Año: 2021

Guía N : 4 Cinética Química Grado:

ONCE

Área: Ciencias Naturales y Medio

Ambiente

Asignatura: QUÍMICA

Docente (s): JAIME JOSÉ MAYA TOBAR TIEMPO: 20 Días

INTRODUCCIÓN: En una reacción química, además de conocer los compuestos que intervienen, es importante saber qué tan rápido reaccionan y los factores que determinan esta velocidad. Así, es posible modificar o alterar el curso de la reacción para buscar mayor eficiencia.

ACUERDOS: los siguientes aspectos se deben tener muy en cuenta para el éxito y aprendizaje de los contenidos contemplados en la guía de estudio desde la virtualidad. - Las explicaciones de la guía de estudio y recepción de talleres de aplicación práctica se hará únicamente por la plataforma virtual

edmodo. - Puntualidad al reportar asistencia; participación activa, disposición, voluntad e interés en cada una de las asesorías.

Hacer una lectura y repaso metódico-analítico de cada uno de los contenidos contemplados en la presente guía de estudio, que le permitirán determina el valor de la concentración de los iones hidrogeno e hidroxilo en agua pura e indicar que sucede con dichas

concentraciones cuando se agrega un ácido o una base al agua.

- Desarrollar el taller de aplicación de la teoría estudiada, justificando debidamente cada una de las respuestas.

CRITERIOS DE EVALUACIÓN: además de los criterios contemplados en los acuerdos se tendrá en cuenta los criterios de evaluación consignados en el SISTEMA institucional de evaluación y promoción de estudiantes SIEAPE. El componente 70% conocer y hacer: estudiantes que desarrollan clases virtuales el 70% se evalúa con el desarrollo de la guía y participación en las clases, el 30% restante presentación de una prueba escrita virtual o presencial, los estudiantes que trabajen bajo el desarrollo de guías en físico; el 70% el desarrollo de la guía y el otro 30% presentarán prueba escrita virtual o presencial.

1. CONCEPTOS BASICOS

Cinética Química

Es la parte de la química que estudia la velocidad de las reacciones y

los mecanismos por los cuales se producen estas.

Reacción Química

Es la acción recíproca entre dos o más sustancias que involucra la

transformación de una o varias de ellas en otra u atrás diferentes.

Reaccionantes Productos.

La sustancias que se transforman se denominan reaccionantes o

reactantes, y las que se producen se llaman productos.

En el transcurso de una reacción química, la concentración del

reaccionante disminuye gradualmente, y la del producto aumenta.

A2 + B2 2AB

[AB]

[A] [B]

Velocidad de Reacción

La velocidad de una reacción es la rapidez con la que se forman los

productos o se consumen los reactivos involucrados en dicha reacción.

Algunas reacciones químicas son tan rápidas que se realizan en una

fracción de segundo, por ejemplo, las que ocurren entre un ácido y una

base inorgánicos, la explosión de glicerina, la combustión de gasolina

etc. Otras son extraordinariamente lentas que requieren, meses y aún

millones de años parque ocurran, por ejemplo la formación de carbón, del petróleo y de los minerales en la corteza terrestre.

Entalpía o contenido calórico:

Los cambios tanto físicos como químicos se acompañan casi siempre

de desprendimiento o consumo de energía, lo cual, por lo general, se

halla en forma de calor.

Esta ganancia o pérdida de calor se atribuye a un cambio en el

contenido calórico de las sustancias que participan en el proceso. El contenido calórico se denomina entalpía y se representa por H. La

entalpía no puede medirse directamente, pero el calor que se consume

o se produce en una reacción sí, estableciendo la diferencia entre la

entalpía de los productos y la entalpía de las sustancias que participan como reaccionantes. El símbolo de este cambio de entalpía es H (

significa cambio en), que es la entalpía de los productos menos la

entalpía de los reactivos.

H reacción = H productos – H reaccionantes = calor de reacción

En una reacción endotérmica se absorbe calor y, por con siguiente, la

entalpía o contenido de calor de los productos es mayor que el de los reactivos; el signo de H es positivo; hablamos entonces de entalpía

positiva.

Se absorbe calor cuando H > 0 (reacción endotérmica)

En caso contrario en la reacción exotérmica, en la que se libera calor

durante el proceso y la entalpía de los productos es menor que la de los

reactivos; H tiene signo negativo; hablamos entonces de entalpía negativa.

Hay liberación de calor cuando H < 0 (reacción exotérmica)

2. TEORIA DE LAS COLISIONES

Esta teoría intenta explicar la variación de la velocidad de una reacción química y sus mecanismos. Sostiene que para que dos moléculas

reaccionen deben primero chocar o colisionar y entonces la velocidad

de reacción será proporcional al número de moléculas que choquen.

Pero no todos los choques resultan efectivos. Las moléculas reaccionan

únicamente si al colisionar poseen un cierto valor de energía, llamado

energía de activación. Sin embargo algunas moléculas, aunque tengan la energía requerida, no reaccionan, ya que no poseen la orientación

adecuada.

De manera que los reactivos para convertirse en productos no lo hacen directamente, sino que primero deben adquirir energía suficiente para

sobrepasar una barrera de energía de activación y orientación

apropiada. Así, la velocidad de reacción es directamente proporcional

al número de moléculas con colisiones efectivas.

H2 + Cl2 2HCl

Colisión efectiva hubo reacción

Colisión no efectiva no hubo reacción

En conclusión, la velocidad de una reacción depende del porcentaje de

moléculas que chocan, de la energía de activación y del factor de orientación.

3. FACTORES QUE AFECTAN LA VELOCIDAD

DE REACCION

Teniendo en cuenta los planteamientos de la teoría de la colisiones, cualquier condición que afecte la ocurrencia de choques efectivos,

afectará igualmente la velocidad de reacción. Experimentalmente se

ha establecido que los principales factores determinantes de la

velocidad de reacciones químicas son:

3.1 Naturaleza De Los Reactivos.

Las diversas sustancias se diferencian entre si por la velocidad con que

ocurren en ellos los fenómenos químicos; esto tiene naturalmente, estrecha relación con la estructura electrónica y de los átomos,

ordenamiento especial de los átomos en las moléculas, tipo y numero

de enlaces. Estos factores incluyen en la naturaleza de la sustancias y

por tanto en la afinidad relativa de los reactivos. Por ejemplo., la estructura electrónica del potasio (su naturaleza) con su electrón

exterior más alejado del núcleo que el del sodio, es cedido mas

fácilmente al hidrogeno del agua. El sodio tiene menor afinidad con el

hidrogeno que el potasio debido a su estructura electrónica (su naturaleza).

3.2 Superficie De Contacto.

Mientras más puntos de contacto haya entre las sustancias

reaccionantes, la reacción ocurrirá más rápido. Por ejemplo, Si a 2 ml

de HCl diluido en un tubo de ensayo agregamos limaduras de hierro,

observamos que la reacción es más rápida, que si la misma cantidad de

hierro se agrega en una sola lámina.

3.3 Concentración De Los Reactivos

Al aumentar la concentración de las sustancias reaccionantes, se

aumenta la probabilidad de choque entre sus moléculas, y por tanto la

cantidad de colisiones efectivas. Por ejemplo, un trozo de carbón arde

con dificultad si la combustión se realiza en presencia de poco oxígeno, pero si aumentamos la concentración de este gas, la combustión se

realiza rápidamente.

Cuando los reactivos son gases, un aumento en la presión del sistema genera un aumento del número de moléculas por unidad de área, lo

que se traduce en un aumento de la concentración que lleva a su vez a

una aceleración del proceso.

3.4 Temperatura

En términos generales , la velocidad de una reacción química, a condiciones determinadas, crece con el aumento de temperatura,

debido a que aumenta el movimiento de las partículas, el numero de

impactos por unidad de tiempo, y en consecuencia la proporción de

moléculas con suficiente energía para reaccionar. Normalmente una elevación de temperatura en 10ºC, aumenta la

velocidad de la reacción al doble, pero para algunas reacciones la

velocidad llega a ser 3 ó 4 veces mayor.

3.5 Catalizadores

Un catalizador es una sustancia que afecta la velocidad de una

reacción, ya sea incrementándola o retardándola. Los catalizadores se

caracterizan por que son necesarios en muy bajas concentraciones y

por qué no son muy consumidos o transformados al final de la

reacción. En ocasiones un catalizador puede intervenir en la reacción formando compuestos intermedios, que sirven de puente para la

formación de los productos, pero al finalizar la reacción, la sustancia

catalizadora siempre queda libre e inalterable.

El proceso general de alteración de la velocidad a través del empleo de

catalizadores, recibe el nombre de de catálisis. Cuando una sustancia

actúa acelerando la reacción general se denomina catalizador positivo,

mientras que si la retarda se denomina catalizador negativo o inhibidor.

4 EQUILIBRIO QUIMICO En la mayoría de las reacciones los reactivos se transforman

completamente en los respectivos productos. Algunas reacciones, no

obstante, no llegan a completarse porque los productos reaccionan

entre sí para reconstruir los reactivos. De estas reacciones decimos que son reversibles, y para identificarlas utilizamos una doble flecha, tal

como se indica en la siguiente ecuación:

A + B C + D

Según esta ecuación, los reactivos A y B se combinan para formar los

productos C y D, pero estos, a su vez, interactúan para regenerar los reactivos. La reacción directa, de reactivos a productos empieza tan

pronto se mezclan A y B, y su velocidad va disminuyendo a medida

que se van consumiendo los reactivos. La reacción inversa, de

productos a reactivos, comienza lentamente luego de formarse las

primeras partículas de los productos, pero se va acelerando a medida

que aumenta la concentración de estos.

Finalmente llega un momento en que la velocidad de la reacción

inversa se hace igual a la de la reacción directa, en este momento la reacción a alcanzado un estado de equilibrio que se conoce como

equilibrio de reacción o equilibrio químico.

Equilibrio químico, es entonces aquel estado de una reacción en el

que las velocidades directa e inversa son iguales. Una vez alcanzado el equilibrio, las concentraciones de las distintas sustancias participantes

en la reacción (reactivos y productos) permanecen constantes.

4.1 Reacciones Reversibles e Irreversibles

En las reacciones irreversibles se forman

siempre productos terminados, el rendimiento es del 100%, y los productos no tienen tendencia a

reaccionar entre sí para dar de nuevo las sustancias

iniciales. Por ejemplo, la combustión de un

fósforo, la cocción de algún alimento.

En las reacciones reversibles los

productos pueden reaccionar entre si

para originar nuevamente los reactivos iniciales; en estas condiciones la

transformación química es incompleta,

pues sólo una parte de reactivo limite se

a consumido, y conduce a un estado de equilibrio dinámico en el cual las velocidades de las dos reacciones

opuestas se igualan. A este equilibrio dinámico se denomina equilibrio

químico.

Equilibrio químico es un estado dinámico en el cual reactivos y

productos se descomponen y se forman a la misma velocidad, siendo

constante la concentración de éstos, por ejemplo.

H2 + I2 2HI

H2 +3N2 2NH2

4.2 Ley de Acción de Masas

Dice que la velocidad de una reacción química es proporcional al

producto de las masas activas de las sustancias reaccionantes. La

expresión masa activas hacen referencia a las concentraciones de las

sustancias que participan en la reacción que se enuncia en una.

4.3 Constante de Equilibrio Es el producto de las concentraciones, en moles por litro, de los

productos; dividido por el producto de las concentraciones, en moles

por litro, de los reactivos elevados todas las concentraciones a un

exponente igual a su coeficiente en la ecuación química balanceada por

ejemplo.

Para la reacción:

H2 + I2 2HI

[HI]

Ke = [H2] [I2]

4.3.1 Significado de la Constante de Equilibrio

SI la Ke > 1 la concentración de los productos es mayor que la

concentración de los reactivos. Esto significa que la reacción es

favorable en el sentido de formación de los productos.

Si la Ke < 1 la concertación de los productos es menor que la

concentración de los reactivos. En este caso se presenta una situación

desfavorable en la formación de productos, pues predomina la formación de reactivos.

Si la Ke = 1 la concentración de los productos es igual a la

concentración de los reactivos. Esto significa que la reacción no favorece la formación de ninguno de las dos.

4.4. Factores Que Afectan El Equilibrio Químico

Cuando un sistema que se encuentra en equilibrio se somete a una

acción externa que lo perturbe, el equilibrio se desplaza hasta alcanzar

nuevamente el equilibrio.

4.4.1 Principio de Henry Le Chatelier

Establece el efecto que produce sobre un sistema en equilibrio cualquier perturbación externa.

Dice, “si un sistema en equilibrio se somete a

cualquier causa externa perturbadora, el

equilibrio se desplaza en el sentido de oponerse al

cambio, restableciendo el equilibrio”.

De aquí se deduce que si aumenta la

concentración, el sistema se desplazará en la dirección de consumir el exceso de reactivo; si se aumenta la presión, la reacción se desplazará

hacia donde hay una disminución de volumen; si se aumenta la

temperatura, la reacción se desplazara en el sentido de la reacción

endotérmica.

4.4.2 Efecto De La Concentración

Según la ley de acción de masas, la velocidad de una reacción aumenta

proporcionalmente con el aumento de concentración de sus reactivos.

De igual manera, cuando se disminuye la concentración de uno de los reactivos, el sistema se reajustará reponiendo lo que se perdió,

desplazando el equilibrio hacia la dirección que produzca la especie

faltante.

Debe quedar claro que un cambio en las concentraciones de cualquiera

de los compuestos presentes, afectan las concentraciones en el estado

de equilibrio más no la constante de equilibrio, Ke.

4.4.3 Efecto De La Temperatura.

Los cambios de temperatura del sistema ocasionarán un aumento en la velocidad de reacción, en la dirección en la que se absorba calor, es

decir, favoreciendo la reacción endotérmica.

4.4.4. Efecto De La Presión

El efecto de la presión se hace evidente en reacciones gaseosas, puesto que al cambiar la presión, se cambia también el volumen. Un aumento

en la presión favorecerá la reacción que implique una disminución del

volumen ocupado. En cambio si disminuye la presión, se favorecerá la

reacción en la que se ocupe un mayor volumen es decir, donde haya mayor número de partículas.

5 EQUILIBRIO EN SOLUCIONES

5.1 Electrólitos

Un electrolito es una sustancia que se ioniza, es decir, que se disocia,

dando lugar a los iones correspondientes. El resultado es una solución

conductora de la corriente eléctrica. Ejemplos de solución de electrolitos son las soluciones acuosas de sales, ácidos o bases.

Cuando un soluto no se disocia en iones, si no que por el contrario

conserva su naturaleza molecular,

se forma una solución que no

conduce la corriente eléctrica. Este tipo de soluciones se conoce

como soluciones moleculares o de

no electrolitos. La mayoría de la sustancias orgánicas, como

hidrocarburos y azucares, forman soluciones de no electrolitos.

Por lo tanto, los electrolitos fuertes son compuestos que se disocian

prácticamente en su totalidad, dando lugar a soluciones que conducen

bien la corriente eléctrica. Por el contrario los electrolitos débiles son sustancias que se ionizan solo en pequeñas proporciones, dando origen

a soluciones que no conducen adecuadamente la electricidad.

Hay tres clases de electrólitos fuertes:

Los ácidos fuertes: son ácidos que forman soluciones acuosas

diluidas, en las cuales cerca del 100% de las moléculas se ionizan.

Los más comunes son H2SO4, HCl, HNO3, HBr, HClO4 y HI,

Las bases fuertes: Se forman generalmente con los metales del

grupo IA y algunos de los grupos IIA. AI igual que los ácidos

fuertes, las bases fuertes se caracterizan porque se ionizan casi completamente en soluciones acuosas diluidas.

Las sales solubles: La mayor parte de las sales solubles son

compuestos iónicos, tanto en estado solidó como en solución.

5.2 Conceptos y Teorías Sobre Ácidos Y Bases

5.2.1 Teoría Clásica De Svante Arrhenius

Arrhenius propuso que un ácido es una sustancia que cuando se disuelve en agua

incrementa la concentración de iones

hidrogeno, H+. Mientras que, una base se

define como toda sustancia capaz de incrementar la concentración de iones

hidroxilos, OH- ; en solución acuosa.

5.2.2 Teoría Del Intercambio Protónico de Bronsted –

Lowry

Un ácido es una especie capaz de ceder uno o

más protones (iones H+), en tanto que una

base es una sustancia capaz de aceptar dichos protones.

5.2.3 Teoría Electrónica de Gilbert

Lewis

Un ácido es una molécula o grupo atómico

que posee un átomo cuya envoltura electrónica periférica está incompleta y

puede aceptar, para completarla, un par de

electrones de algún átomo de la otra

molécula.

Una base se define como aquella molécula o

grupo atómico que posee un átomo que tiene un par electrónico

libre, el cual puede ceder a un átomo de otra molécula que lo necesita para completar una estructura electrónica estable.

Los ácidos son pues aceptores de electrones, agentes oxidantes,

agentes electrofílicos. Y las bases, donadores de electrones, agentes reductores, agentes nucleofílicos.

5.3 Equilibrio Iónico Del Agua

El agua pura es un electrolito débil posee una reducida capacidad

para conducir la electricidad. El proceso de disociación se

presenta mediante la siguiente reacción:

H2O H+ +OH-

Por lo tanto se puede deducir su constante de equilibrio

[H+] [OH-]

Ke =

[H2O]

Despejando tenemos

Ke = [H2O] = [H+] [OH-]

El producto Ke x [H2O] se representa por Kw denominada como

constante del producto iónico del agua, por lo tanto:

Kw = [H+] [OH-]

Experimentalmente se ha demostrado que a 25 ºC la concentración

molar de iones H+ y OH- son iguales y tienen un valor de:

[H+] = 10-7 mol / L [OH-] = 10-7 mol / L

Kw = 10-7 mol / L x 10-7 mol / L

Kw = 10-14

5.3.1 Soluciones Neutras, Acidas Y Básicas

Todas las soluciones en las que las concentraciones de iones H+ y

OH- son iguales a 10-7, se concederán neutras, como el agua pura. Una solución con mayor concentración de iones H+ que OH-, se considera

acida. En cambio, si la concentración de los iones OH- es mayor que la

H+, la solución será básica en resumen.

Solución neutra:

[H+] = [OH-] [H+] = 10-7 [OH-] = 10-7

Solución ácida:

[H+] > [OH-] [H+] >10-7 [OH-] < 10-7

Solución básica:

[H+] < [OH-] [H+] <10-7 [OH-] >10-7

5.3.2 Potencial de Hidrógeno o pH

El pH de una solución acuosa es igual al logaritmo negativo de la

concentración de iones H+

pH = log 1 pH = - log [H+]

[H+]

Si el medio es ácido, el pH es < 7, y si es básico, el pH es > 7. Cuanto

mayor sea la concentración de H+, menor será el pH, y viceversa.

Una escala semejante a la escala del pH puede usarse para expresar la

concentración en iones hidroxilo de las soluciones. El pOH se define

como el logaritmo negativo de la concentración molar de iones OH-

pOH = -log [OH-]

Como: Kw = [H+] [OH-] = 10-14

Obtenemos una expresión útil, usando logaritmos negativos.

pH + pOH =14

Aumenta basicidad

Neutralidad

Aumenta acidez

TALLER DE APLICACIÓN PRÁCTICA

Conteste las siguientes preguntas de selección múltiple con única

respuesta y justifíquelas debidamente.

1. En las reacciones irreversibles lo reactivos disminuyen su

concentración, mientras los productos la aumentan. La

gráfica que mejor representa la reacción:

2A3 + 3B2 6AB

Sería:

A. B.

C. D.

Conteste las preguntas 2 y 3 teniendo en cuenta la siguiente

información:

Una reacción que representa una ecuación en equilibrio químico es:

aA +bB cC + dD

2. A partir de la ecuación de equilibrio químico, se puede

establecer la constante de equilibrio para cualquier

sistema, por medio de la ecuación:

A.

B.

C.

D.

3. Si para un sistema en equilibrio, se establece que su Ke es

mayor que 1, esto significa que:

A. La reacción es desfavorable en el sentido de formación

de los productos.

B. La concentración de los reactivos es mayor que la

concentración de los productos.

C. La reacción es favorable en el sentido de formación de

los productos.

D. La concentración de los productos es igual que la

concentración de los reactivos.

Conteste las preguntas 4 a 9 teniendo en cuenta la siguiente

información:

4. Se requiere neutralizar una solución de NaOH, para ello

podría emplearse:

A. Amoníaco.

B. Jugo gástrico.

C. Leche de magnesia.

D. Jugo intestinal.

5. Si el NaOH 1M, es una base fuerte y el agua una sustancia

neutra, es probable que la leche agria sea:

A. Una base débil.

B. Un ácido fuerte.

C. Una base fuerte.

D. Un ácido débil.

6. Un tanque contiene agua cuyo pH es 7, sobre este tanque

cae una cantidad de lluvia ácida que hace variar el pH. De

acuerdo con lo anterior, el pH de la solución resultante:

A. Aumenta porque aumenta la [H+].

B. Disminuye, porque disminuye la [H+].

C. Aumenta, porque disminuye la [H+].

D. Disminuye, porque aumenta la [H+].

7. Se tienen 100 mml de una solución 1M de NaOH con pH

13,7. Si a esta solución se le adiciona 1 mol de NaOH es muy

probable:

A. Aumente la concentración de iones [OH-].

B. Aumenta la concentración de iones [H+].

C. Permanezca constante el pH de la solución.

D. Permanezca constante la concentración dela solución.

8. De las sustancias mostradas en la gráfica, las más ácidas son

la lluvia ácida y el jugo gástrico, ya que:

A. El logaritmo de la concentración de hidrogeniones es

el más alto.

B. La concentración de hidrogeniones es la más baja.

C. La concentración de hidrógeno es el más alto.

D. El logaritmo de la concentración de hidrógeno es el

más alto.

9. En la gráfica a medida que aumenta el pH:

A. Disminuye el potencial de H+.

B. Disminuye la concentración de H+.

C. Aumenta la concentración de H+.

D. Se mantiene constante el potencial de H+.

10. Según el concepto de acidez y basicidad de Arrhenius. Las

sustancias que liberan iones H+ se llaman ácidos; así como

las sustancias que liberan iones OH- se llaman bases. Con lo

anterior podemos generalizar que:

A. El concepto está limitado a las sustancias que se

solubilizan en agua.

B. Tanto los ácidos como las bases liberan iones OH-.

C. El concepto está limitado a las sustancias que son

insolubles en agua.

D. El concepto está limitado a las sustancias que se

ionizan en el agua.

11. En un sistema de disolución acuosa de un ácido o una base

se forman iones hidrogeniones H+, o iones hidroxilo OH-

(auto ionización), que dan lugar al carácter ácido o básico

de la disolución. No obstante, el agua puede formar estos

mismos iones aun cuando no esté presente un ácido o una

base en disolución. Esto se debe a que:

A. La auto ionización del agua se da a temperatura

ambiente, en presencia de un catalizador que acelera

la disolución en: [H+] [OH-]=10-14.

B. La auto ionización del agua no se da a temperatura

ambiente, por lo cual, requiere un catalizador que

acelere la disolución en: [H+] [OH-]=10-14.

C. La auto ionización del agua [H+] [OH-]=10-14, presenta

una constante de producto que no modifica la

composición química del agua.

D. La auto ionización del agua se da a temperatura

ambiente, cumpliendo con la expresión [H+] [OH-]=10-

14, lo cual justifica el carácter neutro del agua.

Conteste las preguntas 12 a 14 teniendo en cuenta la siguiente

información:

En la escala de pH, se encuentran ubicadas 5 sustancias identificadas

por las letras X, Q, Z, P y W:

12. Si se pretende disminuir el pH de la sustancia W, se debe

adicionar:

A. Un ácido.

B. Una sal.

C. Una base.

D. Un óxido.

13. Si se pretende aumentar el pH de la sustancia Q, se debe

adicionar:

A. Un ácido.

B. Una sal.

C. Una base.

D. Un óxido.

14. Teniendo en cuenta que: pH + pOH = 14 el pOH de la

sustancia X es:

A. 8.

B. 13.

C. 7.

D. 14.

15. En un recipiente a 1000 °K se tienen: NH3 (g), N2 (g), y H2 (g), en

equilibrio. El análisis de su contenido muestra que la

concentración del:

NH3 es 0,102 moles/L.

N2 es 1,03 moles/L.

H2 es 1,62 moles/L.

La ecuación que representa la reacción en equilibrio es:

N2 + 3H2 2NH3

Para el equilibrio, se puede afirmar que la Ke:

A. Indica que la concentración de los productos es mayor

que la concentración de los reactivos.

B. Es favorable en el sentido de formación de los

productos.

C. No favorece la formación de reactivos ni de productos.

D. Indica que la concentración de los productos es menor

que la concentración de los reactivos.

16. Se puede afirmar que una solución es ácida cuando:

A. [H+] = [OH-].

B. [H+] < 10-7 [OH-] > 10-7.

C. [H+] < [OH-].

D. [H+] > 10-7 [OH-] < 10-7.

17. El pH y el pOH de una solución se definen mediante las

expresiones:

pH = -Log [H+] pOH = -Log [OH-]

PH+pOH = 14

Si una solución tiene una concentración [H+] = 10-3, por lo

tanto su pH y pOH son respectivamente:

A. 3 y 11.

B. 4 y 10.

C. 12 y 2.

D. 8 y 6.

18. El pH de una solución que posee una concentración de iones

[OH-] igual a 2,2 x 10-3M es:

A. De una base débil.

B. De un ácido fuerte.

C. De una base fuerte.

D. De un ácido débil.

E. Jaime José Maya Tobar

F. Esp. Docencia de la química