MultipleChoice& - Colby College

1    

CH142  Sample  Exam  2  Questions  

 Multiple  Choice  

 1)  According  to  the  Arrhenius  concept,  an  acid  is  a  substance  that  ________.  

A)  is  capable  of  donating  one  or  more  H+  

B)  causes  an  increase  in  the  concentration  of  H+  in  aqueous  solutions  C)  can  accept  a  pair  of  electrons  to  form  a  coordinate  covalent  bond  D)  reacts  with  the  solvent  to  form  the  cation  formed  by  autoionization  of  that  solvent  E)  tastes  bitter  

 2)  A  Br∅nsted-­‐‑Lowry  base  is  defined  as  a  substance  that  ________.  

A)  increases  [H+]  when  placed  in  H2O  

B)  decreases  [H+]  when  placed  in  H2O  

C)  increases  [OH-­‐‑]  when  placed  in  H2O  

D)  acts  as  a  proton  acceptor  E)  acts  as  a  proton  donor  

 3)  Which  below  best  describes  the  behavior  of  an  amphoteric  hydroxide  in  water?  

A)  Dissolves  in  NaOH  only  B)  Dissolves  in  HCl  only    C)  Forms  a  precipitate  in  NaOH  only  D)  Forms  a  precipitate  in  HCl  only  E)  Dissolves  in  NaOH  or  HCl    

 4)  Which  one  of  the  following  statements  regarding  Kw  is  false?  

A)  pKw  is  14.00  at  25  °C.  

B)  The  value  of  Kw  is  always  1.0  ×  10-­‐‑14.  C)  Kw  changes  with  temperature.  

D)  The  value  of  Kw  shows  that  water  is  a  weak  acid.  E)  Kw  is  known  as  the  ion  product  of  water.  

 5)  Of  the  following  acids,  ________  is  a  strong  acid.  

A)  HNO2  B)  H2CO3  C)  HNO3  D)  HClO  E)  HF    

2    

6)  Which  one  of  the  following  is  the  weakest  acid?  A)  HF  (Ka  =  6.8  ×  10-­‐‑4)  

B)  HClO  (Ka  =  3.0  ×  10-­‐‑8)  

C)  HNO2  (Ka  =  4.5  ×  10-­‐‑4)  

D)  HCN  (Ka  =  4.9  ×  10-­‐‑10)  

E)  Acetic  acid  (Ka  =  1.8  ×  10-­‐‑5)      7)  In  which  one  of  the  following  solutions  is  silver  chloride  the  most  soluble?  

A)  0.181  M  HCl  B)  0.0176  M  NH3  C)  0.744  M  AgNO3  D)  pure  water  E)  0.181  M  NaCl  

8)  HA  is  a  weak  acid.  Which  equilibrium  corresponds  to  the  equilibrium  constant  Kb  for  A-­‐‑?  

A)  HA  (aq)    +    H2O  (l)        H2A+  (aq)    +    OH-­‐‑(aq)  

B)  A-­‐‑  (aq)    +    H3O+  (aq)        HA  (aq)    +    H2O  (l)  

C)  HA  (aq)    +    OH-­‐‑  (aq)        H2O  (l)    +    H+  (aq)  

D)  A-­‐‑  (aq)    +    H2O  (l)        HA  (aq)    +    OH-­‐‑  (aq)  

E)  A-­‐‑  (aq)    +    OH-­‐‑  (aq)        HOA2-­‐‑  (aq)    9)  Using  the  data  in  the  table,  which  of  the  conjugate  bases  below  is  the  strongest  base?    

A)  OAc-­‐‑  

B)  C7H5O2-­‐‑  

C)  NO2-­‐‑  

D)  F-­‐‑  E)  HNO2  

 10.  Which  species  is  a  Lewis  base?      

                   Cl−  +  BCl3  !  BCl4−    

A)  Cl−  B)  BCl3  C)  BCl4−  D)  All  of  the  above  

3    

11)  Which  of  the  following  aqueous  solutions  has  the  highest  [OH-­‐‑]?  A)  a  solution  with  a  pH  of  3.0  B)  a  1  ×  10-­‐‑4  M  solution  of  HNO3  C)  a  solution  with  a  pOH  of  12.0  D)  pure  water  E)  a  1  ×  10-­‐‑3  M  solution  of  NH4Cl    

 12)  A  0.0035  M  aqueous  solution  of  a  particular  compound  has  pH  =  2.46.  The  compound  is  ________.  

A)  a  weak  base  B)  a  weak  acid  C)  a  strong  acid  D)  a  strong  base  E)  a  salt    

 13)  In  acidic  solution,  ________.  

A)  [H3O+]  >  [OH-­‐‑]  

B)  [H3O+]  =  [OH-­‐‑]  

C)  [H3O+]  <  [OH-­‐‑]  

D)  [OH-­‐‑]  >  7.00  E)  [H3O+]  =  0M  

 14)  Hydrochloric  acid  is  a  strong  acid.  This  means  that  ________.  

A)  HCl  dissociates  completely  to  H+(aq)  and  Cl-­‐‑(aq)  when  it  dissolves  in  water  B)  HCl  does  not  dissociate  at  all  when  it  is  dissolved  in  water  C)  HCl  produces  a  gaseous  product  when  it  is  neutralized  D)  HCl  cannot  be  neutralized  by  a  weak  base  E)  aqueous  solutions  of  HCl  contain  equal  concentrations  of  H+(aq)  and  OH-­‐‑(aq)    

 15)  Of  the  following,  which  is  the  strongest  acid?  

A)  HIO4    B)  HIO3    C)  HIO2    D)  HIO    E)  The  acid  strength  of  all  of  the  above  is  the  same.    

16)  What  is  the  conjugate  acid  of  NH3?  

A)  NH3  

B)  NH2+  

C)  NH3+  

D)  NH4+  

E)  NH4OH  

4    

17)  Which  of  the  following  could  be  added  to  a  solution  of  sodium  acetate  to  produce  a  buffer?  A)  acetic  acid  only  B)  acetic  acid  or  hydrochloric  acid  C)  hydrochloric  acid  only  D)  potassium  acetate  only  E)  sodium  chloride  or  potassium  acetate    

18)  What  change  will  be  caused  by  addition  of  a  small  amount  of  HCl  to  a  solution  containing  fluoride  ions  and  hydrogen  fluoride?  

A)  The  concentration  of  hydronium  ions  will  increase  significantly.  B)  The  concentration  of  fluoride  ions  will  increase  as  will  the  concentration  of  hydronium  ions.  C)  The  concentration  of  hydrogen  fluoride  will  decrease  and  the  concentration  of  fluoride  ions  will  increase.  D)  The  concentration  of  fluoride  ion  will  decrease  and  the  concentration  of  hydrogen  fluoride  will  increase.  E)  The  fluoride  ions  will  precipitate  out  of  solution  as  its  acid  salt.      

 19)  Of  the  following  solutions,  which  has  the  greatest  buffering  capacity?  

A)  0.521  M  HC2H3O2  and  0.217  M  NaC2H3O2  B)  0.821  M  HC2H3O2  and  0.713  M  NaC2H3O2  C)  0.365M  HC2H3O2  and  0.497  M  NaC2H3O2  D)  0.121  M  HC2H3O2  and  0.116  M  NaC2H3O2  E)  They  are  all  buffer  solutions  and  would  all  have  the  same  capacity.  

   20)  A  25.0  mL  sample  of  a  solution  of  an  unknown  compound  is  titrated  with  a  0.115  M  NaOH  solution.  The  titration  curve  here  was  obtained.  The  unknown  compound  is  ________.  

A)  a  strong  acid  B)  a  strong  base  C)  a  weak  acid  D)  a  weak  base  E)  neither  an  acid  nor  a  base  

   21)  Cyanide  ion  forms  very  stable  complex  ions  with  several  metal  ions.  What  is  the  concentration  of  free  

Ag+(aq)  in  a  solution  that  initially  contains  1.3  mol  of  Ag(CN)2-­‐‑    per  liter  of  solution?  Kf  for  Ag(CN)2-­‐‑  is  4.5  x  1010.  

A)  5.2  x  103  M  B)  7.3  x  10-­‐‑12  M  C)  1.9  x  10-­‐‑4  M  D)  2.7  x  10-­‐‑6  M  E)  3.1  x  10-­‐‑4  M  

5    

 22)  Which  compound  listed  below  has  the  greatest  molar  solubility  in  water?  

A)  Ag3PO4  (Ksp  =  1.8  x  10-­‐‑18)  B)  CdCO3  (Ksp  =  5.2  x  10-­‐‑12)  C)  Cd(OH)2  (Ksp  =  2.5  x  10-­‐‑14)  D)  Sr3(PO4)2  (Ksp  =  1.0  x  10-­‐‑31)  E)  ZnCO3  Ksp  =  1.4  x  10-­‐‑11)  

 23)  The  molar  solubility  of  ________  is  not  affected  by  the  pH  of  the  solution.  

A)  Na3PO4  B)  NaF  C)  KNO3  D)  AlCl3  E)  Ca(OH)2  

 24)  A  solution  is  prepared  by  dissolving  0.23  mol  of  benzoic  acid  and  0.27  mol  of  sodium  benzoate  in  

water  sufficient  to  yield  1.00  L  of  solution.  The  addition  of  0.05  mol  of  NaOH  to  this  buffer  solution  causes  the  pH  to  increase  slightly.  The  pH  does  not  increase  drastically  because  the  NaOH  reacts  with  the  ________  present  in  the  buffer  solution.  The  Ka  of  benzoic  acid  is  6.3  ×  10-­‐‑5.  

A)  H2O  

B)  H3O+  

C)  benzoate  D)  benzoic  acid  E)  This  is  a  buffer  solution:  the  pH  does  not  change  upon  addition  of  acid  or  base.  

 25)  Which  is  the  correct  Ksp  expression  for  PbCl2  (s)  dissolving  in  water?  

A)  Ksp  =  [Pb2+]  [Cl–]2    

B)  Ksp  =  [Pb2+]  [Cl–]  

C)  Ksp  =  [Pb2+]2  [Cl–]    

D)  Ksp  =  [PbCl+]  [Cl–]    

E)  Ksp  =  [Pb+]  [Cl2–]2    

 26)  A  solution  of  NaF  is  added  dropwise  to  a  solution  that  is  0.0122  M  in  Ba2+.  When  the  concentration  of  

F-­‐‑  exceeds  ________  M,  BaF2  will  precipitate.  Neglect  volume  changes.  For  BaF,  Ksp  =  1.7  ×  10-­‐‑6.    

A)  7.0  ×  10-­‐‑5  

B)  1.2  ×  10-­‐‑2    

C)  2.1  ×  10-­‐‑8  

D)  3.0  ×  10-­‐‑3    

E)  1.4  ×  10-­‐‑4      

6    

27)  The  base-­‐‑dissociation  constant,  Kb,  for  pyridine,  C5H5N,  is  1.4  ×  10-­‐‑9.  The  acid-­‐‑dissociation  constant,  

Ka,  for  the  pyridinium  ion,  C5H5NH+,  is  ________.      

A)  1.0  ×  10-­‐‑7  

B)  1.4  ×  10-­‐‑23    C)  7.1  ×  10-­‐‑4    

D)  1.4  ×  10-­‐‑5  

E)  7.1  ×  10-­‐‑6    

28)  The  Ka  of  benzoic  acid  is  6.30  ×  10-­‐‑5.  The  pH  of  a  buffer  prepared  by  combining  50.0  mL  of  1.00  M  potassium  benzoate  and  50.0  mL  of  1.00  M  benzoic  acid  is  ________.  

A)  1.705  B)  0.851  C)  3.406  D)  4.201  E)  2.383  

 29)  What  is  the  concentration  (in  M)  of  hydroxide  ions  in  a  solution  at  25.0  °C  with  pH  =  4.282?  

A)  4.28  B)  9.72  C)  1.92  ×  10-­‐‑10  

D)  5.22  ×  10-­‐‑5  E)  none  of  the  above  

   30)  A  25.0  mL  sample  of  a  solution  of  a  monoprotic  acid  is  titrated  with  a  0.115  M  NaOH  solution.  The  titration  curve  below  was  obtained.  Which  of  the  following  indicators  would  be  best  for  this  titration?    

A)  methyl  red  B)  bromthymol  blue  C)  thymol  blue  D)  phenolpthalein  E)  bromocresol  purple  

7    

31)  The  following  observations  are  made  about  a  diprotic  acid  H2A:  (i)  A  0.10  M  solution  of  H2A  has  pH  3.30.  (ii)  A  0.10  M  solution  of  the  salt  NaHA  is  acidic.  Which  of  the  following  could  be  the  value  of  pKa2  for  H2A:    

A)  3.22  B)  5.30  C)  7.47  D)  9.82    

Short  Answer  1)  You  have  a  solution  of  3.98  ×  10-­‐‑9  M  HCl  at  25°C.  

  a)  What  is  the  pH?               b)  What  is  the  pOH?        2)  You  have  a  solution  of  0.100  M  NaOH  at  25°C.  What  is  the  pH  of  the  solution?  

  a)  What  is  the  pH?               b)  What  is  the  pOH?        3)  HZ  is  a  weak  acid.  An  aqueous  solution  of  HZ  is  prepared  by  dissolving  0.020  mol  of  HZ  in  sufficient  

water  to  yield  1.0  L  of  solution.  The  pH  of  the  solution  was  4.93  at  25.0  °C.  What  is  the  Ka  of  HZ?                4)  The  acid-­‐‑dissociation  constants  of  sulfurous  acid  (H2SO3)  are  Ka1  =  1.7  ×  10-­‐‑2  and  Ka2  =  6.4  ×  10-­‐‑8  at  

25.0  °C.  Calculate  the  pH  of  a  0.163  M  aqueous  solution  of  sulfurous  acid.                

8    

5)  The  Ka  of  hypochlorous  acid  (HClO)  is  3.00  ×  10-­‐‑8.  What  is  the  pH  at  25.0  °C  of  an  aqueous  solution  that  is  0.020  M  in  HClO?  

           6)  A  0.15  M  aqueous  solution  of  the  weak  base  B  at  25.0  °C  has  a  pH  of  8.88.  What  is  Kb  for  B?                  7)  An  aqueous  solution  contains  0.050  M  of  methylamine.  What  is  the  concentration  of  H+  in  this  

solution?  Kb  for  methylamine  is  4.4  ×  10-­‐‑4.                8)  What  is  the  pH  of  a  solution  prepared  by  dissolving  0.350  mol  of  solid  methylamine  hydrochloride  

(CH3NH3Cl)  in  1.00  L  of  1.10  M  methylamine  (CH3NH2)?  The  Kb  for  methylamine  is    

4.40  ×  10-­‐‑4.  (Assume  the  final  volume  is  1.00  L.)                    9)  What  is  the  pH  of  a  solution  prepared  by  mixing  50.0  mL  of  0.125  M  KOH  and  50.0  mL  of  0.125  M  HCl?                  

9    

10)  A  50.0  mL  sample  of  an  aqueous  H2SO4  solution  is  titrated  with  a  0.375  M  NaOH  solution.  Complete  titration  requires  62.5  mL  of  the  base.  What  is  the  concentration  of  H2SO4?  

           11)  A  25.0  mL  sample  of  0.723  M  HClO4  is  titrated  with  a  0.27  M  KOH  solution.  What  is  the  H3O+  

concentration  after  the  addition  of  80.0  mL  of  KOH?                  12)  What  is  the  concentration  of  iodide  ions  in  a  saturated  solution  of  lead  (II)  iodide?  The  solubility  

product  constant  of  PbI2  is  1.4  ×  10-­‐‑8.                  13)  The  solubility  of  lead  (II)  chloride  (PbCl2)  is  1.6  ×  10-­‐‑2  M.  What  is  the  Ksp  of  PbCl2?                  14)  Calculate  the  maximum  concentration  of  silver  ions  (Ag+)  in  a  solution  that  contains  0.025  M  of  CO32-­‐‑.  

The  Ksp  of  Ag2CO3  is  8.1  ×  10-­‐‑12.                

10    

15)  The  Ksp  for  Zn(OH)2  is  5.0  ×  10-­‐‑17.  Determine  the  solubility  of  Zn(OH)2  in  a  buffer  solution  with  a  pH  of  11.5.  

           16)  Consider  a  solution  containing  0.100  M  fluoride  ions  and  0.126  M  hydrogen  fluoride.  What  is  the  

concentration  of  fluoride  ions  after  the  addition  of  9.00  mL  of  0.0100  M  HCl  to  25.0  mL  of  this  solution?  

             17)  How  many  milliliters  of  0.0839  M  NaOH  are  required  to  titrate  25.0  mL  of  0.0990  M  HBr  to  the  

equivalence  point?                  18)  A  25.0-­‐‑mL  sample  of  0.150  M  hypochlorous  acid  is  titrated  with  a  0.150  M  NaOH  solution.  What  is  the  

pH  after  12.5  mL  of  base  is  added?  The  Ka  of  hypochlorous  acid  is  3.0  ×  10-­‐‑8.  

             19)  The  Ka  for  formic  acid  (HCO2H)  is  1.8  ×  10-­‐‑4.  What  is  the  pH  of  a  0.20  M  aqueous  solution  of  sodium  

formate  (NaHCO2)?                

11    

20)  The  Ka  of  hypochlorous  acid  (HClO)  is  3.0  ×  10-­‐‑8  at  25  °C.  What  is  the  percent  ionization  of  

hypochlorous  acid  in  a  0.015  M  aqueous  solution  of  HClO  at  25  °C?              21)    Indicate  whether  each  of  the  following  statements  is  true  or  false.  For  each  statement  that  is  false,  

correct  the  statement  to  make  it  true.      

  a)  In  general,  the  acidity  of  binary  acids  increases  from  left  to  right  across  the  periodic  table.          T      F  

  b)  In  a  series  of  acids  that  have  the  same  central  atom,  acid  strength  increases  with  the  number  of  hydrogen  atoms  bonded  to  the  central  atom.                                                                                                                                                                                  T    F  

      c)  H2Te  is  a  stronger  acid  than  H2S  because  Te  is  more  electronegative  than  S.     T    F                                                                                                                    22)    Explain  the  following  observations:    

  a)  HNO3  is  a  stronger  acid  than  HNO2    

  b)  H2S  is  a  stronger  acid  than  H2O    

  c)  H2SO4  is  a  stronger  acid  than  HSO4¯ˉ    

  d)  H2SO4  is  a  stronger  acid  than  H2SeO4    

      e)  CCl3COOH  is  a  stronger  acid  than  CH3COOH      23)    The  odor  of  fish  is  due  primarily  to  amines,  especially  methylamine  (CH3NH2).  Fish  is  often  served  

with  a  wedge  of  lemon,  which  contains  citric  acid.  The  amine  and  the  acid  react  forming  a  product  with  no  odor,  thereby  making  the  less-­‐‑than-­‐‑fresh  fish  more  appetizing.  Ka1  for  citric  acid  is  7.4x10-­‐‑4  and  Kb  for  methylamine  is  4.4x10-­‐‑4.  Calculate  the  equilibrium  constant  for  the  reaction  of  citric  acid  with  methylamine,  if  only  the  first  proton  of  citric  acid  (Ka1)  is  important  in  the  neutralization  reaction.    

12    

24)    A  sample  of  0.1687  g  of  an  unknown  monoprotic  acid  was  dissolved  in  25.0  mL  of  water  and  titrated  with  0.1150  M  NaOH.  The  acid  required  15.5  mL  of  base  to  reach  the  equivalence  point.    

  a)  What  is  the  molar  mass  of  the  acid?                 b)  After  7.25  mL  of  base  had  been  added  in  the  titration,  the  pH  was  found  to  be  2.85.  What  is  the  Ka  

for  the  unknown  acid?                25)    Assume  that  you  make  up  a  buffer  solution  using  lactic  acid  (HC3H5O3;  90.1  g/moles;  pKa=  3.86).  You  

add  0.23  grams  of  lactic  acid  and  enough  water  to  bring  the  volume  to  25  mL.  What  volume  of  a  1.00  M  NaOH  solution  must  be  added  to  the  solution  to  produce  a  buffer  with  pH  =  4.16?  

                 26)      Will  Ag2SO4  precipitate  when  100  mL  of  0.050  M  AgNO3  is  mixed  with  10  mL  of  0.050  M  Na2SO4  

solution?  Ksp  for  Ag2SO4  is  1.5x10-­‐‑5.  You  must  show  your  work.