el 40 % del ácido.

neutralizar el 100% del ácido:

Sabemos que \(HCl+ NaOH \rightarrow NaCl + H_2O\).

Para neutralizar el 40% del ácido, los moles de base deben representar un 40% de los moles de ácido. Entonces se tiene que cumplir:

\((HCl) \cdot V_{sc. HCl}\cdot \frac {40}{100} = (NaOH)\cdot V_{sc.NaOH}\)

\(Vol_{sc NaOH} = \frac{0.04 *368}{0.18} \cdot \frac{40}{100}\)

\(Vol_{sc NaOH} = 32.7\)

*Para que el ácido sea neutralizado al 100%, los moles de ácido y base deben ser iguales (en esta caso, moles y equivalentes es lo mismo).

Entonces se tiene que cumplir:

\((HCl) \cdot V_{sc. HCl} = (NaOH)\cdot V_{sc.NaOH}\)

\(Vol_{sc NaOH}=\frac{(0.04 * 368)}{(0.18)}\)

\(Vol_{sc NaOH} = 81.8\)

Se tiene \(405\) ml de una solución de \(HCl\) \(0.13 M\). Calcular el volumen (en mililitros) de una solución de \(NaOH\) \(0.19 M\) necesario para :

Informar el resultado con un decimal.

neutralizar el 40 % del ácido.

neutralizar el 100% del ácido:

Sabemos que \(HCl+ NaOH \rightarrow NaCl + H_2O\).

Para neutralizar el 40% del ácido, los moles de base deben representar un 40% de los moles de ácido. Entonces se tiene que cumplir:

\((HCl) \cdot V_{sc. HCl}\cdot \frac {40}{100} = (NaOH)\cdot V_{sc.NaOH}\)

\(Vol_{sc NaOH} = \frac{0.13 *405}{0.19} \cdot \frac{40}{100}\)

\(Vol_{sc NaOH} = 110.8\)

*Para que el ácido sea neutralizado al 100%, los moles de ácido y base deben ser iguales (en esta caso, moles y equivalentes es lo mismo).

Entonces se tiene que cumplir:

\((HCl) \cdot V_{sc. HCl} = (NaOH)\cdot V_{sc.NaOH}\)

\(Vol_{sc NaOH}=\frac{(0.13 * 405)}{(0.19)}\)

\(Vol_{sc NaOH} = 277.1\)

Se tiene \(469\) ml de una solución de \(HCl\) \(0.01 M\). Calcular el volumen (en mililitros) de una solución de \(NaOH\) \(0.1 M\) necesario para :

Informar el resultado con un decimal.

neutralizar el 40 % del ácido.

neutralizar el 100% del ácido:

Sabemos que \(HCl+ NaOH \rightarrow NaCl + H_2O\).

Para neutralizar el 40% del ácido, los moles de base deben representar un 40% de los moles de ácido. Entonces se tiene que cumplir:

\((HCl) \cdot V_{sc. HCl}\cdot \frac {40}{100} = (NaOH)\cdot V_{sc.NaOH}\)

\(Vol_{sc NaOH} = \frac{0.01 *469}{0.1} \cdot \frac{40}{100}\)

\(Vol_{sc NaOH} = 18.8\)

*Para que el ácido sea neutralizado al 100%, los moles de ácido y base deben ser iguales (en esta caso, moles y equivalentes es lo mismo).

Entonces se tiene que cumplir:

\((HCl) \cdot V_{sc. HCl} = (NaOH)\cdot V_{sc.NaOH}\)

\(Vol_{sc NaOH}=\frac{(0.01 * 469)}{(0.1)}\)

\(Vol_{sc NaOH} = 46.9\)

Se tiene \(413\) ml de una solución de \(NaAc\) \(0.07 M\). Calcular el número de moles necesario de \(HCl\) para:

Informar el resultado con cuatro decimales.

neutralizar el 40 % del anión proveniente de la sal:

neutralizar el 100% del anión proveniente de la sal:

Sabemos que \(HCl+ NaAc \rightarrow NaCl + HAc\).

Recordar que en este caso el anión \(Ac^-\) actúa como base y proviene de la disociación del \(NaAc\). Luego de la disociación la concentración de \(Ac^-\) será igual a la concentración de \(NaAc\).

Para que se neutralice el 40% del anión proveniente de la sal los moles de ácido deben representar un 40% de los moles de la base. Entonces se tiene que cumplir:

\(Moles_{HCl} = (NaAc)\cdot V_{sc.NaAc}\cdot \frac {40}{100}\)

\(Moles_{HCl} = 0.07 \cdot \frac{413}{1000}\cdot \frac {40}{100}\)

\(Moles_{HCl} = 0.0116\)

Para que la neutralización sea total, los moles de ácido y base deben ser iguales (también este este caso, moles y equivalentes es lo mismo). Entonces se tiene que cumplir:

\(Moles_{HCl} = (NaAc)\cdot V_{sc.NaAc}\)

Por lo tanto:

\(Moles_{HCl}= 0.07 \cdot \frac{413}{1000}\)

\(Moles_{HCl}=0.0289\)

Se tiene \(82\) ml de una solución de \(NaAc\) \(0.05 M\). Calcular el número de moles necesario de \(HCl\) para:

Informar el resultado con cuatro decimales.

neutralizar el 40 % del anión proveniente de la sal:

neutralizar el 100% del anión proveniente de la sal:

Sabemos que \(HCl+ NaAc \rightarrow NaCl + HAc\).

Recordar que en este caso el anión \(Ac^-\) actúa como base y proviene de la disociación del \(NaAc\). Luego de la disociación la concentración de \(Ac^-\) será igual a la concentración de \(NaAc\).

Para que se neutralice el 40% del anión proveniente de la sal los moles de ácido deben representar un 40% de los moles de la base. Entonces se tiene que cumplir:

\(Moles_{HCl} = (NaAc)\cdot V_{sc.NaAc}\cdot \frac {40}{100}\)

\(Moles_{HCl} = 0.05 \cdot \frac{82}{1000}\cdot \frac {40}{100}\)

\(Moles_{HCl} = 0.0016\)

Para que la neutralización sea total, los moles de ácido y base deben ser iguales (también este este caso, moles y equivalentes es lo mismo). Entonces se tiene que cumplir:

\(Moles_{HCl} = (NaAc)\cdot V_{sc.NaAc}\)

Por lo tanto:

\(Moles_{HCl}= 0.05 \cdot \frac{82}{1000}\)

\(Moles_{HCl}=0.0041\)

Se tiene \(287\) ml de una solución de \(NaAc\) \(0.15 M\). Calcular el número de moles necesario de \(HCl\) para:

Informar el resultado con cuatro decimales.

neutralizar el 40 % del anión proveniente de la sal:

neutralizar el 100% del anión proveniente de la sal:

Sabemos que \(HCl+ NaAc \rightarrow NaCl + HAc\).

Recordar que en este caso el anión \(Ac^-\) actúa como base y proviene de la disociación del \(NaAc\). Luego de la disociación la concentración de \(Ac^-\) será igual a la concentración de \(NaAc\).

Para que se neutralice el 40% del anión proveniente de la sal los moles de ácido deben representar un 40% de los moles de la base. Entonces se tiene que cumplir:

\(Moles_{HCl} = (NaAc)\cdot V_{sc.NaAc}\cdot \frac {40}{100}\)

\(Moles_{HCl} = 0.15 \cdot \frac{287}{1000}\cdot \frac {40}{100}\)

\(Moles_{HCl} = 0.0172\)

Para que la neutralización sea total, los moles de ácido y base deben ser iguales (también este este caso, moles y equivalentes es lo mismo). Entonces se tiene que cumplir:

\(Moles_{HCl} = (NaAc)\cdot V_{sc.NaAc}\)

Por lo tanto:

\(Moles_{HCl}= 0.15 \cdot \frac{287}{1000}\)

\(Moles_{HCl}=0.0431\)

Se tiene \(110\) ml de una solución de \(NaAc\) \(0.12 M\). Calcular el número de moles necesario de \(HCl\) para:

Informar el resultado con cuatro decimales.

neutralizar el 40 % del anión proveniente de la sal:

neutralizar el 100% del anión proveniente de la sal:

Sabemos que \(HCl+ NaAc \rightarrow NaCl + HAc\).

Recordar que en este caso el anión \(Ac^-\) actúa como base y proviene de la disociación del \(NaAc\). Luego de la disociación la concentración de \(Ac^-\) será igual a la concentración de \(NaAc\).

Para que se neutralice el 40% del anión proveniente de la sal los moles de ácido deben representar un 40% de los moles de la base. Entonces se tiene que cumplir:

\(Moles_{HCl} = (NaAc)\cdot V_{sc.NaAc}\cdot \frac {40}{100}\)

\(Moles_{HCl} = 0.12 \cdot \frac{110}{1000}\cdot \frac {40}{100}\)

\(Moles_{HCl} = 0.0053\)

Para que la neutralización sea total, los moles de ácido y base deben ser iguales (también este este caso, moles y equivalentes es lo mismo). Entonces se tiene que cumplir:

\(Moles_{HCl} = (NaAc)\cdot V_{sc.NaAc}\)

Por lo tanto:

\(Moles_{HCl}= 0.12 \cdot \frac{110}{1000}\)

\(Moles_{HCl}=0.0132\)

Se tiene \(134\) ml de una solución de \(NaAc\) \(0.01 M\). Calcular el número de moles necesario de \(HCl\) para:

Informar el resultado con cuatro decimales.

neutralizar el 40 % del anión proveniente de la sal:

neutralizar el 100% del anión proveniente de la sal:

Sabemos que \(HCl+ NaAc \rightarrow NaCl + HAc\).

Recordar que en este caso el anión \(Ac^-\) actúa como base y proviene de la disociación del \(NaAc\). Luego de la disociación la concentración de \(Ac^-\) será igual a la concentración de \(NaAc\).

Para que se neutralice el 40% del anión proveniente de la sal los moles de ácido deben representar un 40% de los moles de la base. Entonces se tiene que cumplir:

\(Moles_{HCl} = (NaAc)\cdot V_{sc.NaAc}\cdot \frac {40}{100}\)

\(Moles_{HCl} = 0.01 \cdot \frac{134}{1000}\cdot \frac {40}{100}\)

\(Moles_{HCl} = 5\times 10^{-4}\)

Para que la neutralización sea total, los moles de ácido y base deben ser iguales (también este este caso, moles y equivalentes es lo mismo). Entonces se tiene que cumplir:

\(Moles_{HCl} = (NaAc)\cdot V_{sc.NaAc}\)

Por lo tanto:

\(Moles_{HCl}= 0.01 \cdot \frac{134}{1000}\)

\(Moles_{HCl}=0.0013\)

Se tiene \(452\) ml de una solución de \(NaAc\) \(0.13 M\). Calcular el número de moles necesario de \(HCl\) para:

Informar el resultado con cuatro decimales.

neutralizar el 40 % del anión proveniente de la sal:

neutralizar el 100% del anión proveniente de la sal:

Sabemos que \(HCl+ NaAc \rightarrow NaCl + HAc\).

Recordar que en este caso el anión \(Ac^-\) actúa como base y proviene de la disociación del \(NaAc\). Luego de la disociación la concentración de \(Ac^-\) será igual a la concentración de \(NaAc\).

Para que se neutralice el 40% del anión proveniente de la sal los moles de ácido deben representar un 40% de los moles de la base. Entonces se tiene que cumplir:

\(Moles_{HCl} = (NaAc)\cdot V_{sc.NaAc}\cdot \frac {40}{100}\)

\(Moles_{HCl} = 0.13 \cdot \frac{452}{1000}\cdot \frac {40}{100}\)

\(Moles_{HCl} = 0.0235\)

Para que la neutralización sea total, los moles de ácido y base deben ser iguales (también este este caso, moles y equivalentes es lo mismo). Entonces se tiene que cumplir:

\(Moles_{HCl} = (NaAc)\cdot V_{sc.NaAc}\)

Por lo tanto:

\(Moles_{HCl}= 0.13 \cdot \frac{452}{1000}\)

\(Moles_{HCl}=0.0588\)

Se tiene \(353\) ml de una solución de \(NaAc\) \(0.14 M\). Calcular el número de moles necesario de \(HCl\) para:

Informar el resultado con cuatro decimales.

neutralizar el 40 % del anión proveniente de la sal:

neutralizar el 100% del anión proveniente de la sal:

Sabemos que \(HCl+ NaAc \rightarrow NaCl + HAc\).

Recordar que en este caso el anión \(Ac^-\) actúa como base y proviene de la disociación del \(NaAc\). Luego de la disociación la concentración de \(Ac^-\) será igual a la concentración de \(NaAc\).

Para que se neutralice el 40% del anión proveniente de la sal los moles de ácido deben representar un 40% de los moles de la base. Entonces se tiene que cumplir:

\(Moles_{HCl} = (NaAc)\cdot V_{sc.NaAc}\cdot \frac {40}{100}\)

\(Moles_{HCl} = 0.14 \cdot \frac{353}{1000}\cdot \frac {40}{100}\)

\(Moles_{HCl} = 0.0198\)

Para que la neutralización sea total, los moles de ácido y base deben ser iguales (también este este caso, moles y equivalentes es lo mismo). Entonces se tiene que cumplir:

\(Moles_{HCl} = (NaAc)\cdot V_{sc.NaAc}\)

Por lo tanto:

\(Moles_{HCl}= 0.14 \cdot \frac{353}{1000}\)

\(Moles_{HCl}=0.0494\)

Se tiene \(359\) ml de una solución de \(NaAc\) \(0.07 M\). Calcular el número de moles necesario de \(HCl\) para:

Informar el resultado con cuatro decimales.

neutralizar el 40 % del anión proveniente de la sal:

neutralizar el 100% del anión proveniente de la sal:

Sabemos que \(HCl+ NaAc \rightarrow NaCl + HAc\).

Recordar que en este caso el anión \(Ac^-\) actúa como base y proviene de la disociación del \(NaAc\). Luego de la disociación la concentración de \(Ac^-\) será igual a la concentración de \(NaAc\).

Para que se neutralice el 40% del anión proveniente de la sal los moles de ácido deben representar un 40% de los moles de la base. Entonces se tiene que cumplir:

\(Moles_{HCl} = (NaAc)\cdot V_{sc.NaAc}\cdot \frac {40}{100}\)

\(Moles_{HCl} = 0.07 \cdot \frac{359}{1000}\cdot \frac {40}{100}\)

\(Moles_{HCl} = 0.0101\)

Para que la neutralización sea total, los moles de ácido y base deben ser iguales (también este este caso, moles y equivalentes es lo mismo). Entonces se tiene que cumplir:

\(Moles_{HCl} = (NaAc)\cdot V_{sc.NaAc}\)

Por lo tanto:

\(Moles_{HCl}= 0.07 \cdot \frac{359}{1000}\)

\(Moles_{HCl}=0.0251\)

Se tiene \(369\) ml de una solución de \(NaAc\) \(0.07 M\). Calcular el número de moles necesario de \(HCl\) para:

Informar el resultado con cuatro decimales.

neutralizar el 40 % del anión proveniente de la sal:

neutralizar el 100% del anión proveniente de la sal:

Sabemos que \(HCl+ NaAc \rightarrow NaCl + HAc\).

Recordar que en este caso el anión \(Ac^-\) actúa como base y proviene de la disociación del \(NaAc\). Luego de la disociación la concentración de \(Ac^-\) será igual a la concentración de \(NaAc\).

Para que se neutralice el 40% del anión proveniente de la sal los moles de ácido deben representar un 40% de los moles de la base. Entonces se tiene que cumplir:

\(Moles_{HCl} = (NaAc)\cdot V_{sc.NaAc}\cdot \frac {40}{100}\)

\(Moles_{HCl} = 0.07 \cdot \frac{369}{1000}\cdot \frac {40}{100}\)

\(Moles_{HCl} = 0.0103\)

Para que la neutralización sea total, los moles de ácido y base deben ser iguales (también este este caso, moles y equivalentes es lo mismo). Entonces se tiene que cumplir:

\(Moles_{HCl} = (NaAc)\cdot V_{sc.NaAc}\)

Por lo tanto:

\(Moles_{HCl}= 0.07 \cdot \frac{369}{1000}\)

\(Moles_{HCl}=0.0258\)

Se tiene \(127\) ml de una solución de \(NaAc\) \(0.13 M\). Calcular el número de moles necesario de \(HCl\) para:

Informar el resultado con cuatro decimales.

neutralizar el 40 % del anión proveniente de la sal:

neutralizar el 100% del anión proveniente de la sal:

Sabemos que \(HCl+ NaAc \rightarrow NaCl + HAc\).

Recordar que en este caso el anión \(Ac^-\) actúa como base y proviene de la disociación del \(NaAc\). Luego de la disociación la concentración de \(Ac^-\) será igual a la concentración de \(NaAc\).

Para que se neutralice el 40% del anión proveniente de la sal los moles de ácido deben representar un 40% de los moles de la base. Entonces se tiene que cumplir:

\(Moles_{HCl} = (NaAc)\cdot V_{sc.NaAc}\cdot \frac {40}{100}\)

\(Moles_{HCl} = 0.13 \cdot \frac{127}{1000}\cdot \frac {40}{100}\)

\(Moles_{HCl} = 0.0066\)

Para que la neutralización sea total, los moles de ácido y base deben ser iguales (también este este caso, moles y equivalentes es lo mismo). Entonces se tiene que cumplir:

\(Moles_{HCl} = (NaAc)\cdot V_{sc.NaAc}\)

Por lo tanto:

\(Moles_{HCl}= 0.13 \cdot \frac{127}{1000}\)

\(Moles_{HCl}=0.0165\)

Indicar si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:

Una reacción de neutralización entre un ácido y una base siempre produce una solución con pH = 7.

Para neutralizar una solución de un ácido débil monoprótico 0,5 M se requiere igual cantidad de una base fuerte que para neutralizar una solución de un ácido fuerte monoprótico de la misma concentración.

Si se neutraliza totalmente una solución de ácido acético con hidróxido de sodio, el pH resulta ácido.

• Una reacción de neutralización entre un ácido y una base siempre produce una solución con pH = 7. Es falso, ya que si el ácido o la base son débiles la hidrólisis de los iones correspondientes darán como resultado un pH distinto de 7.

• Para neutralizar una solución de un ácido débil monoprótico 0,5 M se requiere igual cantidad de una base fuerte que para neutralizar una solución de un ácido fuerte monoprótico de la misma concentración. Es Verdadero. Tanto el ácido fuerte como el débil tienen la misma cantidad de \(H^+\) disponibles por mol, aunque el débil los libere parcialmente. Si se agrega una base fuerte (\(OH^-\)), la reacción desplaza el equilibrio del ácido débil, forzándolo a liberar más \(H^+\). Al final, todos los \(H^+\) disponibles terminan reaccionando, y se necesita la misma cantidad de \(OH^-\) para neutralizar.

• Si se neutraliza totalmente una solución de ácido acético con hidróxido de sodio, el pH resulta ácido. Es falso ya que la reacción genera una sal con propiedades básicas.

  \(HAc + NaOH\rightarrow NaAc + H_2O\)

  \(NaAc\rightarrow Na^+ + Ac^-\)

  \(Ac^-+H_2O\rightleftharpoons HAc+OH^-\)

Indicar si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:

Una reacción de neutralización entre un ácido y una base siempre produce una solución con pH = 7.

Para neutralizar una solución de un ácido débil monoprótico 0,5 M se requiere igual cantidad de una base fuerte que para neutralizar una solución de un ácido fuerte monoprótico de la misma concentración.

Si se neutraliza totalmente una solución de ácido acético con hidróxido de sodio, el pH resulta ácido.

• Una reacción de neutralización entre un ácido y una base siempre produce una solución con pH = 7. Es falso, ya que si el ácido o la base son débiles la hidrólisis de los iones correspondientes darán como resultado un pH distinto de 7.

• Para neutralizar una solución de un ácido débil monoprótico 0,5 M se requiere igual cantidad de una base fuerte que para neutralizar una solución de un ácido fuerte monoprótico de la misma concentración. Es Verdadero. Tanto el ácido fuerte como el débil tienen la misma cantidad de \(H^+\) disponibles por mol, aunque el débil los libere parcialmente. Si se agrega una base fuerte (\(OH^-\)), la reacción desplaza el equilibrio del ácido débil, forzándolo a liberar más \(H^+\). Al final, todos los \(H^+\) disponibles terminan reaccionando, y se necesita la misma cantidad de \(OH^-\) para neutralizar.

• Si se neutraliza totalmente una solución de ácido acético con hidróxido de sodio, el pH resulta ácido. Es falso ya que la reacción genera una sal con propiedades básicas.

  \(HAc + NaOH\rightarrow NaAc + H_2O\)

  \(NaAc\rightarrow Na^+ + Ac^-\)

  \(Ac^-+H_2O\rightleftharpoons HAc+OH^-\)

Indicar si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:

Una reacción de neutralización entre un ácido y una base siempre produce una solución con pH = 7.

Para neutralizar una solución de un ácido débil monoprótico 0,5 M se requiere igual cantidad de una base fuerte que para neutralizar una solución de un ácido fuerte monoprótico de la misma concentración.

Si se neutraliza totalmente una solución de ácido acético con hidróxido de sodio, el pH resulta ácido.

• Una reacción de neutralización entre un ácido y una base siempre produce una solución con pH = 7. Es falso, ya que si el ácido o la base son débiles la hidrólisis de los iones correspondientes darán como resultado un pH distinto de 7.

• Para neutralizar una solución de un ácido débil monoprótico 0,5 M se requiere igual cantidad de una base fuerte que para neutralizar una solución de un ácido fuerte monoprótico de la misma concentración. Es Verdadero. Tanto el ácido fuerte como el débil tienen la misma cantidad de \(H^+\) disponibles por mol, aunque el débil los libere parcialmente. Si se agrega una base fuerte (\(OH^-\)), la reacción desplaza el equilibrio del ácido débil, forzándolo a liberar más \(H^+\). Al final, todos los \(H^+\) disponibles terminan reaccionando, y se necesita la misma cantidad de \(OH^-\) para neutralizar.

• Si se neutraliza totalmente una solución de ácido acético con hidróxido de sodio, el pH resulta ácido. Es falso ya que la reacción genera una sal con propiedades básicas.

  \(HAc + NaOH\rightarrow NaAc + H_2O\)

  \(NaAc\rightarrow Na^+ + Ac^-\)

  \(Ac^-+H_2O\rightleftharpoons HAc+OH^-\)

Indicar si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:

Una reacción de neutralización entre un ácido y una base siempre produce una solución con pH = 7.

Para neutralizar una solución de un ácido débil monoprótico 0,5 M se requiere igual cantidad de una base fuerte que para neutralizar una solución de un ácido fuerte monoprótico de la misma concentración.

Si se neutraliza totalmente una solución de ácido acético con hidróxido de sodio, el pH resulta ácido.

• Una reacción de neutralización entre un ácido y una base siempre produce una solución con pH = 7. Es falso, ya que si el ácido o la base son débiles la hidrólisis de los iones correspondientes darán como resultado un pH distinto de 7.

• Para neutralizar una solución de un ácido débil monoprótico 0,5 M se requiere igual cantidad de una base fuerte que para neutralizar una solución de un ácido fuerte monoprótico de la misma concentración. Es Verdadero. Tanto el ácido fuerte como el débil tienen la misma cantidad de \(H^+\) disponibles por mol, aunque el débil los libere parcialmente. Si se agrega una base fuerte (\(OH^-\)), la reacción desplaza el equilibrio del ácido débil, forzándolo a liberar más \(H^+\). Al final, todos los \(H^+\) disponibles terminan reaccionando, y se necesita la misma cantidad de \(OH^-\) para neutralizar.

• Si se neutraliza totalmente una solución de ácido acético con hidróxido de sodio, el pH resulta ácido. Es falso ya que la reacción genera una sal con propiedades básicas.

  \(HAc + NaOH\rightarrow NaAc + H_2O\)

  \(NaAc\rightarrow Na^+ + Ac^-\)

  \(Ac^-+H_2O\rightleftharpoons HAc+OH^-\)

Indicar si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:

Una reacción de neutralización entre un ácido y una base siempre produce una solución con pH = 7.

Para neutralizar una solución de un ácido débil monoprótico 0,5 M se requiere igual cantidad de una base fuerte que para neutralizar una solución de un ácido fuerte monoprótico de la misma concentración.

Si se neutraliza totalmente una solución de ácido acético con hidróxido de sodio, el pH resulta ácido.

• Una reacción de neutralización entre un ácido y una base siempre produce una solución con pH = 7. Es falso, ya que si el ácido o la base son débiles la hidrólisis de los iones correspondientes darán como resultado un pH distinto de 7.

• Para neutralizar una solución de un ácido débil monoprótico 0,5 M se requiere igual cantidad de una base fuerte que para neutralizar una solución de un ácido fuerte monoprótico de la misma concentración. Es Verdadero. Tanto el ácido fuerte como el débil tienen la misma cantidad de \(H^+\) disponibles por mol, aunque el débil los libere parcialmente. Si se agrega una base fuerte (\(OH^-\)), la reacción desplaza el equilibrio del ácido débil, forzándolo a liberar más \(H^+\). Al final, todos los \(H^+\) disponibles terminan reaccionando, y se necesita la misma cantidad de \(OH^-\) para neutralizar.

• Si se neutraliza totalmente una solución de ácido acético con hidróxido de sodio, el pH resulta ácido. Es falso ya que la reacción genera una sal con propiedades básicas.

  \(HAc + NaOH\rightarrow NaAc + H_2O\)

  \(NaAc\rightarrow Na^+ + Ac^-\)

  \(Ac^-+H_2O\rightleftharpoons HAc+OH^-\)

Indicar si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:

Una reacción de neutralización entre un ácido y una base siempre produce una solución con pH = 7.

Para neutralizar una solución de un ácido débil monoprótico 0,5 M se requiere igual cantidad de una base fuerte que para neutralizar una solución de un ácido fuerte monoprótico de la misma concentración.

Si se neutraliza totalmente una solución de ácido acético con hidróxido de sodio, el pH resulta ácido.

• Una reacción de neutralización entre un ácido y una base siempre produce una solución con pH = 7. Es falso, ya que si el ácido o la base son débiles la hidrólisis de los iones correspondientes darán como resultado un pH distinto de 7.

• Para neutralizar una solución de un ácido débil monoprótico 0,5 M se requiere igual cantidad de una base fuerte que para neutralizar una solución de un ácido fuerte monoprótico de la misma concentración. Es Verdadero. Tanto el ácido fuerte como el débil tienen la misma cantidad de \(H^+\) disponibles por mol, aunque el débil los libere parcialmente. Si se agrega una base fuerte (\(OH^-\)), la reacción desplaza el equilibrio del ácido débil, forzándolo a liberar más \(H^+\). Al final, todos los \(H^+\) disponibles terminan reaccionando, y se necesita la misma cantidad de \(OH^-\) para neutralizar.

• Si se neutraliza totalmente una solución de ácido acético con hidróxido de sodio, el pH resulta ácido. Es falso ya que la reacción genera una sal con propiedades básicas.

  \(HAc + NaOH\rightarrow NaAc + H_2O\)

  \(NaAc\rightarrow Na^+ + Ac^-\)

  \(Ac^-+H_2O\rightleftharpoons HAc+OH^-\)

Indicar si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:

Una reacción de neutralización entre un ácido y una base siempre produce una solución con pH = 7.

Para neutralizar una solución de un ácido débil monoprótico 0,5 M se requiere igual cantidad de una base fuerte que para neutralizar una solución de un ácido fuerte monoprótico de la misma concentración.

Si se neutraliza totalmente una solución de ácido acético con hidróxido de sodio, el pH resulta ácido.

• Una reacción de neutralización entre un ácido y una base siempre produce una solución con pH = 7. Es falso, ya que si el ácido o la base son débiles la hidrólisis de los iones correspondientes darán como resultado un pH distinto de 7.

• Para neutralizar una solución de un ácido débil monoprótico 0,5 M se requiere igual cantidad de una base fuerte que para neutralizar una solución de un ácido fuerte monoprótico de la misma concentración. Es Verdadero. Tanto el ácido fuerte como el débil tienen la misma cantidad de \(H^+\) disponibles por mol, aunque el débil los libere parcialmente. Si se agrega una base fuerte (\(OH^-\)), la reacción desplaza el equilibrio del ácido débil, forzándolo a liberar más \(H^+\). Al final, todos los \(H^+\) disponibles terminan reaccionando, y se necesita la misma cantidad de \(OH^-\) para neutralizar.

• Si se neutraliza totalmente una solución de ácido acético con hidróxido de sodio, el pH resulta ácido. Es falso ya que la reacción genera una sal con propiedades básicas.

  \(HAc + NaOH\rightarrow NaAc + H_2O\)

  \(NaAc\rightarrow Na^+ + Ac^-\)

  \(Ac^-+H_2O\rightleftharpoons HAc+OH^-\)

Indicar si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:

Una reacción de neutralización entre un ácido y una base siempre produce una solución con pH = 7.

Para neutralizar una solución de un ácido débil monoprótico 0,5 M se requiere igual cantidad de una base fuerte que para neutralizar una solución de un ácido fuerte monoprótico de la misma concentración.

Si se neutraliza totalmente una solución de ácido acético con hidróxido de sodio, el pH resulta ácido.

• Una reacción de neutralización entre un ácido y una base siempre produce una solución con pH = 7. Es falso, ya que si el ácido o la base son débiles la hidrólisis de los iones correspondientes darán como resultado un pH distinto de 7.

• Para neutralizar una solución de un ácido débil monoprótico 0,5 M se requiere igual cantidad de una base fuerte que para neutralizar una solución de un ácido fuerte monoprótico de la misma concentración. Es Verdadero. Tanto el ácido fuerte como el débil tienen la misma cantidad de \(H^+\) disponibles por mol, aunque el débil los libere parcialmente. Si se agrega una base fuerte (\(OH^-\)), la reacción desplaza el equilibrio del ácido débil, forzándolo a liberar más \(H^+\). Al final, todos los \(H^+\) disponibles terminan reaccionando, y se necesita la misma cantidad de \(OH^-\) para neutralizar.

• Si se neutraliza totalmente una solución de ácido acético con hidróxido de sodio, el pH resulta ácido. Es falso ya que la reacción genera una sal con propiedades básicas.

  \(HAc + NaOH\rightarrow NaAc + H_2O\)

  \(NaAc\rightarrow Na^+ + Ac^-\)

  \(Ac^-+H_2O\rightleftharpoons HAc+OH^-\)

Indicar si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:

Una reacción de neutralización entre un ácido y una base siempre produce una solución con pH = 7.

Para neutralizar una solución de un ácido débil monoprótico 0,5 M se requiere igual cantidad de una base fuerte que para neutralizar una solución de un ácido fuerte monoprótico de la misma concentración.

Si se neutraliza totalmente una solución de ácido acético con hidróxido de sodio, el pH resulta ácido.

• Una reacción de neutralización entre un ácido y una base siempre produce una solución con pH = 7. Es falso, ya que si el ácido o la base son débiles la hidrólisis de los iones correspondientes darán como resultado un pH distinto de 7.

• Para neutralizar una solución de un ácido débil monoprótico 0,5 M se requiere igual cantidad de una base fuerte que para neutralizar una solución de un ácido fuerte monoprótico de la misma concentración. Es Verdadero. Tanto el ácido fuerte como el débil tienen la misma cantidad de \(H^+\) disponibles por mol, aunque el débil los libere parcialmente. Si se agrega una base fuerte (\(OH^-\)), la reacción desplaza el equilibrio del ácido débil, forzándolo a liberar más \(H^+\). Al final, todos los \(H^+\) disponibles terminan reaccionando, y se necesita la misma cantidad de \(OH^-\) para neutralizar.

• Si se neutraliza totalmente una solución de ácido acético con hidróxido de sodio, el pH resulta ácido. Es falso ya que la reacción genera una sal con propiedades básicas.

  \(HAc + NaOH\rightarrow NaAc + H_2O\)

  \(NaAc\rightarrow Na^+ + Ac^-\)

  \(Ac^-+H_2O\rightleftharpoons HAc+OH^-\)

Indicar si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:

Una reacción de neutralización entre un ácido y una base siempre produce una solución con pH = 7.

Para neutralizar una solución de un ácido débil monoprótico 0,5 M se requiere igual cantidad de una base fuerte que para neutralizar una solución de un ácido fuerte monoprótico de la misma concentración.

Si se neutraliza totalmente una solución de ácido acético con hidróxido de sodio, el pH resulta ácido.

• Una reacción de neutralización entre un ácido y una base siempre produce una solución con pH = 7. Es falso, ya que si el ácido o la base son débiles la hidrólisis de los iones correspondientes darán como resultado un pH distinto de 7.

• Para neutralizar una solución de un ácido débil monoprótico 0,5 M se requiere igual cantidad de una base fuerte que para neutralizar una solución de un ácido fuerte monoprótico de la misma concentración. Es Verdadero. Tanto el ácido fuerte como el débil tienen la misma cantidad de \(H^+\) disponibles por mol, aunque el débil los libere parcialmente. Si se agrega una base fuerte (\(OH^-\)), la reacción desplaza el equilibrio del ácido débil, forzándolo a liberar más \(H^+\). Al final, todos los \(H^+\) disponibles terminan reaccionando, y se necesita la misma cantidad de \(OH^-\) para neutralizar.

• Si se neutraliza totalmente una solución de ácido acético con hidróxido de sodio, el pH resulta ácido. Es falso ya que la reacción genera una sal con propiedades básicas.

  \(HAc + NaOH\rightarrow NaAc + H_2O\)

  \(NaAc\rightarrow Na^+ + Ac^-\)

  \(Ac^-+H_2O\rightleftharpoons HAc+OH^-\)

Calcular el volumen (en mililitros) de una solución de \(NaOH\) \(0.03 N\) necesario para neutralizar totalmente \(443\) ml de:

Informar el resultado con un decimal.

una solución de \(H_2SO_4\) \(0.03 N\)

una solución de \(H_2SO_4\) \(0.03 M\)

Sabemos que \(H_2SO_4+ 2NaOH \rightarrow Na_2SO_4 + 2H_2O\).

Para que la neutralización sea total, los equivalentes de la base deben ser igual a los del ácido, pero los moles de la base deben ser el doble que los moles del ácido (ya que el \(H_2SO_4\) es un acido diprótico).

Para Normalidad: \(N_{NaOH} \cdot V_{sc.NaOH}= N_{H_2SO_4}\cdot V_{sc.H_2SO_4}\)

\(Vol_{sc. NaOH} = \frac{0.03 *443}{0.03}\)

\(Vol_{sc. NaOH} = 443\)

Para Molaridad: \(M_{NaOH} \cdot V_{sc.NaOH}= 2\cdot M_{H_2SO_4}\cdot V_{sc.H_2SO_4}\)

\(Vol_{sc NaOH} = \frac{2*0.03 *443}{0.03}\)

\(Vol_{sc NaOH} = 2\cdot Vol_{sc H_2SO_4}\)

\(Vol_{sc NaOH} = 886\)

Calcular el volumen (en mililitros) de una solución de \(NaOH\) \(0.18 N\) necesario para neutralizar totalmente \(412\) ml de:

Informar el resultado con un decimal.

una solución de \(H_2SO_4\) \(0.18 N\)

una solución de \(H_2SO_4\) \(0.18 M\)

Sabemos que \(H_2SO_4+ 2NaOH \rightarrow Na_2SO_4 + 2H_2O\).

Para que la neutralización sea total, los equivalentes de la base deben ser igual a los del ácido, pero los moles de la base deben ser el doble que los moles del ácido (ya que el \(H_2SO_4\) es un acido diprótico).

Para Normalidad: \(N_{NaOH} \cdot V_{sc.NaOH}= N_{H_2SO_4}\cdot V_{sc.H_2SO_4}\)

\(Vol_{sc. NaOH} = \frac{0.18 *412}{0.18}\)

\(Vol_{sc. NaOH} = 412\)

Para Molaridad: \(M_{NaOH} \cdot V_{sc.NaOH}= 2\cdot M_{H_2SO_4}\cdot V_{sc.H_2SO_4}\)

\(Vol_{sc NaOH} = \frac{2*0.18 *412}{0.18}\)

\(Vol_{sc NaOH} = 2\cdot Vol_{sc H_2SO_4}\)

\(Vol_{sc NaOH} = 824\)

Calcular el volumen (en mililitros) de una solución de \(NaOH\) \(0.06 N\) necesario para neutralizar totalmente \(152\) ml de:

Informar el resultado con un decimal.

una solución de \(H_2SO_4\) \(0.06 N\)

una solución de \(H_2SO_4\) \(0.06 M\)

Sabemos que \(H_2SO_4+ 2NaOH \rightarrow Na_2SO_4 + 2H_2O\).

Para que la neutralización sea total, los equivalentes de la base deben ser igual a los del ácido, pero los moles de la base deben ser el doble que los moles del ácido (ya que el \(H_2SO_4\) es un acido diprótico).

Para Normalidad: \(N_{NaOH} \cdot V_{sc.NaOH}= N_{H_2SO_4}\cdot V_{sc.H_2SO_4}\)

\(Vol_{sc. NaOH} = \frac{0.06 *152}{0.06}\)

\(Vol_{sc. NaOH} = 152\)

Para Molaridad: \(M_{NaOH} \cdot V_{sc.NaOH}= 2\cdot M_{H_2SO_4}\cdot V_{sc.H_2SO_4}\)

\(Vol_{sc NaOH} = \frac{2*0.06 *152}{0.06}\)

\(Vol_{sc NaOH} = 2\cdot Vol_{sc H_2SO_4}\)

\(Vol_{sc NaOH} = 304\)

Calcular el volumen (en mililitros) de una solución de \(NaOH\) \(0.2 N\) necesario para neutralizar totalmente \(66\) ml de:

Informar el resultado con un decimal.

una solución de \(H_2SO_4\) \(0.2 N\)

una solución de \(H_2SO_4\) \(0.2 M\)

Sabemos que \(H_2SO_4+ 2NaOH \rightarrow Na_2SO_4 + 2H_2O\).

Para que la neutralización sea total, los equivalentes de la base deben ser igual a los del ácido, pero los moles de la base deben ser el doble que los moles del ácido (ya que el \(H_2SO_4\) es un acido diprótico).

Para Normalidad: \(N_{NaOH} \cdot V_{sc.NaOH}= N_{H_2SO_4}\cdot V_{sc.H_2SO_4}\)

\(Vol_{sc. NaOH} = \frac{0.2 *66}{0.2}\)

\(Vol_{sc. NaOH} = 66\)

Para Molaridad: \(M_{NaOH} \cdot V_{sc.NaOH}= 2\cdot M_{H_2SO_4}\cdot V_{sc.H_2SO_4}\)

\(Vol_{sc NaOH} = \frac{2*0.2 *66}{0.2}\)

\(Vol_{sc NaOH} = 2\cdot Vol_{sc H_2SO_4}\)

\(Vol_{sc NaOH} = 132\)

Calcular el volumen (en mililitros) de una solución de \(NaOH\) \(0.12 N\) necesario para neutralizar totalmente \(479\) ml de:

Informar el resultado con un decimal.

una solución de \(H_2SO_4\) \(0.12 N\)

una solución de \(H_2SO_4\) \(0.12 M\)

Sabemos que \(H_2SO_4+ 2NaOH \rightarrow Na_2SO_4 + 2H_2O\).

Para que la neutralización sea total, los equivalentes de la base deben ser igual a los del ácido, pero los moles de la base deben ser el doble que los moles del ácido (ya que el \(H_2SO_4\) es un acido diprótico).

Para Normalidad: \(N_{NaOH} \cdot V_{sc.NaOH}= N_{H_2SO_4}\cdot V_{sc.H_2SO_4}\)

\(Vol_{sc. NaOH} = \frac{0.12 *479}{0.12}\)

\(Vol_{sc. NaOH} = 479\)

Para Molaridad: \(M_{NaOH} \cdot V_{sc.NaOH}= 2\cdot M_{H_2SO_4}\cdot V_{sc.H_2SO_4}\)

\(Vol_{sc NaOH} = \frac{2*0.12 *479}{0.12}\)

\(Vol_{sc NaOH} = 2\cdot Vol_{sc H_2SO_4}\)

\(Vol_{sc NaOH} = 958\)

Calcular el volumen (en mililitros) de una solución de \(NaOH\) \(0.17 N\) necesario para neutralizar totalmente \(213\) ml de:

Informar el resultado con un decimal.

una solución de \(H_2SO_4\) \(0.17 N\)

una solución de \(H_2SO_4\) \(0.17 M\)

Sabemos que \(H_2SO_4+ 2NaOH \rightarrow Na_2SO_4 + 2H_2O\).

Para que la neutralización sea total, los equivalentes de la base deben ser igual a los del ácido, pero los moles de la base deben ser el doble que los moles del ácido (ya que el \(H_2SO_4\) es un acido diprótico).

Para Normalidad: \(N_{NaOH} \cdot V_{sc.NaOH}= N_{H_2SO_4}\cdot V_{sc.H_2SO_4}\)

\(Vol_{sc. NaOH} = \frac{0.17 *213}{0.17}\)

\(Vol_{sc. NaOH} = 213\)

Para Molaridad: \(M_{NaOH} \cdot V_{sc.NaOH}= 2\cdot M_{H_2SO_4}\cdot V_{sc.H_2SO_4}\)

\(Vol_{sc NaOH} = \frac{2*0.17 *213}{0.17}\)

\(Vol_{sc NaOH} = 2\cdot Vol_{sc H_2SO_4}\)

\(Vol_{sc NaOH} = 426\)

Calcular el volumen (en mililitros) de una solución de \(NaOH\) \(0.12 N\) necesario para neutralizar totalmente \(374\) ml de:

Informar el resultado con un decimal.

una solución de \(H_2SO_4\) \(0.12 N\)

una solución de \(H_2SO_4\) \(0.12 M\)

Sabemos que \(H_2SO_4+ 2NaOH \rightarrow Na_2SO_4 + 2H_2O\).

Para que la neutralización sea total, los equivalentes de la base deben ser igual a los del ácido, pero los moles de la base deben ser el doble que los moles del ácido (ya que el \(H_2SO_4\) es un acido diprótico).

Para Normalidad: \(N_{NaOH} \cdot V_{sc.NaOH}= N_{H_2SO_4}\cdot V_{sc.H_2SO_4}\)

\(Vol_{sc. NaOH} = \frac{0.12 *374}{0.12}\)

\(Vol_{sc. NaOH} = 374\)

Para Molaridad: \(M_{NaOH} \cdot V_{sc.NaOH}= 2\cdot M_{H_2SO_4}\cdot V_{sc.H_2SO_4}\)

\(Vol_{sc NaOH} = \frac{2*0.12 *374}{0.12}\)

\(Vol_{sc NaOH} = 2\cdot Vol_{sc H_2SO_4}\)

\(Vol_{sc NaOH} = 748\)

Calcular el volumen (en mililitros) de una solución de \(NaOH\) \(0.18 N\) necesario para neutralizar totalmente \(407\) ml de:

Informar el resultado con un decimal.

una solución de \(H_2SO_4\) \(0.18 N\)

una solución de \(H_2SO_4\) \(0.18 M\)

Sabemos que \(H_2SO_4+ 2NaOH \rightarrow Na_2SO_4 + 2H_2O\).

Para que la neutralización sea total, los equivalentes de la base deben ser igual a los del ácido, pero los moles de la base deben ser el doble que los moles del ácido (ya que el \(H_2SO_4\) es un acido diprótico).

Para Normalidad: \(N_{NaOH} \cdot V_{sc.NaOH}= N_{H_2SO_4}\cdot V_{sc.H_2SO_4}\)

\(Vol_{sc. NaOH} = \frac{0.18 *407}{0.18}\)

\(Vol_{sc. NaOH} = 407\)

Para Molaridad: \(M_{NaOH} \cdot V_{sc.NaOH}= 2\cdot M_{H_2SO_4}\cdot V_{sc.H_2SO_4}\)

\(Vol_{sc NaOH} = \frac{2*0.18 *407}{0.18}\)

\(Vol_{sc NaOH} = 2\cdot Vol_{sc H_2SO_4}\)

\(Vol_{sc NaOH} = 814\)

Calcular el volumen (en mililitros) de una solución de \(NaOH\) \(0.07 N\) necesario para neutralizar totalmente \(466\) ml de:

Informar el resultado con un decimal.

una solución de \(H_2SO_4\) \(0.07 N\)

una solución de \(H_2SO_4\) \(0.07 M\)

Sabemos que \(H_2SO_4+ 2NaOH \rightarrow Na_2SO_4 + 2H_2O\).

Para que la neutralización sea total, los equivalentes de la base deben ser igual a los del ácido, pero los moles de la base deben ser el doble que los moles del ácido (ya que el \(H_2SO_4\) es un acido diprótico).

Para Normalidad: \(N_{NaOH} \cdot V_{sc.NaOH}= N_{H_2SO_4}\cdot V_{sc.H_2SO_4}\)

\(Vol_{sc. NaOH} = \frac{0.07 *466}{0.07}\)

\(Vol_{sc. NaOH} = 466\)

Para Molaridad: \(M_{NaOH} \cdot V_{sc.NaOH}= 2\cdot M_{H_2SO_4}\cdot V_{sc.H_2SO_4}\)

\(Vol_{sc NaOH} = \frac{2*0.07 *466}{0.07}\)

\(Vol_{sc NaOH} = 2\cdot Vol_{sc H_2SO_4}\)

\(Vol_{sc NaOH} = 932\)

Calcular el volumen (en mililitros) de una solución de \(NaOH\) \(0.14 N\) necesario para neutralizar totalmente \(247\) ml de:

Informar el resultado con un decimal.

una solución de \(H_2SO_4\) \(0.14 N\)

una solución de \(H_2SO_4\) \(0.14 M\)

Sabemos que \(H_2SO_4+ 2NaOH \rightarrow Na_2SO_4 + 2H_2O\).

Para que la neutralización sea total, los equivalentes de la base deben ser igual a los del ácido, pero los moles de la base deben ser el doble que los moles del ácido (ya que el \(H_2SO_4\) es un acido diprótico).

Para Normalidad: \(N_{NaOH} \cdot V_{sc.NaOH}= N_{H_2SO_4}\cdot V_{sc.H_2SO_4}\)

\(Vol_{sc. NaOH} = \frac{0.14 *247}{0.14}\)

\(Vol_{sc. NaOH} = 247\)

Para Molaridad: \(M_{NaOH} \cdot V_{sc.NaOH}= 2\cdot M_{H_2SO_4}\cdot V_{sc.H_2SO_4}\)

\(Vol_{sc NaOH} = \frac{2*0.14 *247}{0.14}\)

\(Vol_{sc NaOH} = 2\cdot Vol_{sc H_2SO_4}\)

\(Vol_{sc NaOH} = 494\)

Calcular el número de equivalentes de \(HCl\) necesarios para neutralizar totalmente 141ml de una solución de \(Ca(OH)_2 0.03 N\) (usar cuatro decimales).

Para que la neutralización sea total, el número de equivalentes del ácido debe ser igual al de la base.

\(n°_{equiv} HCl = N_{Ca(OH)_2}\cdot (V_{sc.Ca(OH)_2}/1000)\)

\(n°_{equiv} HCl = 0.0042\)

Calcular el número de equivalentes de \(HCl\) necesarios para neutralizar totalmente 50ml de una solución de \(Ca(OH)_2 0.17 N\) (usar cuatro decimales).

Para que la neutralización sea total, el número de equivalentes del ácido debe ser igual al de la base.

\(n°_{equiv} HCl = N_{Ca(OH)_2}\cdot (V_{sc.Ca(OH)_2}/1000)\)

\(n°_{equiv} HCl = 0.0085\)

Calcular el número de equivalentes de \(HCl\) necesarios para neutralizar totalmente 216ml de una solución de \(Ca(OH)_2 0.17 N\) (usar cuatro decimales).

Para que la neutralización sea total, el número de equivalentes del ácido debe ser igual al de la base.

\(n°_{equiv} HCl = N_{Ca(OH)_2}\cdot (V_{sc.Ca(OH)_2}/1000)\)

\(n°_{equiv} HCl = 0.0367\)

Calcular el número de equivalentes de \(HCl\) necesarios para neutralizar totalmente 272ml de una solución de \(Ca(OH)_2 0.18 N\) (usar cuatro decimales).

Para que la neutralización sea total, el número de equivalentes del ácido debe ser igual al de la base.

\(n°_{equiv} HCl = N_{Ca(OH)_2}\cdot (V_{sc.Ca(OH)_2}/1000)\)

\(n°_{equiv} HCl = 0.049\)

Calcular el número de equivalentes de \(HCl\) necesarios para neutralizar totalmente 449ml de una solución de \(Ca(OH)_2 0.03 N\) (usar cuatro decimales).

Para que la neutralización sea total, el número de equivalentes del ácido debe ser igual al de la base.

\(n°_{equiv} HCl = N_{Ca(OH)_2}\cdot (V_{sc.Ca(OH)_2}/1000)\)

\(n°_{equiv} HCl = 0.0135\)

Calcular el número de equivalentes de \(HCl\) necesarios para neutralizar totalmente 225ml de una solución de \(Ca(OH)_2 0.16 N\) (usar cuatro decimales).

Para que la neutralización sea total, el número de equivalentes del ácido debe ser igual al de la base.

\(n°_{equiv} HCl = N_{Ca(OH)_2}\cdot (V_{sc.Ca(OH)_2}/1000)\)

\(n°_{equiv} HCl = 0.036\)

Calcular el número de equivalentes de \(HCl\) necesarios para neutralizar totalmente 307ml de una solución de \(Ca(OH)_2 0.08 N\) (usar cuatro decimales).

Para que la neutralización sea total, el número de equivalentes del ácido debe ser igual al de la base.

\(n°_{equiv} HCl = N_{Ca(OH)_2}\cdot (V_{sc.Ca(OH)_2}/1000)\)

\(n°_{equiv} HCl = 0.0246\)

Calcular el número de equivalentes de \(HCl\) necesarios para neutralizar totalmente 447ml de una solución de \(Ca(OH)_2 0.13 N\) (usar cuatro decimales).

Para que la neutralización sea total, el número de equivalentes del ácido debe ser igual al de la base.

\(n°_{equiv} HCl = N_{Ca(OH)_2}\cdot (V_{sc.Ca(OH)_2}/1000)\)

\(n°_{equiv} HCl = 0.0581\)

Calcular el número de equivalentes de \(HCl\) necesarios para neutralizar totalmente 140ml de una solución de \(Ca(OH)_2 0.08 N\) (usar cuatro decimales).

Para que la neutralización sea total, el número de equivalentes del ácido debe ser igual al de la base.

\(n°_{equiv} HCl = N_{Ca(OH)_2}\cdot (V_{sc.Ca(OH)_2}/1000)\)

\(n°_{equiv} HCl = 0.0112\)

Calcular el número de equivalentes de \(HCl\) necesarios para neutralizar totalmente 224ml de una solución de \(Ca(OH)_2 0.09 N\) (usar cuatro decimales).

Para que la neutralización sea total, el número de equivalentes del ácido debe ser igual al de la base.

\(n°_{equiv} HCl = N_{Ca(OH)_2}\cdot (V_{sc.Ca(OH)_2}/1000)\)

\(n°_{equiv} HCl = 0.0202\)

Se tiene dos recipientes con 1 litro de solución de bicarbonato \(0.36 N\), cada uno.

Calcular el número de equivalentes de \(HCl\) necesarios para neutralizar el \(41\) % del bicarbonato presente en la solución de uno de los recipientes (utilizar 4 decimales).

Calcular también el número de equivalentes de \(NaOH\) necesarios para neutralizar el \(56\) % del bicarbonato presente en la solución del otro recipiente (utilizar 4 decimales).

Luego, calcular el pH para cada una de las soluciones una vez neutralizadas (para informar el pH usar dos decimales). Los valores de pKa para el ácido carbónico son 6.38 y 10.25.

equivalentes de \(HCl\):

pH de la solución neutralizada con \(HCl\):

equivalentes de \(NaOH\):

pH de la solución neutralizada con \(NaOH\):

El bicarbonato es un anfolito, al reaccionar con HCl se forma ácido carbónico y al reaccionar con NaOH se forma anión carbonato.

Para HCl:

\(n°_{equiv} HCl = (41/100)\cdot 0.36 (eq/litro) \cdot 1 litro\)

\(n°_{equiv} HCl = 0.1476\)

pH de la solución neutralizada:

Una vez que ocurre la neutralización parcial se obtiene un buffer. En este caso el ácido carbónico actúa como ácido, cuya concentración \(0.1476\) proviene de \(n°_{equiv} HCl\) y el bicarbonato sobrante actúa como base. Dado que las bases conjugadas son el ácido carbónico y el bicarbonato se usa pKa1.

\(pH=pKa1+log\frac{(B)}{(A)}\)

\(pH=6.38+log\frac{(0.2124)}{(0.1476)}\)

\(pH=6.54\)

Para NaOH:

\(n°_{equiv} NaOH = (56/100)\cdot 0.36 (eq/litro) \cdot 1 litro\)

\(n°_{equiv} NaOH = 0.2016\)

pH de la solución neutralizada:

Una vez que ocurre la neutralización parcial se obtiene un buffer. En este caso el bicarbonato sobrante actúa como ácido y el carbonato actúa como base cuya concentración \(0.2016\) proviene de \(n°_{equiv} NaOH\). Dado que las bases conjugadas son el bicarbonato y el carbonato se usa pKa2.

\(pH=pKa2+log\frac{(B)}{(A)}\)

\(pH=10.25+log\frac{(0.2016)}{(0.1584)}\)

\(pH=10.35\)

Se tiene dos recipientes con 1 litro de solución de bicarbonato \(0.2 N\), cada uno.

Calcular el número de equivalentes de \(HCl\) necesarios para neutralizar el \(55\) % del bicarbonato presente en la solución de uno de los recipientes (utilizar 4 decimales).

Calcular también el número de equivalentes de \(NaOH\) necesarios para neutralizar el \(45\) % del bicarbonato presente en la solución del otro recipiente (utilizar 4 decimales).

Luego, calcular el pH para cada una de las soluciones una vez neutralizadas (para informar el pH usar dos decimales). Los valores de pKa para el ácido carbónico son 6.38 y 10.25.

equivalentes de \(HCl\):

pH de la solución neutralizada con \(HCl\):

equivalentes de \(NaOH\):

pH de la solución neutralizada con \(NaOH\):

El bicarbonato es un anfolito, al reaccionar con HCl se forma ácido carbónico y al reaccionar con NaOH se forma anión carbonato.

Para HCl:

\(n°_{equiv} HCl = (55/100)\cdot 0.2 (eq/litro) \cdot 1 litro\)

\(n°_{equiv} HCl = 0.11\)

pH de la solución neutralizada:

Una vez que ocurre la neutralización parcial se obtiene un buffer. En este caso el ácido carbónico actúa como ácido, cuya concentración \(0.11\) proviene de \(n°_{equiv} HCl\) y el bicarbonato sobrante actúa como base. Dado que las bases conjugadas son el ácido carbónico y el bicarbonato se usa pKa1.

\(pH=pKa1+log\frac{(B)}{(A)}\)

\(pH=6.38+log\frac{(0.09)}{(0.11)}\)

\(pH=6.29\)

Para NaOH:

\(n°_{equiv} NaOH = (45/100)\cdot 0.2 (eq/litro) \cdot 1 litro\)

\(n°_{equiv} NaOH = 0.09\)

pH de la solución neutralizada:

Una vez que ocurre la neutralización parcial se obtiene un buffer. En este caso el bicarbonato sobrante actúa como ácido y el carbonato actúa como base cuya concentración \(0.09\) proviene de \(n°_{equiv} NaOH\). Dado que las bases conjugadas son el bicarbonato y el carbonato se usa pKa2.

\(pH=pKa2+log\frac{(B)}{(A)}\)

\(pH=10.25+log\frac{(0.09)}{(0.11)}\)

\(pH=10.16\)

Se tiene dos recipientes con 1 litro de solución de bicarbonato \(0.21 N\), cada uno.

Calcular el número de equivalentes de \(HCl\) necesarios para neutralizar el \(42\) % del bicarbonato presente en la solución de uno de los recipientes (utilizar 4 decimales).

Calcular también el número de equivalentes de \(NaOH\) necesarios para neutralizar el \(50\) % del bicarbonato presente en la solución del otro recipiente (utilizar 4 decimales).

Luego, calcular el pH para cada una de las soluciones una vez neutralizadas (para informar el pH usar dos decimales). Los valores de pKa para el ácido carbónico son 6.38 y 10.25.

equivalentes de \(HCl\):

pH de la solución neutralizada con \(HCl\):

equivalentes de \(NaOH\):

pH de la solución neutralizada con \(NaOH\):

El bicarbonato es un anfolito, al reaccionar con HCl se forma ácido carbónico y al reaccionar con NaOH se forma anión carbonato.

Para HCl:

\(n°_{equiv} HCl = (42/100)\cdot 0.21 (eq/litro) \cdot 1 litro\)

\(n°_{equiv} HCl = 0.0882\)

pH de la solución neutralizada:

Una vez que ocurre la neutralización parcial se obtiene un buffer. En este caso el ácido carbónico actúa como ácido, cuya concentración \(0.0882\) proviene de \(n°_{equiv} HCl\) y el bicarbonato sobrante actúa como base. Dado que las bases conjugadas son el ácido carbónico y el bicarbonato se usa pKa1.

\(pH=pKa1+log\frac{(B)}{(A)}\)

\(pH=6.38+log\frac{(0.1218)}{(0.0882)}\)

\(pH=6.52\)

Para NaOH:

\(n°_{equiv} NaOH = (50/100)\cdot 0.21 (eq/litro) \cdot 1 litro\)

\(n°_{equiv} NaOH = 0.105\)

pH de la solución neutralizada:

Una vez que ocurre la neutralización parcial se obtiene un buffer. En este caso el bicarbonato sobrante actúa como ácido y el carbonato actúa como base cuya concentración \(0.105\) proviene de \(n°_{equiv} NaOH\). Dado que las bases conjugadas son el bicarbonato y el carbonato se usa pKa2.

\(pH=pKa2+log\frac{(B)}{(A)}\)

\(pH=10.25+log\frac{(0.105)}{(0.105)}\)

\(pH=10.25\)

Se tiene dos recipientes con 1 litro de solución de bicarbonato \(0.11 N\), cada uno.

Calcular el número de equivalentes de \(HCl\) necesarios para neutralizar el \(48\) % del bicarbonato presente en la solución de uno de los recipientes (utilizar 4 decimales).

Calcular también el número de equivalentes de \(NaOH\) necesarios para neutralizar el \(45\) % del bicarbonato presente en la solución del otro recipiente (utilizar 4 decimales).

Luego, calcular el pH para cada una de las soluciones una vez neutralizadas (para informar el pH usar dos decimales). Los valores de pKa para el ácido carbónico son 6.38 y 10.25.

equivalentes de \(HCl\):

pH de la solución neutralizada con \(HCl\):

equivalentes de \(NaOH\):

pH de la solución neutralizada con \(NaOH\):

El bicarbonato es un anfolito, al reaccionar con HCl se forma ácido carbónico y al reaccionar con NaOH se forma anión carbonato.

Para HCl:

\(n°_{equiv} HCl = (48/100)\cdot 0.11 (eq/litro) \cdot 1 litro\)

\(n°_{equiv} HCl = 0.0528\)

pH de la solución neutralizada:

Una vez que ocurre la neutralización parcial se obtiene un buffer. En este caso el ácido carbónico actúa como ácido, cuya concentración \(0.0528\) proviene de \(n°_{equiv} HCl\) y el bicarbonato sobrante actúa como base. Dado que las bases conjugadas son el ácido carbónico y el bicarbonato se usa pKa1.

\(pH=pKa1+log\frac{(B)}{(A)}\)

\(pH=6.38+log\frac{(0.0572)}{(0.0528)}\)

\(pH=6.41\)

Para NaOH:

\(n°_{equiv} NaOH = (45/100)\cdot 0.11 (eq/litro) \cdot 1 litro\)

\(n°_{equiv} NaOH = 0.0495\)

pH de la solución neutralizada:

Una vez que ocurre la neutralización parcial se obtiene un buffer. En este caso el bicarbonato sobrante actúa como ácido y el carbonato actúa como base cuya concentración \(0.0495\) proviene de \(n°_{equiv} NaOH\). Dado que las bases conjugadas son el bicarbonato y el carbonato se usa pKa2.

\(pH=pKa2+log\frac{(B)}{(A)}\)

\(pH=10.25+log\frac{(0.0495)}{(0.0605)}\)

\(pH=10.16\)

Se tiene dos recipientes con 1 litro de solución de bicarbonato \(0.23 N\), cada uno.

Calcular el número de equivalentes de \(HCl\) necesarios para neutralizar el \(58\) % del bicarbonato presente en la solución de uno de los recipientes (utilizar 4 decimales).

Calcular también el número de equivalentes de \(NaOH\) necesarios para neutralizar el \(48\) % del bicarbonato presente en la solución del otro recipiente (utilizar 4 decimales).

Luego, calcular el pH para cada una de las soluciones una vez neutralizadas (para informar el pH usar dos decimales). Los valores de pKa para el ácido carbónico son 6.38 y 10.25.

equivalentes de \(HCl\):

pH de la solución neutralizada con \(HCl\):

equivalentes de \(NaOH\):

pH de la solución neutralizada con \(NaOH\):

El bicarbonato es un anfolito, al reaccionar con HCl se forma ácido carbónico y al reaccionar con NaOH se forma anión carbonato.

Para HCl:

\(n°_{equiv} HCl = (58/100)\cdot 0.23 (eq/litro) \cdot 1 litro\)

\(n°_{equiv} HCl = 0.1334\)

pH de la solución neutralizada:

Una vez que ocurre la neutralización parcial se obtiene un buffer. En este caso el ácido carbónico actúa como ácido, cuya concentración \(0.1334\) proviene de \(n°_{equiv} HCl\) y el bicarbonato sobrante actúa como base. Dado que las bases conjugadas son el ácido carbónico y el bicarbonato se usa pKa1.

\(pH=pKa1+log\frac{(B)}{(A)}\)

\(pH=6.38+log\frac{(0.0966)}{(0.1334)}\)

\(pH=6.24\)

Para NaOH:

\(n°_{equiv} NaOH = (48/100)\cdot 0.23 (eq/litro) \cdot 1 litro\)

\(n°_{equiv} NaOH = 0.1104\)

pH de la solución neutralizada:

Una vez que ocurre la neutralización parcial se obtiene un buffer. En este caso el bicarbonato sobrante actúa como ácido y el carbonato actúa como base cuya concentración \(0.1104\) proviene de \(n°_{equiv} NaOH\). Dado que las bases conjugadas son el bicarbonato y el carbonato se usa pKa2.

\(pH=pKa2+log\frac{(B)}{(A)}\)

\(pH=10.25+log\frac{(0.1104)}{(0.1196)}\)

\(pH=10.22\)

Se tiene dos recipientes con 1 litro de solución de bicarbonato \(0.12 N\), cada uno.

Calcular el número de equivalentes de \(HCl\) necesarios para neutralizar el \(58\) % del bicarbonato presente en la solución de uno de los recipientes (utilizar 4 decimales).

Calcular también el número de equivalentes de \(NaOH\) necesarios para neutralizar el \(60\) % del bicarbonato presente en la solución del otro recipiente (utilizar 4 decimales).

Luego, calcular el pH para cada una de las soluciones una vez neutralizadas (para informar el pH usar dos decimales). Los valores de pKa para el ácido carbónico son 6.38 y 10.25.

equivalentes de \(HCl\):

pH de la solución neutralizada con \(HCl\):

equivalentes de \(NaOH\):

pH de la solución neutralizada con \(NaOH\):

El bicarbonato es un anfolito, al reaccionar con HCl se forma ácido carbónico y al reaccionar con NaOH se forma anión carbonato.

Para HCl:

\(n°_{equiv} HCl = (58/100)\cdot 0.12 (eq/litro) \cdot 1 litro\)

\(n°_{equiv} HCl = 0.0696\)

pH de la solución neutralizada:

Una vez que ocurre la neutralización parcial se obtiene un buffer. En este caso el ácido carbónico actúa como ácido, cuya concentración \(0.0696\) proviene de \(n°_{equiv} HCl\) y el bicarbonato sobrante actúa como base. Dado que las bases conjugadas son el ácido carbónico y el bicarbonato se usa pKa1.

\(pH=pKa1+log\frac{(B)}{(A)}\)

\(pH=6.38+log\frac{(0.0504)}{(0.0696)}\)

\(pH=6.24\)

Para NaOH:

\(n°_{equiv} NaOH = (60/100)\cdot 0.12 (eq/litro) \cdot 1 litro\)

\(n°_{equiv} NaOH = 0.072\)

pH de la solución neutralizada:

Una vez que ocurre la neutralización parcial se obtiene un buffer. En este caso el bicarbonato sobrante actúa como ácido y el carbonato actúa como base cuya concentración \(0.072\) proviene de \(n°_{equiv} NaOH\). Dado que las bases conjugadas son el bicarbonato y el carbonato se usa pKa2.

\(pH=pKa2+log\frac{(B)}{(A)}\)

\(pH=10.25+log\frac{(0.072)}{(0.048)}\)

\(pH=10.43\)

Se tiene dos recipientes con 1 litro de solución de bicarbonato \(0.37 N\), cada uno.

Calcular el número de equivalentes de \(HCl\) necesarios para neutralizar el \(46\) % del bicarbonato presente en la solución de uno de los recipientes (utilizar 4 decimales).

Calcular también el número de equivalentes de \(NaOH\) necesarios para neutralizar el \(54\) % del bicarbonato presente en la solución del otro recipiente (utilizar 4 decimales).

Luego, calcular el pH para cada una de las soluciones una vez neutralizadas (para informar el pH usar dos decimales). Los valores de pKa para el ácido carbónico son 6.38 y 10.25.

equivalentes de \(HCl\):

pH de la solución neutralizada con \(HCl\):

equivalentes de \(NaOH\):

pH de la solución neutralizada con \(NaOH\):

El bicarbonato es un anfolito, al reaccionar con HCl se forma ácido carbónico y al reaccionar con NaOH se forma anión carbonato.

Para HCl:

\(n°_{equiv} HCl = (46/100)\cdot 0.37 (eq/litro) \cdot 1 litro\)

\(n°_{equiv} HCl = 0.1702\)

pH de la solución neutralizada:

Una vez que ocurre la neutralización parcial se obtiene un buffer. En este caso el ácido carbónico actúa como ácido, cuya concentración \(0.1702\) proviene de \(n°_{equiv} HCl\) y el bicarbonato sobrante actúa como base. Dado que las bases conjugadas son el ácido carbónico y el bicarbonato se usa pKa1.

\(pH=pKa1+log\frac{(B)}{(A)}\)

\(pH=6.38+log\frac{(0.1998)}{(0.1702)}\)

\(pH=6.45\)

Para NaOH:

\(n°_{equiv} NaOH = (54/100)\cdot 0.37 (eq/litro) \cdot 1 litro\)

\(n°_{equiv} NaOH = 0.1998\)

pH de la solución neutralizada:

Una vez que ocurre la neutralización parcial se obtiene un buffer. En este caso el bicarbonato sobrante actúa como ácido y el carbonato actúa como base cuya concentración \(0.1998\) proviene de \(n°_{equiv} NaOH\). Dado que las bases conjugadas son el bicarbonato y el carbonato se usa pKa2.

\(pH=pKa2+log\frac{(B)}{(A)}\)

\(pH=10.25+log\frac{(0.1998)}{(0.1702)}\)

\(pH=10.32\)

Se tiene dos recipientes con 1 litro de solución de bicarbonato \(0.23 N\), cada uno.

Calcular el número de equivalentes de \(HCl\) necesarios para neutralizar el \(45\) % del bicarbonato presente en la solución de uno de los recipientes (utilizar 4 decimales).

Calcular también el número de equivalentes de \(NaOH\) necesarios para neutralizar el \(40\) % del bicarbonato presente en la solución del otro recipiente (utilizar 4 decimales).

Luego, calcular el pH para cada una de las soluciones una vez neutralizadas (para informar el pH usar dos decimales). Los valores de pKa para el ácido carbónico son 6.38 y 10.25.

equivalentes de \(HCl\):

pH de la solución neutralizada con \(HCl\):

equivalentes de \(NaOH\):

pH de la solución neutralizada con \(NaOH\):

El bicarbonato es un anfolito, al reaccionar con HCl se forma ácido carbónico y al reaccionar con NaOH se forma anión carbonato.

Para HCl:

\(n°_{equiv} HCl = (45/100)\cdot 0.23 (eq/litro) \cdot 1 litro\)

\(n°_{equiv} HCl = 0.1035\)

pH de la solución neutralizada:

Una vez que ocurre la neutralización parcial se obtiene un buffer. En este caso el ácido carbónico actúa como ácido, cuya concentración \(0.1035\) proviene de \(n°_{equiv} HCl\) y el bicarbonato sobrante actúa como base. Dado que las bases conjugadas son el ácido carbónico y el bicarbonato se usa pKa1.

\(pH=pKa1+log\frac{(B)}{(A)}\)

\(pH=6.38+log\frac{(0.1265)}{(0.1035)}\)

\(pH=6.47\)

Para NaOH:

\(n°_{equiv} NaOH = (40/100)\cdot 0.23 (eq/litro) \cdot 1 litro\)

\(n°_{equiv} NaOH = 0.092\)

pH de la solución neutralizada:

Una vez que ocurre la neutralización parcial se obtiene un buffer. En este caso el bicarbonato sobrante actúa como ácido y el carbonato actúa como base cuya concentración \(0.092\) proviene de \(n°_{equiv} NaOH\). Dado que las bases conjugadas son el bicarbonato y el carbonato se usa pKa2.

\(pH=pKa2+log\frac{(B)}{(A)}\)

\(pH=10.25+log\frac{(0.092)}{(0.138)}\)

\(pH=10.07\)

Se tiene dos recipientes con 1 litro de solución de bicarbonato \(0.43 N\), cada uno.

Calcular el número de equivalentes de \(HCl\) necesarios para neutralizar el \(51\) % del bicarbonato presente en la solución de uno de los recipientes (utilizar 4 decimales).

Calcular también el número de equivalentes de \(NaOH\) necesarios para neutralizar el \(49\) % del bicarbonato presente en la solución del otro recipiente (utilizar 4 decimales).

Luego, calcular el pH para cada una de las soluciones una vez neutralizadas (para informar el pH usar dos decimales). Los valores de pKa para el ácido carbónico son 6.38 y 10.25.

equivalentes de \(HCl\):

pH de la solución neutralizada con \(HCl\):

equivalentes de \(NaOH\):

pH de la solución neutralizada con \(NaOH\):

El bicarbonato es un anfolito, al reaccionar con HCl se forma ácido carbónico y al reaccionar con NaOH se forma anión carbonato.

Para HCl:

\(n°_{equiv} HCl = (51/100)\cdot 0.43 (eq/litro) \cdot 1 litro\)

\(n°_{equiv} HCl = 0.2193\)

pH de la solución neutralizada:

Una vez que ocurre la neutralización parcial se obtiene un buffer. En este caso el ácido carbónico actúa como ácido, cuya concentración \(0.2193\) proviene de \(n°_{equiv} HCl\) y el bicarbonato sobrante actúa como base. Dado que las bases conjugadas son el ácido carbónico y el bicarbonato se usa pKa1.

\(pH=pKa1+log\frac{(B)}{(A)}\)

\(pH=6.38+log\frac{(0.2107)}{(0.2193)}\)

\(pH=6.36\)

Para NaOH:

\(n°_{equiv} NaOH = (49/100)\cdot 0.43 (eq/litro) \cdot 1 litro\)

\(n°_{equiv} NaOH = 0.2107\)

pH de la solución neutralizada:

Una vez que ocurre la neutralización parcial se obtiene un buffer. En este caso el bicarbonato sobrante actúa como ácido y el carbonato actúa como base cuya concentración \(0.2107\) proviene de \(n°_{equiv} NaOH\). Dado que las bases conjugadas son el bicarbonato y el carbonato se usa pKa2.

\(pH=pKa2+log\frac{(B)}{(A)}\)

\(pH=10.25+log\frac{(0.2107)}{(0.2193)}\)

\(pH=10.23\)

Se tiene dos recipientes con 1 litro de solución de bicarbonato \(0.13 N\), cada uno.

Calcular el número de equivalentes de \(HCl\) necesarios para neutralizar el \(45\) % del bicarbonato presente en la solución de uno de los recipientes (utilizar 4 decimales).

Calcular también el número de equivalentes de \(NaOH\) necesarios para neutralizar el \(40\) % del bicarbonato presente en la solución del otro recipiente (utilizar 4 decimales).

Luego, calcular el pH para cada una de las soluciones una vez neutralizadas (para informar el pH usar dos decimales). Los valores de pKa para el ácido carbónico son 6.38 y 10.25.

equivalentes de \(HCl\):

pH de la solución neutralizada con \(HCl\):

equivalentes de \(NaOH\):

pH de la solución neutralizada con \(NaOH\):

El bicarbonato es un anfolito, al reaccionar con HCl se forma ácido carbónico y al reaccionar con NaOH se forma anión carbonato.

Para HCl:

\(n°_{equiv} HCl = (45/100)\cdot 0.13 (eq/litro) \cdot 1 litro\)

\(n°_{equiv} HCl = 0.0585\)

pH de la solución neutralizada:

Una vez que ocurre la neutralización parcial se obtiene un buffer. En este caso el ácido carbónico actúa como ácido, cuya concentración \(0.0585\) proviene de \(n°_{equiv} HCl\) y el bicarbonato sobrante actúa como base. Dado que las bases conjugadas son el ácido carbónico y el bicarbonato se usa pKa1.

\(pH=pKa1+log\frac{(B)}{(A)}\)

\(pH=6.38+log\frac{(0.0715)}{(0.0585)}\)

\(pH=6.47\)

Para NaOH:

\(n°_{equiv} NaOH = (40/100)\cdot 0.13 (eq/litro) \cdot 1 litro\)

\(n°_{equiv} NaOH = 0.052\)

pH de la solución neutralizada:

Una vez que ocurre la neutralización parcial se obtiene un buffer. En este caso el bicarbonato sobrante actúa como ácido y el carbonato actúa como base cuya concentración \(0.052\) proviene de \(n°_{equiv} NaOH\). Dado que las bases conjugadas son el bicarbonato y el carbonato se usa pKa2.

\(pH=pKa2+log\frac{(B)}{(A)}\)

\(pH=10.25+log\frac{(0.052)}{(0.078)}\)

\(pH=10.07\)