3 QUIMICA Schaum

PROBLEMAS SUPLEMENTARIOS 305
PROBLEMAS SUPLEMENTARIOS
Notas:
1. Los valores numéricos para las constantes de equilibrio son distintos en varios libros. Los valores seleccionados para
este texto son internamente consistentes y los resultados calculados se basan en los valores que aquí se mencionan. Se
supone que la temperatura es 25°C, a menos que se indique específicamente lo contrario.
2. Algunos problemas al final de las secciones sobre ácidos y bases, hidrólisis, ácidos polipróticos y disoluciones reguladoras
implican varios equilibrios. Se podrán omitir haciendo el tratamiento más sencillo de equilibrios iónicos.
ÁCIDOS Y BASES
17.42. Cierta reacción es catalizada por ácidos. Se encontró que la actividad catalítica de disoluciones acuosas de ácidos 0.1M es:
HCl, HCOOH y CH 3 CO 2 H, en orden decreciente. La misma reacción ocurre en amoniaco anhidro, pero las disoluciones
0.1 M de los tres ácidos tienen casi el mismo efecto catalítico. Explique por qué.
Resp. El orden de actividad catalítica en agua es igual que el orden de acidez. En amoniaco anhidro, que es una base más
fuerte que el agua (es decir, es un aceptor de protones más eficiente), todos esos ácidos son fuertes.
17.43. El aminoácido glicina existe principalmente en la forma + NH 3 CH 2 COO − . Escriba las fórmulas de: a) su base conjugada
y b) el ácido conjugado de la glicina.
Resp. a)NH 2 CH 2 COO ; b) NH 3 CH 2 COOH
17.44. En la reacción del BeF 2 con 2F − para formar BeF 4
2 − , ¿cuál reactivo es ácido de Lewis y cuál es base de Lewis?
Resp. El BeF 2 es el ácido y el F − es la base.
17.45. El ácido conjugado del ácido nítrico pierde una molécula de agua en ciertos disolventes. Explique por qué la entidad que
resulta puede seguir actuando como ácido de Lewis.
Resp. El H 2 NO 3
+ sería el ácido conjugado del ácido nítrico (el resultado de HNO 3 + H + ). Entonces, H 2 NO 3
+ → H 2 O +
NO 2
+ (vea el ion nitronio a continuación).
El nitrógeno puede pasar de la hibridación sp a sp 3 , proporcionando un orbital vacío a un par electrónico de la base. (Observe
el comportamiento parecido del CO 2 en el problema 17.8.)
17.46. ¿Es el ácido acético un ácido más débil o más fuerte en los disolventes siguientes, que si se disolviera en agua? a) Hidracina,
N 2 H 4 ; b) dióxido de azufre, SO 2 ; c) metanol, CH 3 OH; d ) cianuro de hidrógeno líquido, HCN; e) ácido sulfúrico líquido,
H 2 SO 4 .
Resp. a) más fuerte; b) más débil; c) más débil; d ) más débil; e) más débil
17.47. La constante de autoionización del ácido fórmico puro, K = [HCOOH 2
+ ][HCOO − ), se ha estimado como 10 −6 a temperatura
ambiente. ¿Qué porcentaje de moléculas de ácido fórmico, del ácido fórmico puro, HCOOH, se convierte al ion formiato?
La densidad del ácido fórmico es 1.22 g/mL.
Resp. 0.004%
17.48. Calcule la constante de ionización del ácido fórmico, HCOOH, que se ioniza 4.2% en disoluciones 0.10 M.
Resp. 1.8 × 10 −4
17.49. Una disolución de ácido acético está 1.0% ionizada. ¿Cuál debe ser la concentración de ácido acético y [H + ] de la disolución?
Para CH 3 CO 2 H, K a = 1.75 × 10 −5 M.
Resp.
CH 3 CO 2 H 0.17 M, [H + ] 1.7 × 10 −3 M
17.50. La constante de ionización del amoniaco en agua es 1.75 × 10 −5 . Calcule: a) el grado de ionización y b) [OH − ] de una
disolución de NH 3 0.08 M.
Resp. a) 1.5%; b) [OH − ] = 1.2 × 10 −3 M