Olimpiada Nacional de Química 2000

1. ¿Cuál de las siguientes sustancias tiene mayor punto de fusión? (1 puntos)

Retroalimentación: KBr es un compuesto iónico con fuertes interacciones electrostáticas entre K⁺ y Br⁻, lo que le confiere el mayor punto de fusión. Las demás sustancias son moleculares con fuerzas intermoleculares mucho más débiles.

2. Si para una sustancia la densidad del sólido es mayor que la densidad del líquido, la pendiente de la curva del punto de fusión en el diagrama de fases es: (1 puntos)

Retroalimentación: Si el sólido es más denso que el líquido, un aumento de presión favorece la fase sólida y eleva el punto de fusión. La pendiente $dP/dT$ de la curva de fusión es positiva (caso contrario al agua).

3. Para la reacción: $2\text{SO}_2(g) + \text{O}_2(g) \rightleftharpoons 2\text{SO}_3(g)$, $K_c = 13$ a 900 K. ¿Cuál es el valor de $K_p$ a la misma temperatura? $R = 0{,}0821\text{ atm·L·K}^{-1}\text{·mol}^{-1}$ (1 puntos)

Retroalimentación: $K_p = K_c(RT)^{\Delta n}$, con $\Delta n = 2-(2+1) = -1$. $K_p = 13\times(0{,}0821\times900)^{-1} = 13/73{,}9 \approx 0{,}18$.

4. Para la siguiente reacción: $$\text{NO}(g) + \text{CO}(g) \rightleftharpoons \tfrac{1}{2}\text{N}_2(g) + \text{CO}_2(g) \quad \Delta H = -374\text{ kJ}$$ ¿Qué condiciones favorecen la conversión máxima de reactivos a productos? (1 puntos)

Ninguna de estas condiciones. Alta temperatura y baja presión. Baja temperatura y baja presión. Alta temperatura y alta presión. Baja temperatura y alta presión.

Retroalimentación: La reacción es exotérmica ($\Delta H<0$): la temperatura baja favorece los productos. $\Delta n_{gas} = \tfrac{1}{2}+1-1-1=-\tfrac{1}{2}<0$: la presión alta favorece los productos.

5. Para la siguiente reacción: $2\text{H}_2\text{O}(g) + 2\text{Cl}_2(g) \rightleftharpoons 4\text{HCl}(g) + \text{O}_2(g)$, $K_p = 8{,}0$ a 900 K. Si las presiones iniciales de H₂O(g) y Cl₂(g) son 0,10 atm cada una, y las presiones de HCl(g) y O₂(g) son 0,25 atm cada una, ¿cuál de las siguientes proposiciones es correcta? (1 puntos)

Qp < Kp y la reacción tiene lugar hacia la derecha. Qp > Kp y la reacción tiene lugar hacia la izquierda. Qp < Kp y la reacción tiene lugar hacia la izquierda. Qp > Kp y la reacción tiene lugar hacia la derecha. La reacción está en equilibrio.

Retroalimentación: $Q_p = (0{,}25)^4\cdot(0{,}25)/[(0{,}10)^2\cdot(0{,}10)^2] = (0{,}25)^5/(0{,}10)^4 \approx 9{,}77 > K_p=8{,}0$. Como $Q_p>K_p$, la reacción avanza hacia la izquierda.

6. Para la reacción: $3\text{Fe}(s) + 4\text{H}_2\text{O}(g) \rightleftharpoons \text{Fe}_3\text{O}_4(s) + 4\text{H}_2(g)$ Un aumento en el volumen del recipiente de reacción produce el siguiente efecto sobre el equilibrio: (1 puntos)

No se produce ningún cambio. El valor de Kp disminuye. Se produce más H₂(g). Se produce más H₂O(g). El valor de Kp aumenta.

Retroalimentación: Los sólidos no se incluyen en $K_p$. Los moles de gas son iguales en ambos lados (4 mol H₂O ↔ 4 mol H₂), $\Delta n_{gas}=0$. Un cambio de volumen no desplaza el equilibrio.

7. Para la siguiente reacción: $3\text{Fe}(s) + 2\text{O}_2(g) \rightleftharpoons \text{Fe}_3\text{O}_4(s)$ ¿Cuántos moles de O₂(g) son necesarios para reaccionar con 27,9 moles de Fe(s)? (1 puntos)

Retroalimentación: Según la estequiometría, 3 mol Fe reaccionan con 2 mol O₂. $n(\text{O}_2) = 27{,}9\times\frac{2}{3} = 18{,}6$ mol.

8. Un compuesto de fósforo y azufre utilizado en cabezas de cerillas contiene 56,29 % de P y 43,71 % de S. La masa molar correspondiente a la fórmula empírica de este compuesto es: Masas atómicas: P = 30,97; S = 32,06 (1 puntos)

Retroalimentación: Relación molar P:S $= (56{,}29/30{,}97):(43{,}71/32{,}06) = 1{,}817:1{,}363 \approx 4:3$. Fórmula empírica: P₄S₃. $M = 4(30{,}97)+3(32{,}06) = 220{,}1$ g/mol.

9. Dada la reacción: $\text{Cl}_2(g) + 2\text{NaOH}(aq) \rightleftharpoons \text{NaCl}(aq) + \text{NaOCl}(aq) + \text{H}_2\text{O}(l)$ ¿Cuántos gramos de NaOCl pueden producirse por reacción de 50,0 g de Cl₂(g) con 500,0 mL de NaOH 2,00 M? M(Cl₂) = 70,9 g/mol; M(NaOCl) = 74,5 g/mol (1 puntos)

Retroalimentación: n(Cl₂) = 50,0/70,9 = 0,705 mol (necesita 1,41 mol NaOH). n(NaOH) = 0,500×2,00 = 1,00 mol → NaOH es el reactivo limitante. n(NaOCl) = 1,00/2 = 0,500 mol. m = 0,500×74,5 = 37,2 g.

10. ¿Cuál de los siguientes átomos tiene la primera energía de ionización más alta? (1 puntos)

Retroalimentación: He tiene la primera energía de ionización más alta de todos los elementos (~2372 kJ/mol). Su configuración $1s^2$ con número atómico pequeño implica electrones muy cerca del núcleo y fuertemente atraídos, sin apantallamiento.

11. La molécula HBr: (1 puntos)

No tiene momento dipolar. Tiene un enlace covalente polar. Tiene un enlace covalente no polar. Tiene un enlace doble. Tiene un enlace iónico.

Retroalimentación: H y Br son dos no metales con distinta electronegatividad (H: 2,1; Br: 2,8). El enlace es covalente polar con momento dipolar orientado hacia el Br más electronegativo.

12. La geometría de una molécula que no tiene enlaces múltiples y tiene un átomo central con 5 pares de electrones enlazantes es: (1 puntos)

Retroalimentación: 5 pares enlazantes sin pares solitarios corresponden a geometría de bipirámide trigonal (como PCl₅). La RPECV predice esta geometría para 5 grupos enlazantes.

13. ¿Qué geometrías son posibles para compuestos cuyos enlaces pueden describirse utilizando orbitales híbridos sp³? (1 puntos)

Tetraédrica, angular y bipirámide trigonal. Tetraédrica, lineal y angular. Tetraédrica, trigonal plana y lineal. Tetraédrica, piramidal trigonal y angular. Tetraédrica, piramidal trigonal y lineal.

Retroalimentación: La hibridación sp³ da 4 orbitales. Según los pares solitarios: 0 → tetraédrica (CH₄); 1 → piramidal trigonal (NH₃); 2 → angular (H₂O). La bipirámide trigonal requiere sp³d y la lineal sp.

14. ¿Cuántos moles de Cl₂(g) se producen por electrólisis de una disolución acuosa concentrada de NaCl, si se utiliza una corriente de 2,00 A durante 8,0 horas? $F = 96500\text{ C·mol}^{-1}$ (1 puntos)

Retroalimentación: $Q = 2{,}00\text{ A}\times8{,}0\times3600\text{ s} = 57600\text{ C}$. Ánodo: $2\text{Cl}^-\to\text{Cl}_2+2e^-$ (2 F/mol). $n(\text{Cl}_2) = 57600/(2\times96500) = 0{,}298$ mol.

15. La semirreacción que ocurre en el ánodo durante la electrólisis de cloruro sódico fundido es: (1 puntos)

$\text{Na}^+(l) + e^- \to \text{Na}(l)$ $\text{Cl}_2(g) + 2e^- \to 2\text{Cl}^-(l)$ $2\text{H}_2\text{O}(l) \to \text{O}_2(g) + 4\text{H}^+(aq) + 4e^-$ $2\text{Cl}^-(l) \to \text{Cl}_2(g) + 2e^-$ $\text{Na}(l) \to \text{Na}^+(l) + e^-$

Retroalimentación: En el ánodo ocurre la oxidación. En NaCl fundido, los Cl⁻ se oxidan: $2\text{Cl}^-\to\text{Cl}_2+2e^-$. En el cátodo, Na⁺ se reduce a Na(l). No hay agua presente.

16. Los números atómicos del manganeso y el níquel son 25 y 28 respectivamente. Los iones Mn(II) y Ni(II) son, respectivamente: (1 puntos)

Retroalimentación: Mn (Z=25): [Ar]3d⁵4s² → Mn²⁺: [Ar]3d⁵ (d⁵). Ni (Z=28): [Ar]3d⁸4s² → Ni²⁺: [Ar]3d⁸ (d⁸). Al ionizarse, se pierden primero los electrones 4s.

17. ¿Cuántos moles de iones se producen cuando se disuelve en agua un mol de K₂[Ni(CN)₄]? (1 puntos)

Retroalimentación: $\text{K}_2[\text{Ni(CN)}_4]\to 2\text{K}^+ + [\text{Ni(CN)}_4]^{2-}$. Se producen 3 moles de iones (2 mol K⁺ + 1 mol del complejo aniónico). El ion complejo no se disocia.

18. El carbono natural contiene 1,11 % de carbono-13. Calcule los gramos de carbono-13 que contienen 100,0 kg de metano (CH₄). Masas atómicas: C = 12; H = 1 (1 puntos)

Retroalimentación: Masa de C en 100 kg de CH₄: $100000\times(12/16)=75000$ g. Masa de ¹³C: $75000\times0{,}0111=832{,}5\approx8{,}31\times10^2$ g.

19. ¿Cuál de los siguientes pares de especies químicas son isoelectrónicas? (1 puntos)

Retroalimentación: Ne tiene 10 electrones (Z=10). F⁻ tiene 9 protones + 1 electrón extra = 10 electrones. Ambas especies tienen la misma configuración electrónica $1s^22s^22p^6$.

20. El litio natural contiene dos isótopos, ⁶Li y ⁷Li, con masas atómicas 6,0151 y 7,0160 y abundancias 7,42 % y 92,58 % respectivamente. La masa atómica media del litio es: (1 puntos)

Retroalimentación: $\bar{M} = 6{,}0151\times0{,}0742 + 7{,}0160\times0{,}9258 = 0{,}4463 + 6{,}4966 = 6{,}9429\approx6{,}941$ g/mol.

21. ¿Cuál de las siguientes cantidades de materia contiene el mayor número de moléculas? (1 puntos)

Retroalimentación: El número de moléculas es proporcional a $n=m/M$. H₂O: $5{,}0/18=0{,}278$ mol (mayor). CO: 0,179 mol; CO₂: 0,114 mol; O₃: 0,104 mol; Cl₂: 0,070 mol.

22. ¿Cuáles de las siguientes condiciones darán lugar a una reacción espontánea a cualquier temperatura? (1 puntos)

Retroalimentación: $\Delta G=\Delta H-T\Delta S$. Para $\Delta G<0$ a cualquier temperatura, se necesita $\Delta H<0$ y $\Delta S>0$: ambos términos contribuyen negativamente a $\Delta G$ independientemente de $T$.

23. Para la siguiente reacción: $\text{CaCO}_3(s) \rightleftharpoons \text{Ca}^{2+}(aq) + \text{CO}_3^{2-}(aq)$, $K = 2{,}8\times10^{-9}$ a 25 °C. Calcule $\Delta G°$ a esta temperatura. $R = 8{,}314\text{ J·K}^{-1}\text{·mol}^{-1}$ (1 puntos)

$-48{,}7\text{ kJ·mol}^{-1}$ $+48{,}7\text{ kJ·mol}^{-1}$ $+69{,}9\text{ kJ·mol}^{-1}$ $-21{,}2\text{ kJ·mol}^{-1}$ $+21{,}2\text{ kJ·mol}^{-1}$

Retroalimentación: $\Delta G°=-RT\ln K=-(8{,}314)(298)\ln(2{,}8\times10^{-9})=-(8{,}314)(298)(-19{,}69)\approx+48700\text{ J}=+48{,}7\text{ kJ·mol}^{-1}$. Como $K<1$, $\Delta G°>0$.

24. ¿Cuál de las siguientes proposiciones es cierta? (1 puntos)

Todas estas proposiciones son falsas. Las reacciones espontáneas siempre tienen $\Delta H°>0$. Las reacciones con valores positivos de $\Delta S°$ siempre son espontáneas a alta temperatura. Las reacciones espontáneas siempre tienen $\Delta G°>0$. Las reacciones espontáneas siempre tienen $\Delta H°<0$.

Retroalimentación: Si $\Delta S°>0$, a $T$ suficientemente alta el término $-T\Delta S°$ domina y $\Delta G°<0$ (espontáneo), independientemente de $\Delta H°$. Las demás afirmaciones son falsas en el caso general.

25. Para la reacción: $\text{Hg}(l) \rightleftharpoons \text{Hg}(g)$, $K_p$ a 100 °C es 0,00036 atm. $\Delta G°$ a 100 °C es: (1 puntos)

$-(8{,}314)(100)(2{,}30)\log(0{,}00036)$ $+(8{,}314)(373)(2{,}30)\log(0{,}00036)$ $0$ $+(8{,}314)(100)(2{,}30)\log(0{,}00036)$ $-(8{,}314)(373)(2{,}30)\log(0{,}00036)$

Retroalimentación: $\Delta G°=-RT\ln K_p=-RT\cdot2{,}303\log K_p$. $T=100+273=373$ K. $\Delta G°=-(8{,}314)(373)(2{,}30)\log(0{,}00036)$.

26. Los potenciales estándar de reducción son: $$\text{Ag}^+(aq)+e^-\rightleftharpoons\text{Ag}(s)\quad E°=+0{,}80\text{ V}$$ $$\text{Fe}^{3+}(aq)+e^-\rightleftharpoons\text{Fe}^{2+}(aq)\quad E°=+0{,}77\text{ V}$$ $$\text{Cu}^{2+}(aq)+2e^-\rightleftharpoons\text{Cu}(s)\quad E°=+0{,}34\text{ V}$$ El agente reductor más fuerte es: (1 puntos)

Retroalimentación: El agente reductor más fuerte es el que más fácilmente se oxida, es decir, el par con menor $E°$ de reducción. El par Cu²⁺/Cu tiene $E°=+0{,}34$ V, el más bajo → Cu(s) es el agente reductor más fuerte.

27. Los productos de la electrólisis de MgCl₂ fundido son: (1 puntos)

Retroalimentación: En MgCl₂ fundido (sin agua): cátodo (reducción): Mg²⁺ + 2e⁻ → Mg(l); ánodo (oxidación): 2Cl⁻ → Cl₂(g) + 2e⁻.

28. Si se hace pasar una carga eléctrica de 1020 C a través de una disolución de AgNO₃(aq), calcule el número de moles de plata depositados. $F = 96500\text{ C·mol}^{-1}$ (1 puntos)

Retroalimentación: $\text{Ag}^++e^-\to\text{Ag}$. $n(\text{Ag})=Q/F=1020/96500\approx0{,}0106\approx0{,}010$ mol.

29. En la siguiente reacción, ¿cuál es el agente reductor? $$2\text{Al}(s)+2\text{OH}^-(aq)+6\text{H}_2\text{O}(l)\rightleftharpoons3\text{H}_2(g)+2\text{Al(OH)}_4^-(aq)$$ (1 puntos)

Retroalimentación: El agente reductor es la especie que se oxida. El Al(s) pasa de estado de oxidación 0 a +3 en Al(OH)₄⁻, cediendo electrones. Es el agente reductor.

30. Para la siguiente semirreacción redox: $\text{ClO}^-(aq)\to\text{Cl}^-(aq)$, en medio básico. ¿Cuántos electrones aparecen en la reacción ajustada? (1 puntos)

Retroalimentación: Cl pasa de +1 (en ClO⁻) a −1 (en Cl⁻): ganancia de 2 electrones. Reacción ajustada: $\text{ClO}^-+\text{H}_2\text{O}+2e^-\to\text{Cl}^-+2\text{OH}^-$.

31. ¿Cuál de las siguientes especies químicas actúa solamente como agente reductor? (1 puntos)

Retroalimentación: Na(s) solo puede oxidarse (0 → +1), actuando únicamente como agente reductor. H₂ y S pueden ser tanto oxidantes como reductores; Na⁺ actúa solo como oxidante; F₂ actúa solo como oxidante (el más electronegativo).

32. Para convertir ClO₄⁻ en Cl⁻ se necesita: (1 puntos)

Retroalimentación: Cl pasa de +7 (en ClO₄⁻) a −1 (en Cl⁻), ganando 8 electrones: es una reducción. Para que se produzca una reducción, se necesita un agente reductor que done los electrones.

33. La semirreacción ajustada que representa H₂O₂(aq) actuando como agente oxidante en disolución ácida es: (1 puntos)

$2\text{H}_2\text{O}(l)\to\text{H}_2\text{O}_2(aq)+2\text{H}^+(aq)+2e^-$ $\text{H}_2\text{O}_2(aq)+2\text{H}^+(aq)+2e^-\to2\text{H}_2\text{O}(l)$ $\text{H}_2\text{O}_2(aq)\to\text{O}_2(g)+2\text{H}^+(aq)+2e^-$ $\text{H}_2\text{O}_2(aq)\to\text{O}_2(g)+\text{H}_2(g)+2e^-$ $\text{O}_2(g)+2\text{H}^+(aq)+2e^-\to\text{H}_2\text{O}_2(aq)$

Retroalimentación: Como agente oxidante, H₂O₂ se reduce. O pasa de −1 a −2 (gana 2e⁻). En medio ácido: $\text{H}_2\text{O}_2+2\text{H}^++2e^-\to2\text{H}_2\text{O}$.

34. Si la entalpía de vaporización del agua a 100 °C es 40,7 kJ·mol⁻¹, calcule $\Delta S$ para la vaporización de 1,00 mol de H₂O(l) a esta temperatura. (1 puntos)

Retroalimentación: $\Delta S=\Delta H_{vap}/T=40700\text{ J·mol}^{-1}/373\text{ K}=109\text{ J·K}^{-1}\text{·mol}^{-1}$. El proceso es endotérmico y el sistema gana entropía ($\Delta S>0$).

35. La entropía del universo: (1 puntos)

Retroalimentación: Segunda ley de la termodinámica: $\Delta S_{univ}=\Delta S_{sistema}+\Delta S_{entorno}\geq0$. La entropía del universo siempre aumenta en procesos espontáneos o irreversibles, y permanece constante solo en procesos reversibles ideales.

36. Para una reacción, $\Delta H°=-92\text{ kJ}$ y $\Delta S°=-65\text{ J·K}^{-1}$. Calcule el valor de $\Delta G°$ a 25 °C. (1 puntos)

Retroalimentación: $\Delta G°=\Delta H°-T\Delta S°=-92000\text{ J}-(298)(-65\text{ J·K}^{-1})=-92000+19370=-72630\text{ J}\approx-73\text{ kJ}$.

37. Si el producto de solubilidad del AgBr(s) es $5{,}0\times10^{-13}$ a 25 °C, su solubilidad en agua es: (1 puntos)

$2{,}5\times10^{-6}\text{ mol·L}^{-1}$ $7{,}1\times10^{-7}\text{ mol·L}^{-1}$ $1{,}4\times10^{-6}\text{ mol·L}^{-1}$ El bromuro de plata es completamente insoluble $2{,}5\times10^{-13}\text{ mol·L}^{-1}$

Retroalimentación: $\text{AgBr}\to\text{Ag}^++\text{Br}^-$. $K_{ps}=s^2=5{,}0\times10^{-13}$. $s=\sqrt{5{,}0\times10^{-13}}=7{,}1\times10^{-7}\text{ mol·L}^{-1}$.

38. La relación entre la solubilidad en agua, $s$, y el producto de solubilidad, $K_{ps}$, para el sólido iónico Fe(OH)₃(s) es: (1 puntos)

Retroalimentación: $\text{Fe(OH)}_3\to\text{Fe}^{3+}+3\text{OH}^-$. $[\text{Fe}^{3+}]=s$; $[\text{OH}^-]=3s$. $K_{ps}=s\cdot(3s)^3=27s^4$.

39. ¿Cuál de los siguientes compuestos no es soluble en NaOH(aq) 2,0 mol·L⁻¹? (1 puntos)

Retroalimentación: Fe(OH)₃ no es anfótero y no reacciona con NaOH. NaOH y NaCl son directamente solubles. Be(OH)₂ es anfótero (reacciona con NaOH). CH₃COOH reacciona con NaOH (neutralización ácido-base).

40. El bromuro de plata es más soluble en: (1 puntos)

Retroalimentación: El NH₃ forma el complejo $[\text{Ag(NH}_3)_2]^+$, eliminando Ag⁺ y desplazando el equilibrio de disolución hacia la derecha. NaCl y AgNO₃ reducen la solubilidad por efecto del ion común (Cl⁻ y Ag⁺).

41. Calcule el pH de una disolución saturada de Ca(OH)₂ si su producto de solubilidad es $5{,}5\times10^{-6}$. (1 puntos)

Retroalimentación: $K_{ps}=4s^3=5{,}5\times10^{-6}\Rightarrow s=1{,}113\times10^{-2}$ mol·L⁻¹. $[\text{OH}^-]=2s=2{,}226\times10^{-2}$ mol·L⁻¹. $\text{pOH}=1{,}65$; $\text{pH}=12{,}35\approx12{,}34$.

42. Indique lo que ocurre si se añade 0,01 mol de Cu(ClO₄)₂(s) a 1 L de una disolución de NaIO₃(aq) 0,0010 M. $K_{ps}(\text{Cu(IO}_3)_2) = 7{,}4\times10^{-8}$ (1 puntos)

No se producirá ninguna precipitación. El valor de Kps aumenta en un factor de 0,14. Precipitará espontáneamente NaClO₄(s). El valor de Kps disminuye en un factor de 0,14. Precipitará espontáneamente Cu(IO₃)₂(s).

Retroalimentación: $[\text{Cu}^{2+}]=0{,}01$ M; $[\text{IO}_3^-]=0{,}0010$ M. $Q=(0{,}01)(0{,}0010)^2=1\times10^{-8}<K_{ps}=7{,}4\times10^{-8}$. Como $Q<K_{ps}$, la disolución está insaturada y no precipita Cu(IO₃)₂.

43. Un hidróxido metálico anfótero se caracteriza porque es: (1 puntos)

Soluble en ácidos y bases fuertes pero insoluble en disoluciones acuosas neutras. Soluble en ácidos y bases fuertes y también en disoluciones acuosas neutras. Soluble en ácidos fuertes y en disoluciones acuosas neutras pero insoluble en bases fuertes. Soluble únicamente en exceso de base fuerte. Insoluble en disoluciones acuosas a cualquier valor de pH.

Retroalimentación: Un hidróxido anfótero (p. ej. Be(OH)₂, Al(OH)₃, Zn(OH)₂) reacciona con ácidos fuertes (actuando como base) y con bases fuertes (actuando como ácido), pero es insoluble en agua neutra.

44. ¿Cuál es el estado de oxidación del manganeso en el permanganato potásico, KMnO₄? (1 puntos)

Retroalimentación: En KMnO₄: K(+1) + Mn(x) + 4O(−2) = 0 → $x=+7$. El Mn tiene estado de oxidación +7, el más alto habitual del manganeso.

45. Calcule el pH de una disolución de acetato sódico 1,0 M. $K_a(\text{CH}_3\text{COOH}) = 1{,}7\times10^{-5}$ (1 puntos)

Retroalimentación: $K_b(\text{CH}_3\text{COO}^-)=K_w/K_a=10^{-14}/(1{,}7\times10^{-5})=5{,}88\times10^{-10}$. $[\text{OH}^-]=\sqrt{5{,}88\times10^{-10}}=2{,}42\times10^{-5}$ M. $\text{pOH}=4{,}62$; $\text{pH}=9{,}38$.

46. El pH de una disolución $1{,}0\times10^{-8}$ M del ácido fuerte HCl es: (1 puntos)

Retroalimentación: A esta concentración tan baja hay que considerar el H⁺ del agua. Balance de carga: $[\text{H}^+]^2-10^{-8}[\text{H}^+]-10^{-14}=0$. $[\text{H}^+]\approx1{,}05\times10^{-7}$ M. $\text{pH}\approx6{,}98$ (< 7, pues la solución es ácida).

47. Ordene los siguientes ácidos desde el más fuerte al más débil. $\text{p}K_a(\text{CH}_3\text{COOH})=4{,}76$; $\text{p}K_a(\text{HSO}_4^-)=1{,}99$; $\text{p}K_a(\text{HF})=3{,}17$ (1 puntos)

HF, HSO₄⁻, ácido acético Ácido acético, HSO₄⁻, HF HSO₄⁻, HF, ácido acético Ácido acético, HF, HSO₄⁻ HF, ácido acético, HSO₄⁻

Retroalimentación: Menor pKa = ácido más fuerte. HSO₄⁻ (pKa 1,99) > HF (pKa 3,17) > CH₃COOH (pKa 4,76). Orden de mayor a menor fortaleza: HSO₄⁻ > HF > ácido acético.

48. ¿Cuál de las siguientes sales forma una disolución ácida cuando se disuelve en agua? (1 puntos)

Retroalimentación: NH₄F: $K_a(\text{NH}_4^+)=5{,}6\times10^{-10}$ y $K_b(\text{F}^-)=K_w/K_a(\text{HF})\approx1{,}5\times10^{-11}$. Como $K_a(\text{NH}_4^+)>K_b(\text{F}^-)$, predomina la acidez → pH < 7.

49. En la valoración de un ácido débil con una base fuerte, el pH en el punto de equivalencia es: (1 puntos)

Retroalimentación: En el punto de equivalencia, todo el ácido débil se ha convertido en su base conjugada (p. ej. CH₃COO⁻). Esta base se hidroliza parcialmente: A⁻ + H₂O ⇌ HA + OH⁻, produciendo OH⁻ → pH > 7.

50. ¿Cuál de las siguientes mezclas acuosas no es una verdadera disolución reguladora? (Volumen total: 1 litro.) (1 puntos)

1,0 mol de NH₃ + 0,5 mol de KOH Ninguna de estas disoluciones. 1,0 mol de NH₃ + 0,5 mol de HCl 1,0 mol de NH₃ + 0,5 mol de NH₄Cl 1,0 mol de NH₄Cl + 0,5 mol de KOH

Retroalimentación: Una solución tampón requiere un ácido/base débil con su par conjugado. NH₃ + KOH son dos bases; no hay NH₄⁺ presente → no es tampón. Las demás sí lo son: NH₃+HCl → 0,5 mol NH₄Cl + 0,5 mol NH₃; NH₃+NH₄Cl (tampón directo); NH₄Cl+KOH → 0,5 mol NH₃ + 0,5 mol NH₄Cl.

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