CAJAL TRADICIONAL INGRESO UNIVERSITARIO – QUÍMICA - MEDICINA
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313
SOLUCIONES BUFFERS
INTRODUCCIÓN
SOLUCIONES AMORTIGUADORAS O REGULADORAS, BUFFERS O TAMPONES
Mantener el pH constante es vital para el correcto desarrollo de las reacciones químicas y
bioquímicas que tienen lugar tanto en los seres vivos como, a nivel experimental, en el laboratorio. Los
amortiguadores(también llamados disoluciones amortiguadoras, sistemas tampón o buffers) son
aquellasdisoluciones cuya concentración de protones apenas varíaal añadir ácidos o bases fuertes
(Figura inferior). ¡Ojo! Esto no significa que necesariamente el pH se va a mantener cercano a la
neutralidad o a 7; lo que se va a evitar es que el pH inicial se vea bruscamente modificado.
Cambio de pH tras añadir ácido/base al
agua
Cambio de pH tras añadir ácido/base a
una disolución amortiguadora
Por lo cual, las soluciones amortiguadoras se utilizan para amortiguar o resistir el cambio brusco de
pH de una solución a la que se le agrega una pequeña cantidad de unácido fuerte o de una base
fuerte. Pero su capacidad es limitada.
Estas soluciones están formadas por un par conjugado ácido/base que serán los responsables de la
neutralización ante el agregado de sustancias.
¿Por qué se dice que la capacidad de regulación de estas soluciones es limitada? Porque cuando
uno de los componentes del buffer se consume por completo, la solución pierde su capacidad
amortiguadora. Por eso sólo funciona ante el agregado de pequeñas cantidades de ácidos o bases.
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Tipos de buffers
Como mencionamos, los buffers están formados por un par conjugado ácido/base, de manera que:
- El ácido amortigüe (o neutralice) el agregado de bases fuertes.
- La base amortigüe (o neutralice) el agregado de ácidos fuertes.
De esta forma, los amortiguadores más sencillos están constituidos pormezclas binarias de:
✓ Ácido débil y una sal del mismo ácido. Por ejemplo: HAc/NaAc, H
2
CO
3
/NaHCO
3
,
H
3
PO
4
/NaH
2
PO
4
.
✓ Base débil y una sal de esta base.Por ejemplo:NH
3
/NH
4
Cl.
✓ Dos sales ácidas. Por ejemplo: NaHCO
3
/Na
2
CO
3
, NaH
2
PO
4
/ Na
2
HPO
4
.
Funcionamiento del buffer – Mecanismo de acción
Supongamos un sistema amortiguador constituido por ácido acético(ácido débil) y acetato de sodio
(sal de ácido débil), teniéndose las siguientes reacciones:
HAc=== H
+
+ Ac
-
(a)
NaAc ----- Na
+
+ Ac
-
(b)
Como puede notarse, se tiene un buffer constituido por un
ácido débil -con una determinada concentración, C
a
- y una
sal del ácido débil (base conjugada del ácido débil) -cuya
concentración denominamos C
s
-. Esta solución tendrá un
pH determinado (pH inicial) menor a 7, ya que la solución
es ácida.
Queremos conocer el funcionamiento del buffer frente a
dos casos:
1) el agregado de un ácido fuerte (como por ejemplo,
HCl);
2) el agregado de una base fuerte (como por ejemplo,
NaOH).
Como se mencionó, es de esperar que el pH inicial no varíe significativamente (es decir, que el pH
final sea cercano al inicial), pero ¿por qué?
ACTIVIDADES DE APRENDIZAJE
dfsdgsdgdgsg
1)
Agregado de
Ácido:HCl
2)
Agregado de
Base: Na(OH)
pH final
HAc (C
a
) /
NaAc (C
s
)
pH inicial
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1) Si agregamos un ácido fuerte, este ácido será amortiguado por la base del buffer. En este caso,
la base es el ion Ac
-
(base conjugada del ácido débil) –proporcionado principalmente por la disociación
de la sal, reacción (b)– por lo que los H
+
del ácido fuerte (HCl) reaccionarán con el Ac
-
regenerando el
HAc (ocurre la reacción inversa a la reacción (a)).
H
+
+ Ac
-
=== HAc
Al no aumentar la [H
+
] en solución, se espera que el pH no se vea muy modificado.
2) Si agregamos una base fuerte, la misma será neutralizada o amortiguada por el ácido del
sistema amortiguador, en este caso, el HAc. En cuyo caso, ya hemos visto que la reacción entre un
ácido y una base produce una sal y agua:
NaOH + HAc ---- NaAc + H
2
O
Puede observarse que se regenera la misma sal que ya contiene el sistema, sin verse modificada la
[H
+
] o la [OH
-
] en solución, por lo que el pH inicial no variará de forma significativa.
En ambos casos, los H
+
y OH
-
agregados fueron neutralizados por la base o el ácido del sistema,
entonces el pH no varía significativamente.
Cálculo de pH
¿Cómo calculamos el pH inicial del buffer? ¿Cómo calculamos el pH final tras el agregado de un
ácido o de una base?
Cálculo de pH de sistemas amortiguadores (pH inicial)
Para calcular el pH de un buffer se pueden seguir dos caminos.Una forma es calcular la [H
+
] o la
[OH
-
] de la solución, y luego calcular el pH o pOH, de la siguiente manera:
- Si el buffer está formado por un ácido débil y su sal (o por dos sales):
- Si el buffer está formado por una base débil y su sal:
En cuyos casos, se tendrán los valores de [Ácido] o C
a
con su correspondiente k
a
, [Base] o C
b
con su
correspondiente k
b
y [Sal] o C
s
.
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Por otro lado, se puede calcular el pH o el pOH directamente recurriendo a la ecuación de
Henderson-Hasselbalch:
Actividad 1:
Resuelve.
1) Determina la [H
+
] de una solución de NaLa (lactato de sodio) 0,3 M y HLa (ácido láctico) 0,5 M,
sabiendo que su K
a
= 1,39.10
-4
.
a. 8,34.10
-5
M
b. 1,39.10
-4
M.
c. 2,32.10
-4
M.
d. 4,31.10
-11
M
e. Ninguna opción es correcta.
2) Calcula el pH del sistema anterior.
3) Calcula el pH del sistema amortiguador NH
3
0,15M/NH
4
Cl 0,35M, si la K
b
= 1,8.10
-5
. (¡Ojo!: Este
es un sistema de una base débil y su sal, y se requiere conocer el valor de pH).
4) El pH de un sistema amortiguador ácido fluorhídrico/fluoruro de sodio es de 4,5. Si la
concentración inicial del ácido es 0,07M, calcula la concentración molar de la sal. (K
a
= 6,8.10
-4
).
Cálculo de pH de sistemas amortiguadores frente al agregado de ácidos o bases fuertes (pH final)
Como determinamos anteriormente, se espera que el pH inicial del sistema amortiguador varíe poco
frente al agregado de un ácido o de una base fuerte.
Si se agrega un ácido fuerte, el pH debiera descender levemente; mientras que si se agrega una
base fuerte, el pH debiera aumentar levemente. Si se requiere conocer el valor numérico de dicho
cambio se pueden utilizar las siguientes ecuaciones, según lo que se tenga:
1) Agregado de un ácido fuerte: En este caso ya determinamos que el ácido reaccionará con la
base del buffer, por lo que se espera que la [Base] inicial disminuya en la misma proporción que se
genera ácido en el sistema.
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Siguiendo con el caso anterior:
H
+
+ Ac
-
=== HAc
Inicio: C
aa
C
s
= [Sal] C
a
= [Ácido]
Final: - C
s
- C
aa
C
a
+ C
aa
Siendo C
aa
la [Ácido agregado].
Dado que la reacción es estequiométrica y se agrega una pequeña cantidad de ácido fuerte, de
manera que este reactivo se consuma completamente (reactivo limitante), se cumple que la
concentración de la sal al final será la inicial menos la concentración del ácido agregado, y la
concentración del ácido final será la inicial más la concentración del ácido agregado.
Por lo cual:
2) Agregado de una base fuerte: En este caso ya determinamos que la base agregada reaccionará
con el ácido del buffer, por lo que se espera que la [Ácido] inicial disminuya en la misma proporción
que se genera base en el sistema.
Siguiendo con el caso anterior:
NaOH + HAc ------ NaAc + H
2
O
Inicio: C
ba
C
a
= [Ácido] C
s
= [Sal]
Final: - C
a
– C
ba
C
s
+ C
ba
Siendo C
ba
la [Base agregada].
Nuevamente, dado que la reacción es estequiométrica y se agrega una pequeña cantidad de base
fuerte, de manera que este reactivo se consuma completamente (reactivo limitante), se cumple que la
concentración de la sal al final será mayor (se genera más sal cuando reacciona el ácido débil con la
base fuerte), y la concentración del ácido final será menor, dado que algo de este ácido se consumió
al reaccionar con la base agregada.
Por lo cual:
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Actividad 2:
1) Si se agregan 0,1 moles de KOH a un litro de una solución que contiene un mol de HF y un mol
de NaF, ¿qué esperas que suceda?
2) Calcula el pH del buffer del ejercicio anterior, sabiendo que K
a
= 6,8 x 10
-4
.
3) Si a un litro de solución formada por HAc 0,04 M con NaAc 0,3 M se le agregan 0,08g de HNO
3
,
calcular el pH de la solución final (Ka = 1,8.10
-5
).
Capacidad amortiguadora – Efectividad del Buffer
¿Todos los buffers son igualmente efectivos? ¿De qué depende la efectividad del buffer?
No todos los buffers regulan de la misma forma el agregado de ácidos o de bases fuertes, esto
depende de la composición del sistema amortiguador; principalmente, de las concentraciones del par
conjugado ácido/base. Ya que, si la concentración del ácido es mayor que la de su base, este buffer
será más efectivo para neutralizar bases; mientras que si la concentración de la base es mayor que la
de su ácido, este amortiguará mejor el agregado de ácidos, y no de bases.
Favorece el agregado de bases fuertes.
Favorece el agregado de ácidos fuertes.
Se encuentra en su máxima capacidad reguladora
Puede observarse que, en el último caso, si [Ácido] = [Base], considerando por ejemplo un buffer
formado por un ácido débil y su sal (en cuyo caso [Base] = [Sal]), se tiene:
En el caso en que las concentraciones del ácido o de la base sean iguales a la de su sal, podrán
simplificarse sus valores en las ecuaciones anteriores, obteniéndose pH = pk
a
o pOH = pk
b
.
<
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Actividad 3:
Resuelve.
1) ¿Qué mezcla usarías para preparar una solución buffer de pH = 4,7 con su máxima capacidad
amortiguadora? Justifica tu respuesta.
a. 100 ml de NH
3
0,1 M con 100 ml de NH
4
Cl 0,1 M porque la pKb = 4,7
b. 100 ml de acético 0,1 M con 100 ml de acetato 0,1 M con pKa = 4,7
c. 100 ml de acético 0,1 M con 100 ml de acetato 0,2 M con pKa = 4,7
d. 100 ml de fórmico 0,2 M con 100 ml formiato 0,2 M con pKa = 3,7
e. 100 ml de HCl 0,1 M con 100 ml de NaCl 0,1 M
ALGUNAS CONSIDERACIONES:
✓ Cuando un buffer se prepara mezclando volúmenes iguales, no se calculan concentraciones
nuevas.
✓ Cuando un buffer se prepara mezclando volúmenes diferentes, se calculan concentraciones
nuevas con la siguiente fórmula:
✓ Cuando a un buffer se le agrega un ácido o base fuerte, siempre se calculan las concentraciones
nuevas (independientemente si se mezclen volumen iguales o diferentes) de la forma descrita.
1) Calcula el número de moles de NaCH
3
COO (acetato de sodio) que deben emplearse para
preparar 1 L de una solución amortiguadora que contiene 0,1 mol/L de CH
3
COOH (ácido acético) y
tiene un pH de 4,85. K
a
= 1,8x10
-5
2) ¿Cuántos moles de NH
4
Cl hay que agregar a un litro de solución 0,150 M de NH
3
para obtener
un buffer de pH 8,90? K
b
= 1,8.10
-5
a- 0,172
b- 1,720
c- 0,340
d- 1,156
e- 0,156
EJERCICIOS INTEGRADOS
dfsdgsdgdgsg
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3) Se quiere preparar 1 L de una disolución amortiguadora de pH neutro, empleando una mezcla
de sales NaH
2
PO
4
y Na
2
HPO
4
. Si se tienen 2,5 moles de NaH
2
PO
4
¿cuántos moles de Na
2
HPO
4
habrá
que emplear? Las constantes de disociación del ácido fosfórico son:
K
1
= 7,1×10
-3
K
2
= 6,2×10
-8
K
3
= 4,4×10
-13
.
Tené en cuenta que debés seleccionar la constante adecuada para tu buffer según su reacción de
disociación: H
3
PO
4
/H
2
PO
4
-
(K
1
), H
2
PO
4
-
/ HPO
4
-2
(K
2
), HPO
4
-2
/ PO
4
-3
(K
3
).
4) Existen diferentes sistemas reguladores del pH tanto dentro de la célula como en el medio
extracelular. Uno de los sistemas reguladores del pH dentro de las células está formado por HPO
4
2-
/H
2
PO
4
-
.
Considera que el pH intracelular de un miocito (célula muscular) es de 6,8 y determine cuál de las
siguientes afirmaciones es correcta. (Dato: Ka
2
=6,3.10
-8
)
a- El buffer HPO
4
2-
/H
2
PO
4
-
no puede mantener el pH dentro del miocito porque su pKa no es 6,8.
b- Dentro del miocito la relación HPO
4
2-
/H
2
PO
4
-
es igual a 1.
c- La concentración intracelular de HPO
4
2-
en el miocito es menor que la de H
2
PO
4
-
.
d- En el miocito, el buffer HPO
4
2-
/H
2
PO
4
-
amortigua mejor los cambios de pH producidos por
ácidos que los producidos por bases.
e- El valor de la relación HPO
4
2-
/H
2
PO
4
-
dentro de la célula muscular es 2,5.
5) Determine la [H
+
] de 1L de solución de NaFo (formiato de sodio) 0,3 M y HFo (ácido fórmico) 0,5
M, sabiendo que su K
a
= 1,8.10
-4
.
a- 8,34.10
-5
M
b- 3.10
-4
M.
c- 2,17.10
-2
M.
d- 4,31.10
-11
M
e- Ninguna opción es correcta.
6) Marque la opción correcta respecto a la solución buffer de ejercicio anterior.
a- La solución se encuentra en su máxima capacidad reguladora.
b- El buffer regula mejor el agregado de bases fuertes.
c- Al diluir la solución, su pH disminuye.
d- La solución tiene un pH mayor a 7.
e- El pH es igual al pKa.
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7) Calcula el pH final si a 500ml del buffer del problema anterior se le adicionan 0,04 g de NaOH.
a- 3,53
b- 3,84
c- 2,94
d- 2,02
e- Ninguna es correcta
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322
EQUILIBRIO QUÍMICO: GUÍA EJERCICIOS
1- Llega al laboratorio una solución cuya [H
+
] es 1x10
-4
; ¿Cuál de los siguientes datos son correctos?
a. Es una solución ácida
b. pH=3
c. pOH=10
d. [H+]=10
-3
e. a y c son correctas
2- El agua es:
a. Un electrolito débil
b. Su K
dis
es igual a 1x10
-14
c. La [H
+
] es igual a [OH
-
]
d. Si es pura no conduce la electricidad
e. Todo es correcto
3- Poseo una solución formada por 0,003moles de LiOH en 1200 ml, considero correcto:
a. pH= -11,4
b. Solución básica
c. pOH= 5,60
d. b y c son correctas
e. Todas son correctas
4- Si tengo 200ml de una solución de HCl que tiene una concentración de 1x10
-4
M. ¿Cuál será su pH y
pOH?
Opciones
pH
pOH
a)
10
4
b)
4
10
c)
9,3
4,7
d)
4,7
9,3
e)
Ninguna opción es correcta
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323
5- El pH de una solución de Ba(OH)
2
es de 11,5. Cuál será la molaridad de dicha solución?
a. 3,16x10
-12
M
b. 316,23M
c. 3,16x10
-3
M
d. 3,16x10
11
M
e. 1,58x10
-3
M.
6- Se mezclan 25 ml de solución de HBr 0,10N con 10 ml de solución de hidróxido de potasio 0,20N y
se completa con agua destila da hasta un volumen final de 100 ml. ¿Cuántos miliequivalentes de
bromuro de potasio se forman?
a. 2,5
b. 0,05
c. 0,5
d. 4,5
e. 2,0
7- ¿Cuál es el pH de la solución final obtenida?
a. 11,7
b. 1,0
c. 12,3
d. 2,3
e. 1,7
8- ¿Cuál es la concentración necesaria para que una disolución acuosa de HClO
2
(K
a
=7,25.10
-10
) tenga
un pH de 4,5?
9- Calcula las concentraciones de H
+
, F
-
y HF en una disolución 0,010 M de HF (K
a
=3,53.10
-4
).
10- Calcula el pH de 1,00 L de disolución que contienen 2,48 g de NH
3
(K
b
=1,81.10
-5
)
11- La constante de disociación del ácido láctico a 25 °C es 1,4.10
-4
y la del ácido benzoico 6,0.10
-5
.
¿Qué concentración debe tener una disolución de ácido benzoico para dar un pH igual a una disolución
de ácido láctico 0,10 M?
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324
12- En el plasma sanguíneo (pH=7,35) se encuentran diferentes solutos en solución, que pueden
estar disociados o no, de acuerdo a sus propiedades ácido-base.
Indique para los siguientes solutos: Glicerol, NH
3
, ácido úrico y KCl, la especie química predominante
al pH del plasma.
Datos: pKb
NH3
= 4,75 pKa
ác. úrico
= 5,75
Glicerol NH
3
ácido úrico KCl
a- Molécula amoníaco ácido úrico molécula
b- Ión amonio urato molécula
c- Molécula amonio urato catión y anión
d- Molécula amonio molécula iones
e- Molécula molécula urato iones
13- Dada una solución acuosa de ácido láctico HLa 0,07 M y pH = 2,5; resuelve las siguientes
actividades y luego marca la opción correcta.
I. Plantee la constante de equilibrio para la disociación del ácido láctico.
II. Calcula la constante de equilibrio.
a- Ka = [H
+
] . [La
-
] = 1,4.10
-4
[HLa]
b- Ka = [H
+
] . [La
-
] = 4,5.10
-4
[HLa]
c- Ka = [HLa] = 1,8.10
-5
[H
+
].[La
-
]
d- Ka= [H
+
] . [La
-
] = 1,5.10
-6
14- Dadas las siguientes soluciones salinas:
SAL
pH
I) Cianuro de sodio
A) Neutro
II) Cloruro de amonio
B) Ácido
III) Nitrato de potasio
C) Básico
Datos:
Ácido clorihídrico
Ka= ∞
Hidróxido de sodio
Kb= ∞
Ácido nítrico
Ka= ∞
Hidróxido de potasio
Kb= ∞
Ácido cianhídrico
Ka= 6,0∙10
-10
Amoníaco
Kb= 1,8∙10
-5
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325
a. I-A II-B III-C
b. I-B II-A III-C
c. I-B II-C III-A
d. I-A II-C III-B
e. I-C II-B III-A
15- Lee los siguientes enunciados y selecciona la opción correcta:
I. El pH de una solución de una sal proveniente de un ácido fuerte y una base débil es menor a 7.
II. Si el HCN es un ácido débil, el anión CN
-
no hidroliza.
III. Una solución de NH
4
Cl tendrá un pH básico porque hidroliza la base débil, (Kb=1,8.10
-5
).
IV. Cuando mayor es la fuerza de un ácido, más débil es su base conjugada.
a. I
b. I y IV
c. II
d. II y III
e. Ninguna
16- Una solución de NH
4
NO
3
, cuya concentración es de 0,01M con una K
b
=1,75.10
-5
y Ka=∞, tiene
un pH de:
a. 5,6
b. 7
c. 2,5
d. 9,3
e. Ninguna es correcta
17- Tenemos 1L de solución buffer constituida por H
2
CO
3
/NaHCO
3
. Para conocer el pH se aplica la
siguiente ecuación, donde están consignados los datos necesarios:
pH= 6,37 + log (0,04 M/ 0,02 M)
De acuerdo a ella, señala la/s afirmación/es correcta/s:
I. El pH es 6,67.
II. La concentración del ácido es mayor que la de la sal
III. Cuando se agregan 10 ml de NaOH 0,1 M el pH alcanza valores inferiores a 6,67.
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326
Las alternativas son:
a. I
b. II
c. III
d. I y II
e. e- Todas
18- Si se agregan 0,4 g de NaOH sólido a 1 L de una solución buffer formada por CH
3
COOH 0,1 M
y CH
3
COONa 0,1 M, ¿Cuál será el pH obtenido? Suponga que el volumen no cambia debido al
agregado del sólido. (K
a
: 1,8x10
-5
)
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327
RESPUESTAS
1
e
2
e
3
b
4
b
5
e
6
e
7
d
8
1,38 M
9
1,88.10
-3
M
10
11,21
11
0,23
12
c
13
a
14
e
15
b
16
a
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