EJERCICIOS DE EQUILIBRIO IONICO ACIDOS Y BASES

EJERCICIOS DE EQUILIBRIO IONICO
1.- Defina o explique cada uno de los siguientes términos:
a) Acido de Arrhenius, b) Base de Arrhenius, c) Acido de bronsted-Lowry, d) Base de bronsted-Lowry, e) Acido conjugado, f) Base conjugada, g) Acido fuerte, h) Base fuerte, i) ácido débil, j) base débil, k) neutralización, l) titulación, m) pH, n) indicador ácido-base, o) titulación ácido-base, p)solución buffer, q) acidosis, r) alcalosis.

Definiciones y reacciones de ácidos y bases
2.- (a) Escriba dos ecuaciones que ilustren la ionización del agua pura. (b) ¿Cuál de estas ecuaciones representa más exactamente la ionización del agua? Explique
3.- Clasifique cada una de las siguientes sustancias como ácidos o bases de Arrhenius: (a) HCIO, (b) Al (OH)3, (c) RbOH, (d) HI, (e) HC2H3O2, (f)NH3 (ac).
4.- Para cada uno de los compuestos dados en el problema anterior, escriba una ecuación que demuestre lo que sucede cuando estos se disuelven en agua.
5.- Considere la reacción en fase gaseosa del HCl(g) y el NH3(g) para producir NH4CI(s).
HCl (g) + NH3 (g) NH4Cl (s)
(a) Utilice las definiciones de Bronsted-Lowry e identifique los ácidos y las bases laecuación. (b) ¿Se consideraría esta reacción como una reacción acido-base utilizando la definición de Arrhenius? Dé una explicación.
6.- Escriba las bases conjugadas para cada uno de las siguientes sustancias: (a) HNO3, (b) HSO4-, (c) OH-, (d) HF, (e) NH3, (f) HPO42-
7.- Escriba los ácidos conjugados para cada una de las siguientes sustancias: (a) CN- , (b) NO2, (c) NH3, (d) H2O, (e) HNO3, (f)HPO42-

Medidas de ácidos y bases
8.- Para cada concentración dada de H+ u OH-, determine si la solución es ácida o básica:
(a) [H+] = 1.0 x 10-3 M
(b) [H+] = 1.0 x 10-12 M
(e) [OH-] = 1.0 x 10-5 M.
(d) [OH-] = 3.5 x 10-13 M.
9.-Calcule la [H+] en soluciones acuosas que contienen las siguientes concentraciones de [OH-]: (a) 1.0x 10-3 M, (b) 5.3 x 10-8 M, (c) 9.7 x 10-7 M.
10.- Calcule la [OH-] para cada una de las siguientes soluciones:
(a) [H+] = 1.0 x 10-5 M
(b) [H+] = 0,0001 M
(c) [H+] = 1.0 x 10-7 M
(d) [H+] = 1.0 x 10-10 M
11.- Cuál es la [H+] y [OH-] de las soluciones preparadas de la siguiente manera: (a) 3.65 g deHCl disuelto en 10.0 L de solución, (b) 1.63 g de HNO3 disueltos en 9,10 L de solución, (c) 6.00 g de HClO4 disueltos en 6,92 L de solución.
12.- Cuál es la [H+] y [OH-] de las soluciones preparadas de la siguiente manera: (a) 0,133 g de NaOH disuelto en 5,96 L de solución, (b) 0,22 moles de KOH disueltos 2,3 x 103 mL de solución, (c) 0,34 g de Mg(OH)2 disueltos en 12,1 L desolución.
13.- Calcule el valor de [H+] en un litro de disolución en el que están disueltos 0.080 mol de CH3CO2H y 0.100 mol de CH3CO2Na. Para el ácido acético, Ka = 1.75 × 10-5. Resp. 1.4 × 10-5
14.- ¿Cuál es [NH4+] en una disolución de NH3 0,02 M y de KOH 0,01 M? Para NH3, Kb = 1,75 x10-5. Resp. 0,13 M
15.- Se adiciona un trozo de sodio de 0,92 g sobre un exceso de agua, obteniéndose una disolución dehidróxido sódico (Na + H2O → NaOH + ½ H2)
a.- Calcule el volumen de disolución de ácido acético 1 M necesario para neutralizar el NaOH formado.
b.- Razone si el pH en el punto de equivalencia de CH3COONa formado, será acido, básico o neutro. Masas atómicas: Na = 23; O = 16; H =1
Rpta: V = 0,04 Lts El pH será básico
16.- En 50 ml de una disolución acuosa de HCl 0,05 M se disuelven 1,5 g deNaCl y se añade agua hasta 150 ml, calcule:
a.- La concentración de cada uno de los iones.
b.- El pH de la disolución. Masas atómicas: Na = 23; Cl = 35,5.
Rpta: [H3O+] = 0,0167 M pH = 1,78
17.- a.- Calcule el pH y el grado de disociación de una disolución 0,2 M de acetato sódico. Ka del ácido acético = 1,7x10−5 M.
b.- Calcule el pH de la disolución que resulta de mezclar 50 ml...