1 en Criminología y Ciencias Forenses
Licenciatura
Química I
UNIDAD VIII: EQUILIBRIOS IÓNICOS
Contenidos:
Equilibrio iónico. Electrolitos fuertes y débiles. Autoionización del agua. Concepto de pH y
pOH. Indicadores.
GUÍA DE ESTUDIO:
1.- Dar ejemplos de sustancias y especies iónicas que se comportan como ácidos o bases
en soluciones acuosas (según la teoría de Brønsted – Lowry).
2.- Definir el operador matemático “p” (ej.: pH, pOH, pK).
3.- ¿Cómo se explica el comportamiento ácido – base del agua? ¿Cómo se define el
producto iónico del agua y cuál es su valor a 25°C?
4.- ¿Qué se entiende por ácidos y bases fuertes? Dar ejemplos de ácidos mono y
polipróticos, y de bases.
5.- ¿Qué se entiende por ácidos y bases débiles? Dar ejemplos de cada tipo.
6.- ¿Cómo se definen las constantes de acidez (Ka) y de basicidad (Kb) para ácidos y bases
débilies?
7.- ¿Cuál es la relación entre la fuerza relativa de los ácidos y la correspondiente base
conjugada?
8.- ¿Qué indica el grado de disociación de un ácido o una base?
EJERCICIOS:
1.- Calcular la [OH-] que está en equilibrio en soluciones acuosas con:
a) [H3O+] 1,80x10-4M
b) [H3O+] 8,50x10-9M
c) Mencionar si las soluciones descriptas son ácidas, básicas o neutras.
2.- Calcular la [H3O+], [OH-], el pH y el pOH para las siguientes soluciones:
a) 0,540g K(OH) en 250mL
b) Ca(OH) 1,4.10-3M
c) HNO3 7,2.10-4M
d) HCl 0,0001M
3.- Para una solución de Na(OH) 0,1 M. Indicar cuál es la respuesta correcta.
(a) El pH de la solución será: 8,0 1,0 13,0 2,0
(b) El valor del pOH será : 8,0 1,0 13,0 2,0
(c) la concetración de [H3O+] será: 0,1M 1x10-13M 10M 1x10-14 M
(d) la concetración de [OH-] será: 0,1M 1x10-13M 10M 1x10-14 M
Licenciatura
Química I
UNIDAD VIII: EQUILIBRIOS IÓNICOS
Contenidos:
Equilibrio iónico. Electrolitos fuertes y débiles. Autoionización del agua. Concepto de pH y
pOH. Indicadores.
GUÍA DE ESTUDIO:
1.- Dar ejemplos de sustancias y especies iónicas que se comportan como ácidos o bases
en soluciones acuosas (según la teoría de Brønsted – Lowry).
2.- Definir el operador matemático “p” (ej.: pH, pOH, pK).
3.- ¿Cómo se explica el comportamiento ácido – base del agua? ¿Cómo se define el
producto iónico del agua y cuál es su valor a 25°C?
4.- ¿Qué se entiende por ácidos y bases fuertes? Dar ejemplos de ácidos mono y
polipróticos, y de bases.
5.- ¿Qué se entiende por ácidos y bases débiles? Dar ejemplos de cada tipo.
6.- ¿Cómo se definen las constantes de acidez (Ka) y de basicidad (Kb) para ácidos y bases
débilies?
7.- ¿Cuál es la relación entre la fuerza relativa de los ácidos y la correspondiente base
conjugada?
8.- ¿Qué indica el grado de disociación de un ácido o una base?
EJERCICIOS:
1.- Calcular la [OH-] que está en equilibrio en soluciones acuosas con:
a) [H3O+] 1,80x10-4M
b) [H3O+] 8,50x10-9M
c) Mencionar si las soluciones descriptas son ácidas, básicas o neutras.
2.- Calcular la [H3O+], [OH-], el pH y el pOH para las siguientes soluciones:
a) 0,540g K(OH) en 250mL
b) Ca(OH) 1,4.10-3M
c) HNO3 7,2.10-4M
d) HCl 0,0001M
3.- Para una solución de Na(OH) 0,1 M. Indicar cuál es la respuesta correcta.
(a) El pH de la solución será: 8,0 1,0 13,0 2,0
(b) El valor del pOH será : 8,0 1,0 13,0 2,0
(c) la concetración de [H3O+] será: 0,1M 1x10-13M 10M 1x10-14 M
(d) la concetración de [OH-] será: 0,1M 1x10-13M 10M 1x10-14 M
