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1. 
1. ¿Cuál de las siguientes reacciones es una reacción ácido-base según la teoría de Lowry-Brønsted?
A.
2H2 + O2 → 2H2O
B.
HCl + NH3 → NH4Cl
C.
Mg + 2HCl → MgCl2 + H2
D.
CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O
2. 
¿Cuál es el ácido conjugado de la base amoníaco (NH3)?
A.
un ion hidrógeno (H+)
B.
el ion amonio (NH4+).
C.
el ácido clorhídrico (HCl)
D.
la base amoníaco (NH3).
3. 
¿Cuál es el pH de una solución de ácido clorhídrico (HCl) con una concentración de 0.01 M?
A.
una concentración de 0.01 M es igual a 0.01 M. Por lo tanto, el pH de la solución es -log(0.01) = 2.
B.
una concentración de 0.01 M es igual a 0.01 M. Por lo tanto, el pH de la solución es -log(0.01) = 3
C.
una concentración de 0.01 M es igual a 0.01 M. Por lo tanto, el pH de la solución es -log(0.01) = 4
D.
una concentración de 0.01 M es igual a 0.01 M. Por lo tanto, el pH de la solución es -log(0.01) = 5
E.
una concentración de 0.01 M es igual a 0.01 M. Por lo tanto, el pH de la solución es -log(0.01) = 2.
F.
una concentración de 0.01 M es igual a 0.01 M. Por lo tanto, el pH de la solución es -log(0.01) = 3
4. 
¿Cuál es el ácido conjugado de la base bicarbonato (HCO3-)?
A.
el ácido carbónico (HC3O2)
B.
el ácido carbónico (HCO3)
C.
el ácido carbónico (H2CO3)
D.
el ácido carbónico (H2CO4)
5. 
na solución de amoníaco (NH3) tiene una concentración de 0.05 M. ¿Cuál es el pH de la solución? (Kb = 1.8 x 10^-5)
A.
Dado que la concentración inicial de amoníaco es 0.05 M, se asume que la concentración de iones hidróxido (OH-) es pequeña en comparación y puede ser ignorada en la concentración final. Al sustituir los valores conocidos, la ecuación de equilibrio se convierte en: 1.8 x 10^-5 = x^2/0.05-x Donde x es la concentración de iones hidróxido (OH-) en equilibrio. Resolviendo para x, se obtiene: x = 7.55 x 10^-4 M El pH de la solución es 14 - pOH = 14 - (-log[OH-]) = 11.12
B.
Dado que la concentración inicial de amoníaco es 0.05 M, se asume que la concentración de iones hidróxido (OH-) es pequeña en comparación y puede ser ignorada en la concentración final. Al sustituir los valores conocidos, la ecuación de equilibrio se convierte en: 1.8 x 10^-5 = x^2/0.05-x Donde x es la concentración de iones hidróxido (OH-) en equilibrio. Resolviendo para x, se obtiene: x = 7.55 x 10^-4 M El pH de la solución es 14 - pOH = 14 - (-log[OH-]) = 12.12
C.
Dado que la concentración inicial de amoníaco es 0.05 M, se asume que la concentración de iones hidróxido (OH-) es pequeña en comparación y puede ser ignorada en la concentración final. Al sustituir los valores conocidos, la ecuación de equilibrio se convierte en: 1.8 x 10^-5 = x^2/0.05-x Donde x es la concentración de iones hidróxido (OH-) en equilibrio. Resolviendo para x, se obtiene: x = 7.55 x 10^-4 M El pH de la solución es 14 - pOH = 14 - (-log[OH-]) = 13.12
D.
Dado que la concentración inicial de amoníaco es 0.05 M, se asume que la concentración de iones hidróxido (OH-) es pequeña en comparación y puede ser ignorada en la concentración final. Al sustituir los valores conocidos, la ecuación de equilibrio se convierte en: 1.8 x 10^-5 = x^2/0.05-x Donde x es la concentración de iones hidróxido (OH-) en equilibrio. Resolviendo para x, se obtiene: x = 7.55 x 10^-4 M El pH de la solución es 14 - pOH = 14 - (-log[OH-]) = 14.12