Gua de Prctica 2011-GS 2 - Norma Espinoza

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Ing. Graciela Sánchez 
Versión 2011 - Colaboraron corrección María Lucrecia Facciano- Román E. DAngelo 
 
 
 
 
QUÍMICA GENERAL 
 
GUIA DE PROBLEMAS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
U.D.B. QUÍMICA 
 
2011
Universidad Tecnológica Nacional 
Facultad Regional Rosario 
Dpto. Materias Básicas - U.D.B. Química 
 
1er. AÑO 
Ingeniería Civil 
Ingeniería Eléctrica 
Ingeniería Mecánica 
 
2do. AÑO 
Ingeniería Sistemas 
Información 
 
 
 
DEPARTAMENTO MATERIAS BÁSICAS – U.D.B. QUÍMICA 
Cátedra: Química General 
Especialidades: Civil, Eléctrica, Mecánica y Sistemas 
 
Química General – Guía de Problemas Página 2 
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NÚMEROS DE VALENCIAS MÁS USUALES 
METALES NO METALES 
Nombre Símbolo N°oxidación Nombre Símbolo N°oxidación 
Aluminio Al +III 
Antimonio Sb ±III, +V 
 Arsénico As ±III, +V 
 Azufre S ±II, +IV, +VI 
Bario Ba +II 
Berilio Be +II 
Bismuto Bi +III,+V 
 Boro B ±III 
 Bromo Br ±I, +III, +V, +VII 
Cadmio Cd +II 
Calcio Ca +II 
 Carbono C ±IV 
Cesio Cs +I 
Cinc Zn +II 
 Cloro Cl ±I, +III, +V, +VII 
Cobalto Co +II, +III 
Cobre Cu +I, +II 
Cromo Cr +II, +III, +VI 
Estaño Sn +II, +IV 
Estroncio Sr +II 
 Fluor F -I 
 Fósforo P ±III, +V 
Hierro Fe +II, +III 
 Iodo I ±I, +III, +V, +VII 
Litio Li +I 
Magnesio Mg +II 
Manganeso Mn +II, +III, +IV, 
+VI, +VII 
 
Mercurio Hg +I, +II 
Níquel Ni +II, +III 
 Nitrógeno N +III, +V 
Oro Au +I, +III 
 Oxígeno O -II 
Paladio Pd +II, +IV 
Plata Ag +I 
Platino Pt +II, +IV 
Plomo Pb +II, +IV 
Potasio K +I 
Sodio Na +I 
 Selenio Se ±II, +IV, +VI 
 Silicio Si ±IV 
 Telurio Te ±II, +IV, +VI 
 
 
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DEPARTAMENTO CIENCIAS BASICAS – U.D.B. QUÍMICA 
Cátedra: Química General 
Especialidades: Civil, Eléctrica, Mecánica y Sistemas 
 
INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA GENERAL 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Nomenclatura y Fórmulas Químicas 
 
1- Número de valencia 
 
La palabra valencia puede ser utilizada en dos sentidos, como: 
 -Capacidad numérica de combinación de los átomos. 
 -Naturaleza de las fuerzas interatómicas llamadas, ligadura o enlace. 
El número de valencia de un elemento en su sustancia simple es siempre cero. 
La suma algebraica de los números de valencia en las sustancias compuestas es 
siempre cero. 
La suma algebraica de los números de valencia en los iones poliatómicos coincide con la 
carga del ion. 
 
2- Compuestos Binarios 
 
Son todos los compuestos formados por dos clases diferentes de átomos. 
 
2.1-Óxidos 
 
Son todos los compuestos binarios que tienen oxígeno. 
Tipos de óxidos 
 a) Óxidos Básicos 
 b) Óxidos Ácidos 
 c) Óxidos Neutros 
 d) Óxidos Anfóteros 
 e) Óxidos salinos 
 f) Peróxidos 
 
a) Óxidos Básicos 
Los definiremos como aquellos que por reacción con agua originan o tienden a originar los 
denominados hidróxidos. En general diremos que los óxidos básicos son óxidos de 
metales. 
Ejemplos: 
K O K2O 
( +I ) + ( -II ) = 0 ( +I ) 2 + ( -II ) 1 = 0 
 
Ba O BaO 
( +II ) + ( -II ) = 0 ( +II ) 1 + ( -II ) 1 = 0 
 
Fe O FeO 
( +II ) + ( -II ) = 0 ( +II ) 1 + ( -II ) 1 = 0 
 
Fe O Fe2O3 
( +III ) + ( -II ) = 0 ( +III ) 2 + ( -II ) 3 = 0 
 
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Sabiendo que la suma algebraica de los números de valencia es igual a cero, 
completamos la ecuación con los menores números enteros que la satisfagan. 
 
 
Nomenclatura 
 
 Nomenclatura Clásica 
 Funcional 
 Nomenclatura Sistemática 
 Stock 
 
 Nomenclatura clásica 
La regla general de la nomenclatura establece la denominación ÓXIDO DE (nombre del 
elemento que acompaña al oxígeno) 
 
Ejemplos: 
 K2O óxido de potasio 
 CaO óxido de calcio 
 
Cuando se trata de óxidos de elementos que pueden actuar solamente con dos números 
de valencia se modifica el nombre de estos elementos mediante el uso de los siguientes 
sufijos: 
 
 - OSO: cuando actúa con el número de valencia más bajo. 
 - ICO: cuando el elemento actúa con el número de valencia más elevado. 
 
Ejemplos: 
 FeO óxido ferroso 
 Fe2O3 óxido férrico 
 
 Nomenclatura Sistemática Funcional 
Se adicionan prefijos a los nombres de los elementos que forman el óxido en función de 
los respectivos números de átomos. 
 Prefijos numéricos aprobados 
 
 
 
 
 
 
 
 
Ejemplos: 
 K2O (mon)óxido de dipotasio 
 BaO (mon)óxido de (mono)bario 
 FeO (mon)óxido de (mono)hierro 
 Fe2O3 trióxido de dihierro 
 
El prefijo mono generalmente se omite, a menos que su uso se haga imprescindible. 
Número Prefijo 
1 mono 
2 di 
3 tri 
4 tetra 
5 penta 
Número Prefijo 
6 hexa 
7 hepta 
8 octa 
9 nona 
10 deca 
 
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 Nomenclatura Sistemática Stock 
Se indica el número de valencia del elemento que acompaña al oxígeno, mediante 
números romanos y entre paréntesis, inmediatamente a continuación del nombre del 
compuesto. 
 
Ejemplo: 
 K2O óxido de potasio (I) 
 BaO óxido de bario (II) 
 FeO óxido de hierro (II) 
 Fe2O3 óxido de hierro (III) 
 
b) Óxidos Ácidos 
Los definiremos como aquellos que por reacción con agua originan o tienden a originar 
oxácidos. En general diremos que los óxidos ácidos son óxidos de no metales. 
P O P2O3 
( +III ) + ( -II ) = 0 ( +III ) 2 + ( -II ) 3 = 0 
 
Óxido fosforoso (Nomenclatura Clásica) 
Trióxido de difósforo (Nomenclatura Sistemática Funcional) 
Óxido de fósforo (III) (Nomenclatura Sistemática Stock) 
 
 P O P2O5 
( +V ) + ( -II ) = 0 ( +V ) 2 + ( -II ) 5 = 0 
 
 Óxido fosfórico (Nomenclatura Clásica) 
 Pentóxido de difósforo (Nomenclatura Sistemática Funcional) 
 Óxido de fósforo (V) (Nomenclatura Sistemática Stock) 
 
Para formular los óxidos lo hacemos considerando los números de valencia de los 
respectivos elementos, recordando que el compuesto siempre mantiene su neutralidad 
eléctrica, 
 
Cl2O (+I) 2 + (-II) 1 = 0 óxido hipocloroso 
Cl2O3 (+III) 2 + (-II) 3 = 0 óxido cloroso 
Cl2O5 (+V) 2 + (-II) 5 = 0 óxido clórico 
Cl2O7 (+VII) 2 + (-II) 7 = 0 óxido perclórico 
 
En la nomenclatura clásica cuando se trata como en el ejemplo de un elemento que tiene 
más de dos números de valencia se combinan las terminaciones OSO e ICO con los 
siguientes prefijos: 
- HIPO: cuando el elemento actúa con el número de valencia mínimo 
- PER: cuando el elemento actúa con el número de valencia máximo 
 
c) Óxidos Neutros 
Los definimos como aquellos que no reaccionan con el agua y por lo tanto no presentan 
ninguna tendencia a formar hidróxidos ni oxácidos. 
Ejemplos: 
 
N2O (+I) 2 + (-II) 1 = 0 óxido nitroso 
 
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NO (+II) 1 + (-II) 1 = 0 óxido nítrico 
CO (+II) 1 + (-II) 1 = 0 (mon)óxido de carbono 
H2O (+I) 2 + (-II) 1 = 0 agua 
 
d) Óxidos Anfóteros 
(Se desarrollará mas adelante). 
e) Óxidos Salinos 
Soncombinaciones de óxidos diferentes del mismo elemento 
Ejemplos: 
 FeO + Fe2O3 Fe3O4 
 
 
 
 
 CoO + Co2O3 Co3O4 
 
 
f) Peróxidos 
En la estructura de este compuesto binario hay dos átomos de oxígeno unidos entre si. En 
ellos el número de valencia del oxígeno es -I. 
 
(+I) 2 + (-I) 2 = 0 H2O2 peróxido de hidrógeno 
 
Nomenclatura: la regla general emplea la palabra “peróxido” en lugar de óxido. 
 
(+II) 1 + (-I) 2 = 0 BaO peróxido de bario 
 
Números de Valencias del Oxígeno 
-Molécula de oxigeno O2. El número de valencia del elemento oxígeno en su sustancia 
simple es cero (0). 
-Óxidos Básicos, ácidos, neutros, anfóteros y salinos y demás compuestos. El número de 
valencia del elemento oxígeno es (-II). 
-Peróxidos. El número de valencia del elemento oxígeno es (-I). 
-El caso formado por el oxígeno en su combinación con el fluor 
(-I) 2 + (+II) 1 = 0 F2O 
El número de valencia del elemento oxígeno es (+II). 
 
Números de valencias del oxígeno: (0), (-II), (-I), (+II) 
 
2.2 Hidruros 
Son todos los compuestos binarios que contienen hidrógeno. 
 
 Iónicos 
Hidruros 
 Covalentes 
Óxido ferroso férrico 
Óxido salino de hierro 
Tetróxido de trihierro 
Óxido de hierro (II, III) Óxido de hierro (II, III) 
 
 Tetróxido de trihierro 
 Óxido de hierro (II, III) 
 
 Óxido salino de cobalto 
 
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Hidruros Iónicos 
Resultan de la combinación de hidrógeno con los metales alcalinos y alcalinos térreos. 
 
 Li H LiH 
(+I) 1 + (-I) 1 = 0 Hidruro de litio 
 
Ba H BaH2 
(+II) 1 + (-I) 2 = 0 Hidruro de bario 
 
 
Hidruros Covalentes 
Son compuestos binarios resultantes de la combinación de Hidrógeno con elementos 
pertenecientes a los grupos IB, IIB, IIIA al VIIA. 
 
Los dividiremos en dos grupos: 
 Primer grupo: IB, IIB, IIIA, IVA, VA. 
 Segundo grupo: IVA, VIIA. 
 
 Primer grupo 
Para nuestro ejemplo nos referimos a Hidruros de No Metales. 
Nomenclatura: Nombres especiales 
 
B H BH3 
(+III) 1 + (-I) 3 = 0 Borano 
 La valencia del hidrógeno (-I) 
C H CH4 
(+IV) 1 + (-I) 4 = 0 Metano 
 
 
N H NH3 
(-III) 1 + (+I) 3 = 0 Amoníaco 
 La valencia del hidrógeno (+I) 
P H PH3 
(-III) 1 + (+I) 3 = 0 Fosfina 
 
 
 Segundo grupo 
Para nuestro ejemplo nos referimos a Hidruros de No Metales más importante del grupo 
VIA y VIIA 
Nomenclatura: El elemento que acompaña al hidrógeno tiene la terminación URO. 
Ejemplos: 
 
 F H FH 
(-I) 1 + (+I) 1 = 0 Fluoruro de hidrógeno 
 
Cl H ClH 
(-I) 1 + (+I) 1 = 0 Cloruro de hidrógeno 
 
 S H SH2 
(-II) 1 + (+I) 2 = 0 Sulfuro de hidrógeno 
 
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Números de valencia del hidrógeno 
-Molécula de hidrógeno H2. El número de valencia del elemento hidrógeno en su 
sustancia simple es cero (0). 
-Hidruros Iónicos. El número de valencia en los hidruros de metales alcalinos y alcalinos 
térreos es (-I). 
-Hidruros Covalentes. En los hidruros del grupo IB, IIB, y IIIA el número de valencia del 
hidrógeno es (-I). 
-Demás compuestos. El número de valencia del hidrógeno es (+I). 
 
Número de valencia del hidrógeno ( 0 ), ( -I), ( +I) 
 
 
2.3 Ácidos 
De acuerdo con la teoría de Arrhenius un ácido es una sustancia que, disuelta en agua, 
da cationes hidrógeno. 
 Hidrácidos 
 Ácidos 
 Oxácidos 
 
Hidrácidos 
Son los ácidos más sencillos, derivados de compuestos binarios del hidrógeno, como los 
halogenuros de hidrógeno y el sulfuro de hidrógeno. 
 
Ejemplo: 
El sulfuro de hidrógeno SH2(g), en estado gaseoso es un hidruro covalente (no metálico), 
que no posee características ácidas, cuando se disuelve en agua se obtiene 
 
 SH2(g) 
agua
 SH2(aq) 
 Sulfuro de hidrógeno Ácido sulfhídrico 
 
Que de acuerdo con la teoría de Arrhenius se lo puede ionizar (disociar) en 
 
 SH2(aq) S
= + 2 H+ 
Anion sulfuroso 
 
HIDRÁCIDOS ANIÓN 
FH (aq) ácido fluorhídrico F- fluoruro 
ClH (aq) ácido clorhídrico Cl- cloruro 
BrH (aq) ácido bromhídrico Br- bromuro 
IH (aq) ácido iohídrico I- ioduro 
SH2 (aq) ácido sulfhídrico S
-2 sulfuro 
 
Nomenclatura: 
HÍDRICO es la terminación común a todas las denominaciones de estos ácidos, cuyos 
respectivos aniones concluyen en URO. 
 
 
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3- Compuestos Ternarios 
 
Son todos los compuestos formados por tres clases diferentes de átomos. 
 
3.1- Oxoácidos 
Al referirnos a óxidos ácidos señalamos que éstos, por reacción con agua, originan o 
tienden a originar oxoácidos. 
Formulación de oxoácidos 
a) Reacción de los óxidos con una molécula de agua. 
En este caso se trata la reacción de una molécula de un óxido ácido (formado por oxígeno 
con un no metal, metal relacionado o metal anfótero) con una molécula de agua 
solamente. 
 
Ejemplo: 
CO2 + H2O  H2CO3 
 
O bien se escribe el símbolo del hidrógeno, seguido del elemento central (no metal, metal 
relacionado o anfótero) y por último el oxígeno. Este mecanismo es solo aplicable a 
óxidos que reaccionan con una molécula de agua. 
 
 H C O 
 (+I) a + (+IV) 1 +(-II) b = 0 
 
El número de átomos de cada uno de estos elementos surge de considerar los 
correspondientes números de valencia y que la molécula contiene solamente un átomo de 
carbono. 
El problema consiste en determinar los valores de los coeficientes a y b y satisfacer la 
regla de electroneutralidad. Salvo excepciones, el valor b corresponde al menor número 
entero que multiplicado por dos (-II) de un valor mayor que el número de valencia del 
elemento central. 
 
H C O H2CO3 
(+I) 2 + (+IV) 1 +(-II) 3 = 0 Ácido carbónico 
 
 
Otros ejemplos: 
 
H Cl O 
(+I) 1 + (+I) 1 +(-II) 1 = 0 Cl2O + H2O  2HClO 
 
H Cl O 
(+I) 1 + (+III) 1 +(-II) 2 = 0 Cl2O3 + H2O  2HClO2 
 
H Cl O 
(+I) 1 + (+V) 1 +(-II) 3 = 0 Cl2O5 + H2O  2HClO3 
 
H Cl O 
(+I) 1 + (+VII) 1 +(-II) 4 = 0 Cl2O7 + H2O  2HClO4 
 
 
 
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b) Reacción de los óxidos con diversas cantidades de moléculas de agua. 
Existen óxidos que reaccionan con diversas cantidades de moléculas de agua para formar 
diferentes ácidos. 
Ejemplos: 
 
P2O5 + H2O  2 HPO3 
P2O5 + 2 H2O  H4P2O7 
P2O5 + 3 H2O  2 H3PO4 
 
Los óxidos que tienen esta característica son: 
 
As2O3, As2O5, P2O3, P2O5, SiO2, B2O3, Al2O3, Sb2O3, Sb2O5 
Nomenclatura clásica 
 Hace uso de la palabra ácido, seguida del nombre del elemento central modificado 
con el uso del sufijo ICO en el caso que el elemento tenga una sola valencia (ej.: 
ácido carbónico), mediante los sufijos OSO o ICO cuando el elemento tiene dos 
valencias (ej.: ácido nitroso – ácido nítrico), o combinando estos sufijos de ser 
necesario con los prefijos HIPO o PER (ejemplos: HClO: ácido hipocloroso, HClO2: 
ácido cloroso, HClO3 ácido clórico, HClO4: ácido perclórico). 
 Para los óxidos que reaccionan con diversas cantidades de moléculas de agua, las 
normas de nomenclatura prevén estos casos mediante prefijos: 
- META: cuando reacciona una molécula de óxido con una molécula de agua. 
- ORTO: cuando reacciona una molécula de óxido con el mayor número de moléculas 
de agua - generalmente dos (SiO2) o tres moléculas de agua (demás casos). 
- Di o PIRO:cuando el ácido contiene el doble del número normal de átomos del 
elemento central. 
 
Disociación de ácidos 
El término disociación lo referimos a la separación o a la formación de iones mediante 
la acción del agua sobre un compuesto. 
Toda ecuación de disociación electrolítica de un ácido (oxoácido o hidrácido) nos dará 
como resultado tantos iones hidrógeno como átomos lábiles de hidrógeno posee la 
molécula del ácido en cuestión, más la correspondiente partícula de carga negativa 
(anión) con tantas cargas como iones hidrógeno (cationes) aparezcan en la disociación. 
Ejemplos: 
 
 HCl  H+ + Cl- 
 H2CO3  2H
+ + CO3
= 
 Nomenclatura clásica 
Al igual que en los casos anteriores de dispone de sufijos y de prefijos. En cuanto a los 
primeros: 
- ITO: cuando el anión procede de un ácido terminado en OSO. 
- ATO: cuando el anión procede de un ácido terminado en ICO. 
Los prefijos son los ya conocidos HIPO, PER, META, ORTO, DI o PIRO, etc. 
 
 
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Ejemplos: 
 
Oxoácido Anión 
H2CO3 ácido carbónico CO3
= carbonato 
HNO2 ácido nitroso NO2
- nitrito 
HClO ácido hipocloroso ClO- hipoclorito 
HClO4 ácido perclórico ClO4
- perclorato 
HPO3 ácido metafosfórico PO3
- metafosfato 
H4P2O7 ácido difosfórico P2O7
-4 difosfato 
H3PO4 ácido ortofosfórico PO4
-3 ortofosfato 
 
3.2- Hidróxidos 
Al referirnos a los óxidos básicos señalamos que éstos, por reacción con el agua, originan 
o tienden a originar hidróxidos. 
Ejemplos: 
 
Na2O + H2O  2Na(OH) Na (OH) 
 1 (+I)+ 1 [(-II)+(+I)] = 0 
 
 
FeO + H2O  Fe(OH)2 Fe(OH)2 
 1 (+II)+ 2 [(-II)+(+I)] = 0 
 
Fe2O3 + 3 H2O  2 Fe(OH)3 Fe(OH)3 
 1 (+III)+ 3 [(-II)+(+I)] = 0 
 
Nomenclatura 
El modo de nombrar los hidróxidos es bastante similar a lo expuesto sobre nomenclatura 
de óxidos. 
 
Fórmula Nomenclatura Clásica 
Nomenclatura Sistemática 
Funcional Stock 
Na(OH) 
Fe(OH)2 
Fe(OH)3 
Hidróxido de sodio 
Hidróxido ferroso 
Hidróxido férrico 
(Mono)hidróxido de sodio 
Dihidróxido de hierro 
Trihidróxido de hierro 
Hidróxido de sodio 
Hidróxido de hierro (II) 
Hidróxido de hierro (III) 
 
Disociación de hidróxidos 
En los hidróxidos, por su estructura (iónica) están presentes el ión hidróxido y el ión del 
metal (catión). 
 
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En las ecuaciones de disociación de los hidróxidos se producirán tantos iones hidróxidos 
como número de valencia con que actúa el metal en cuestión más el ión del metal (catión) 
con tantas cargas positivas como resulten del número de valencia con que éste actúa. 
Ejemplos: 
 
 Na(OH) Na+ + OH- 
 catión sodio 
 
 Fe(OH)2 Fe
++ + 2 OH- 
 catión ferroso 
 
 Fe(OH)3 Fe
+++ + 3 OH- 
 catión férrico 
 
Nomenclatura 
El catión mantiene el nombre del elemento en el óxido (nomenclatura clásica). 
 
Sustancias anfóteras 
Existen elementos que son anfóteros, extendiéndose su comportamiento a óxidos e 
hidróxidos. 
 Son los que se comportan como óxidos débilmente ácidos frente a las bases fuertes y 
como óxidos débilmente básicos frente a los ácidos fuertes, o sea que sus 
propiedades varían según las circunstancias. (Química General – Lic. Irenej 
Lypynskyi). 
 Los definimos como aquellos que reaccionan como óxidos básicos frente a los ácidos 
y como óxidos ácidos frente a los hidróxidos. (SENOC – PROMEC) 
Ejemplo: 
El zinc es anfótero y en consecuencia, reacciona tanto con ácidos como con hidróxidos 
alcalinos desprendiendo hidrógeno gaseoso. 
Con los ácidos se comporta como metal quedando convertido en catión zinc (Zn+2): 
 
 H2SO4 + Zn ZnSO4 + H2 
 sulfato de zinc 
 
Con las bases actúa como no metal, dando anión cincato (ZnO2
-2): 
 
 Zn + 2 Na(OH) Na2ZnO2 + H2 
 cincato de sodio 
 
El anfoterismo se extiende al óxido y al hidróxido: 
 
 H2SO4 + ZnO ZnSO4 + H2O 
 
 ZnO + 2 Na(OH) Na2ZnO2 + H2O 
 
 H2SO4 + Zn(OH)2 ZnSO4 + 2 H2O 
 
 Zn(OH)2 + 2 Na(OH) Na2ZnO2 + 2 H2O 
 
 
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Para la formulación de los distintos compuestos químicos, desarrollaremos el tema de la 
siguiente forma: 
 Cinc 
Símbolo: Zn Valencia: +II 
 
ZnO: Óxido de cinc 
 
ZnO + H2O Zn(OH)2 Hidróxido de cinc 
 
ZnO + H2O H2ZnO2 Ácido cínquico 
 
 Aluminio 
Símbolo: Al Valencia: +III 
 
Al2O3: Óxido de aluminio 
 
Al2O3 + 3 H2O 2 Al(OH)3 Hidróxido de aluminio 
 
Al2O3 + H2O 2 HAlO2 Ácido metaalumínico 
 
Al2O3 + 3 H2O 2 H3AlO3 Ácido ortoalumínico 
 
 Manganeso 
Símbolo: Mn Valencias: +II, +III, +IV, +VI, +VII 
 
MnO Monóxido de manganeso Óxidos Básicos 
Mn2O3 Trióxido de dimanganeso 
 
MnO2 Dióxido de manganeso 
MnO3 Trióxido de manganeso Óxidos Ácidos 
Mn2O7 Heptóxido de dimanganeso 
 
MnO + H2O Mn(OH)2 Hidróxido manganoso 
 
Mn2O3 + 3H2O 2Mn(OH)3 Hidróxido mangánico 
 
MnO2 + H2O H2MnO3 Ácido manganoso 
 
MnO3 + H2O H2MnO4 Ácido mangánico 
 
Mn2O7 + H2O 2HMnO4 Ácido permangánico 
 
 
 
 
 
 
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 Cromo 
Símbolo: Cr Valencias: +II, +III, +VI 
 
CrO Monóxido de cromo 
Cr2O3 Trióxido de dicromo 
CrO3 Trióxido de cromo 
 
CrO + H2O Cr(OH)2 Hidróxido cromoso 
 
Cr2O3 + 3H2O 2 Cr(OH)3 Hidróxido crómico 
 
Cr2O3 + H2O 2 HCrO2 Ácido cromoso 
 
CrO3 + H2O H2CrO4 Ácido crómico 
 
CrO3 + H2CrO4 H2Cr2O7 Ácido dicrómico 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Especialidades: Civil, Eléctrica, Mecánica y Sistemas 
 
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Práctica Nº 1: SALES 
 
 
1) Complete el espacio en blanco 
 
Se denomina neutralización a la reacción de un _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ con un _ _ _ _ _ _ 
_ _ _ _ o _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ . Como producto de la neutralización se obtiene un 
compuesto llamado _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ y _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ . 
En la neutralización, la sal se forma con los aniones provistos por el _ _ _ _ _ _ _ _ _ 
_ y los _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ entregados por el _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ . 
 
 
2) Indique tres ejemplos de sales que respondan a esta primera clasificación hecha 
en base al contenido o no de oxígeno. 
 
a) _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ 
OXISALES b) _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ 
c) _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ 
 
 
a) _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ 
SALES NO OXIGENADAS b) _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ 
 c) _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ 
 
 
 
3) Complete el siguientecuadro correspondiente a otra clasificación de las sales. 
 
 
a) _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ 
b) _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ 
SALES c) _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ 
d) _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ 
 
 
 
 
 
 
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4) Complete las siguientes ecuaciones 
 
 +  + H2O 
Ácido nítrico Hidróxido de Fe II agua 
 
 +  + 
 Sulfito de litio 
 
 +  + 
 Hidróxido platínico cloruro 
 
 +  + 
Ácido fosforoso de calcio 
 
 
5) Todos los casos del punto 4 indíquelos por medio de la disociación electrolítica 
 
 
6) Escriba las fórmulas de las siguientes especies químicas: 
 
a) Cromato de Potasio 
b) Hipoclorito de Amonio 
c) Bromuro Plúmbico 
d) Ortoantimoniato Cuproso 
e) Permanganato de Hierro III 
f) Bromito de Litio 
g) Fluoruro de Calcio 
h) Sulfito de Oro III 
i) Metasilicato de Sodio 
j) Nitrito Mercurioso 
k) Ortoborato Cobaltoso 
l) Ioduro de Potasio 
 
7) Escriba las fórmulas de las siguientes especies químicas y clasifíquelas. 
a) Carbonato básico de aluminio 
b) Cloruro básico Plumboso 
c) Diantimoniato ácido de Bario 
d) Nitrato básico de Zinc 
 
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e) Sulfuro ácido de Niquel II 
f) Ortosilicato diácido Ferroso 
g) Perclorato dibásico de Platino IV 
h) Diarseniato triácido de Magnesio 
i) Fosfito ácido de aluminio 
j) Manganito dibásico Férrico 
 
8) Proponga el nombre y clasifique las siguientes especies químicas 
a) Pt Cl4 
b) Pb (OH) (NO2) 
c) Fe (OH)2 Br 
d) Cr2 (H2P2O7)3 
e) NH4 (HCO3) 
f) Ni (BrO3)2 
g) Mn (CrO4) 
h) Bi (NO3)5 
i) [Al (OH)2]2 SO4 
j) Pb (HSO3)2 
k) Co2 (P2O7) 
l) Ni (OH)2 I 
 
 
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Práctica Nº 2: MASA ATÓMICA, MASA MOLECULAR, MOL, NÚMERO DE 
AVOGADRO, VOLUMEN MOLAR 
 
1) Calcule el número de átomos presentes en: 
 
a) 3 moles de átomos de magnesio. Rta: 18,069 x1023 átomos 
b) 179,2 litros de dióxido de carbono. Rta: 144,55 x1023 átomos 
c) 3,01x1023 moléculas de ácido sulfúrico. Rta: 21,07 x1023 átomos 
d) 2 moles de moléculas de ácido sulfhídrico. Rta: 36,138 x1023 átomos 
 
2) Calcule la masa en gramos de: 
 
a) 2 moles de moléculas de ácido sulfúrico. Rta: 196 gr 
b) 60,23x1023 moléculas de hidróxido de sodio. Rta: 400 gr 
c) 112 litros de flúor (gas) en CNPT. Rta: 190 gr 
d) 5 moles de átomos de calcio. Rta: 200 gr 
 
3) Calcule el volumen ocupado en CNPT por: 
 
a) 5 moles de átomos de nitrógeno. Rta: 56 litros 
b) 72,24x1023 moléculas de trióxido de azufre. Rta: 268,8 litros 
c) 5 moles de moléculas de oxígeno. Rta: 112 litros 
d) 5 moles de moléculas de dióxido de carbono. Rta: 112 litros 
 
4) Calcule la masa en gramos y ordene en forma creciente: 
 
a) 3 moles de moléculas de ácido nítrico. Rta: 189 gr 
b) La masa de ácido nítrico que tiene 6 moles de átomos de oxígeno. 
 Rta: 126 gr 
c) 36,12x1023 moléculas de ácido nítrico. Rta: 378 gr 
 
5) Calcule la masa correspondiente a: 
 
a) 12,04x1023 moléculas de nitrógeno. Rta: 56 gr 
b) 30,1x1023 átomos de sodio. Rta: 115 gr 
c) 3,5 moles de átomos de calcio. Rta: 140 gr 
 
6) Calcule el número de moléculas de: 
 
a) 6 moles de átomos de hidrógeno. Rta: 18,06x1023 moléculas 
b) 56 gr de nitrógeno. Rta: 12,04x1023 moléculas 
c) 30,1x1023 átomos de oxígeno. Rta: 15,05x1023 moléculas 
d) 23,1x1023 átomos de sodio. Rta: 23,1x1023 moléculas 
 
 
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7) Calcule el volumen ocupado en CNPT por: 
 
a) 250 gr de hexano (gas) (C6H14) Rta: 65,11 litros 
b) 60,2x1023 moléculas de metano (CH4) Rta: 224 litros 
c) La masa de pentóxido de difósforo que tiene 4 equivalentes gramo de oxígeno. 
 Rta: 8,96 litros 
d) La masa de trióxido de azufre que tiene igual número de moles de átomos que 4 
moles de moléculas de nitrógeno. Rta: 44,8 litros 
 
8) Calcule el número de moles de moléculas presentes en: 
 
a) 10 gr de agua. Rta: 0,55 moles 
b) 10 gr de amoníaco. Rta: 0,58 moles 
c) 10 gr de ácido nítrico. Rta: 0,15 moles 
 
 
 
 
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Práctica Nº 3: ESTEQUIOMETRIA - RENDIMIENTO 
 
Una ecuación química perfectamente “igualada” representa los hechos 
experimentales y también expresa las relaciones cuantitativas existentes entre las 
sustancias que intervienen en la reacción. 
Conociendo la ecuación y estando ésta igualada, conocemos la masa 
estequiométrica con que reaccionan los reactivos y con los datos de los pesos 
atómicos (masas atómicas) es posible realizar tipos de cálculos estequiométricos. 
 
1) ¿Cuántos gramos de ácido nítrico puro necesito para que reaccionen totalmente 
con 55 gramos de hidróxido de sodio puro? 
Rta: 86,63 gr 
 
2) ¿Cuántos gramos de ácido clorhídrico puro necesito para obtener 52 gr. de 
cloruro de calcio puro? Rta: 34,2 gr 
 
3) ¿Cuántos gramos de cloruro de sodio podré obtener con 56 gr. de hidróxido de 
sodio? 
Rta: 81,9 gr 
 
4) ¿Qué masa y qué número de moléculas de óxido de sodio reaccionan con 100 
gramos de agua? ¿Qué masa y cuántas moléculas de hidróxido se forman? 
Rta: 344,44 gr de óxido de sodio 
3,346x10
24
 moléculas de óxido de sodio 
444,44 gr de hidróxido de sodio 
6,692 x10
24
 moléc. de hidróxido de sodio 
 
5) ¿Qué masa y qué número de moles de ácido sulfuroso se obtienen cuando 96 
litros de dióxido de azufre medidos en condiciones normales de presión y 
temperatura se hacen reaccionar con agua en cantidad suficiente? 
Rta: 351,43 gr 
 4,29 moles 
 
6) Calcular el volumen de dióxido de carbono en CNPT cuando se hacen 
reaccionar 200 gr. de carbonato de calcio con ácido clorhídrico de exceso. 
Rta: 44,8 lt 
 
7) 50 cm3 de una solución de ácido clorhídrico al 15% P/V se hizo reaccionar con 
granallas de cinc. ¿Cuántos gramos de éstas debo pesar y cuál es la masa de 
sal e hidrógeno que se forma? 
 Rta: 6,72 gr cinc 
14,01 gr cloruro de cinc 
0,205 gr de hidrógeno 
 
8) Reaccionan 50 gramos de ácido nitroso con 30 gr. de hidróxido de calcio. ¿Qué 
masa de la sal se forma y qué sustancia está en exceso y en qué cantidad? 
 Rta: 53,51 gr de nitrito de calcio 
exceso: ácido nitroso en 11,89 gr 
 
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9) Si a 50 gr. de aluminio lo hacemos reaccionar con 48 gr de ácido sulfúrico, 
calcular la cantidad de sal que se forma y el volumen de hidrógeno desalojado. 
Rta: 55,84 gr de sulfato de aluminio 
 10,96 lt de hidrógeno desalojado 
 
10) Al hacer reaccionar 10 gr. de cinc con ácido clorhídrico se obtienen 
experimentalmente sólo 18 gr de cloruro de cinc. 
a) Calcular el rendimiento de la reacción. 
b) Calcular cuál es la masa real de hidrógeno que se obtiene con este 
rendimiento. 
Rta: a) 86,29% 
 b) 0,264 gr 
 
11) Haciendo reaccionar 43,3 gr de dióxido de manganeso con cantidad suficiente 
de ácido clorhídrico, seobtiene: 
 
MnO2 + HCl  MnCl2 + H2O + Cl2 
 
Si el rendimiento de la reacción es del 60%, calcular: 
a) La masa y el número de moles de MnCl2 que se obtienen 
b) El volumen de Cl2 en CNPT 
c) La cantidad de agua en gramos y moles 
 
Rta: a) 37,63 gr – 0,3 moles 
b) 6,69 lt 
c) 10,75 gr – 0,6 moles 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Práctica Nº 4: ESTEQUIOMETRÍA – PUREZA 
 
1) ¿Qué cantidad de oxígeno hay en una tonelada de salitre (nitrato de potasio) 
que tiene una pureza de 92%? 
Rta: 437,23 kg 
 
2) Si ataco 50 gr de un mineral de cinc con 40% de impurezas. ¿Cuántos gramos 
de ácido clorhídrico debo utilizar para su reacción estequiométrica? 
Rta: 33,5 gr 
 
3) ¿Qué volumen de dióxido de carbono en CNPT se obtienen al tratar 300 gr de 
carbonato de calcio con 10% de impurezas con ácido clorhídrico en exceso? 
Rta: 60,48 lt 
 
4) ¿Cuántos gramos de cal viva (óxido de calcio) y qué volumen de dióxido de 
carbono en CNPT pueden obtenerse por calentamiento de 500 gr de una 
muestra de carbonato de calcio de 95% de pureza? 
Rta: 266 gr de CaO 
106,4 lt de CO2 
 
5) Si en la obtención de óxido cúprico utilizamos 70 gr de un mineral de cobre con 
35% de impurezas ¿Cuántos litros de aire debemos utilizar para su reacción 
estequiométrica (considerando 21% el contenido de oxígeno en el aire)? 
Rta: 38,2 lt 
 
6) Si atacamos 45 gr de dióxido de manganeso con ácido clorhídrico 
a) ¿Cuántos litros de gas cloro se obtienen? 
b) Si queremos obtener 75 litros de gas cloro, ¿cuántos gramos de dióxido de 
manganeso debo utilizar si su pureza es del 65%, cuando hacemos reaccionar a 
éste con exceso de ácido clorhídrico? 
 
MnO2 + ClH  MnCl2 + H2O + Cl2 
 
Rta: a) 11,59 lt 
b) 448,14 gr 
 
7) ¿Qué masa de ácido clorhídrico e hidróxido de amonio puro se necesitan para 
obtener 500 gr de cloruro de amonio con 30 % de impurezas? 
Rta: 238,79 gr de ácido clorhídrico 
228,98 gr de hidróxido de amonio 
 
8) Se hizo reaccionar ácido sulfúrico con hierro en exceso y se obtuvieron 11,2 lt 
de hidrógeno medidos en CNPT. ¿Cuál era la pureza del ácido sulfúrico si se 
partió de 200 gr? (Se forma una sal ferrosa) 
Rta: 24,5% de pureza 
 
 
 
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9) Al reaccionar 100 gr de aluminio con ácido sulfúrico en exceso, se obtuvieron 
30 lt de hidrógeno medidos en CNPT. ¿Cuál es la pureza del aluminio? 
Rta: 24,11% de pureza 
 
10) Si al hacer reaccionar ácido clorhídrico con cinc obtenemos 150 lt de hidrógeno 
gaseoso. ¿Cuál es la pureza del mineral cinc cuando utilizamos 730 gr de éste? 
Rta: 59,97% de pureza 
 
11) Hemos obtenido 70 lt de oxígeno al calentar 350 gr de clorato de potasio. 
Calcular su pureza. 
Rta: 72,98% de pureza 
 
12) a) ¿Cuál es la cantidad de vapor de agua que debo hacer pasar sobre 37 gr de 
limaduras de hierro para obtener hidrógeno, y cuántos gramos y litros de 
hidrógeno se obtienen? 
Fe + H2O  Fe3O4 + H2 
 b) ¿Cuál es la pureza del mineral de hierro si en la reacción anterior utilizamos 
130 gr de este mineral y obtenemos 50 lt de hidrógeno? 
 Rta: a) 15,9 gr de agua 
 1,78 gr de hidrógeno 
 19,8 lt de hidrógeno 
b) 71,92 % de pureza 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Práctica Nº 5: GASES IDEALES Y ESTEQUIOMETRÍA 
 
a) Ley de Boyle: “A temperatura constante, el volumen de una masa fija de un 
gas varía inversamente con la presión”. 
 
P.V = k 
 
b) Ley de Gay-Lussac: “Si se mantiene constante el volumen, la presión de una 
masa dada de un gas varía en forma directa con la temperatura”. 
 
P = k.T 
 
c) Ecuación General de los Gases Ideales – Ecuación de Estado 
 
P1V1 = P2V2 - P.V = n.R.T 
 T1 T2 
d) Ley de Dalton de las Presiones Parciales: “En una mezcla gaseosa cada 
gas ejerce una presión parcial igual a la que tendría si ocupase solo el mismo 
volumen a la misma temperatura, y la presión total de la mezcla es igual a la 
suma de las presiones parciales de todos los gases que la componen”. 
 
PT = p1 + p2 + p3 + … 
 
1) Una muestra de gas ocupa un volumen de 175 ml a 150 mmHg y 23°C. 
a) ¿Qué volumen tendrá a CNPT? 
b) ¿Cuántos moles de gas habrá? 
 Rta: a) V = 31,86 ml 
 b) n = 1,42x10
-3
 mol = 1,42 mmol 
 
2) Un tanque se halla lleno de un gas a la presión de 4 atm y 10°C. La válvula de 
seguridad se abre cuando la presión llega a 10 atm. 
Calcular la temperatura en °C a la que debe calentarse el tanque para que abra la 
válvula de seguridad. 
 Rta: T = 434,5°C 
 
3) ¿Cuál es la masa de 5,60 lt de oxígeno gas medidos a 100°C y 0,5 atm? 
Rta: 2,93 gr de oxígeno 
 
4) 500 ml de un gas medidos a 27°C y 650 mmHg de presión pesan 0,838 gr. 
¿Cuál es el peso molecular (masa molecular) de este gas? 
 Rta: 48,22 gr/mol 
 
5) ¿Cuál es la densidad del dióxido de azufre gaseoso a 47°C y 62,4 cm de Hg de 
presión? 
Rta: 2 gr/lt 
 
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6) Una mezcla de 5 gr de oxígeno, 15 gr de nitrógeno y 12 gr de dióxido de 
carbono está contenida en un volumen de 1 litro a 27°C. ¿Cuál es la presión 
total? 
Rta: PT = 23,8 atm 
 
7) Un recipiente de 2,48 lt de volumen contiene un gas a 200 mmHg de presión y 
300 K. Si se adicionan 0,048 moles de otro gas, ¿cuál será la presión 
alcanzada? 
Rta: 562 mmHg 
 
8) Una masa de hidrógeno recogida sobre agua a 25°C y 737 mmHg de presión 
ocupa un volumen de 245 ml. La presión parcial del vapor de agua a 25°C es de 
23,8 mmHg. Calcular el volumen de hidrógeno seco a 12°C y 770 mmHg. 
Rta: V = 217 ml 
 
9) Se mezclan a la misma temperatura, 1lt de hidrógeno a la presión de 2 atm, 5 lt 
de nitrógeno a la presión de 4 atm y 2 lt de helio a 2 atm, en un recipiente de 20 
lt. Calcular: 
a) La presión parcial de cada gas. 
b) La presión total de la mezcla. Rta: a) p(H2) = 0,1 atm 
p(N2) = 1 atm 
p(He) = 0,2 atm 
 b) PT = 1,3 atm 
 
10) ¿Qué volumen de hidrógeno a 27°C y 2 atm se obtendrá al tratar 4 gr de cinc 
con ácido clorhídrico en exceso? 
Rta: 0,753 lt 
 
11) Al tratar 500 gr de carbonato de sodio con ácido sulfúrico en exceso se 
obtuvieron 30 lt de dióxido de carbono medidos a 30°C y 1 atm. Calcular la 
pureza de la droga. 
Rta: 25,65 % de pureza 
 
12) ¿Qué volumen de nitrógeno medido a 30°C y 2 atm y qué número de moles de 
moléculas se obtienen por descomposición térmica de 500 gr de nitrito de 
amonio? 
Rta: a) V = 97,12 lt 
 b) 7,81 moles 
 
13) ¿Qué masa, número de moléculas y volumen de sulfuro de hidrógeno a 0°C y 2 
atm se obtienen tratando 55 gr de sulfuro ferroso con ácido sulfúrico en exceso? 
Rta: 21,29 gr de H2S 
3,77x10
23 
 moléculas de H2S 
V = 7 lt de H2S 
 
14) ¿Qué volumende amoníaco medido a 40°C y 1 atm, se obtienen cuando se 
hace reaccionar 100 gr de hidróxido de potasio con 200 gr de cloruro de 
amonio? ¿Qué sustancia esta en exceso y en qué cantidad?. ¿Qué número de 
moles de moléculas de cloruro de potasio se obtiene? 
Rta: V = 45,78 lt de amoníaco 
 Exceso: cloruro de amonio en 104,63 gr 
 1,78 moles de cloruro de potasio 
 
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15) ¿Qué volumen de hidrógeno medidos a 30°C y 20 atm de presión se obtienen 
cuando reaccionan 100 gr de cinc con 70 % de impurezas con 6.03 gr de ácido 
perclórico?. ¿Cuál es el reactivo que esta en exceso y en qué cantidad? 
Rta: V = 37,18 ml de hidrógeno 
 Exceso: Zn en 28,04 gr 
 
16) La ecuación para la combustión del gas etileno es: 
 
C2H4 + 3O2  2CO2 + 2H2O 
 
Calcular el volumen de gas dióxido de carbono a obtener a 5 atm y 30ºC si 
utilizamos 550 lt (a CNPT) de gas etileno al 85 % de pureza. Determinar la cantidad 
de oxigeno a utilizar, en lt de aire, sabiendo que éste lo contiene al 21 % V/V. 
Rta: 207,5 lt de CO2 
 6678,57 lt de aire 
 
17) A qué temperatura en °C se encuentra el dióxido de carbono que resulta de la 
reacción de 62,5 gr. de caliza (carbonato de calcio) al 80% de pureza, con 
cantidad suficiente de ácido de clorhídrico, si el recipiente que lo contiene es de 
44,8 lt y se encuentra a una presión de 380 mmHg. Calcular la masa de ácido 
clorhídrico que reaccionó. 
Rta: T = 272,66 ° C 
 36,5 gr HCl 
 
 
 
 
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Práctica Nº 6: SOLUCIONES 
 
Una solución es una mezcla homogénea de composición variable. El componente 
que está en mayor proporción y que generalmente es líquido se denomina solvente y 
el que está en menor proporción, soluto. 
Una solución queda caracterizada si se indica su concentración, es decir, la cantidad 
de soluto disuelta en una cantidad de solución o a veces de solvente. 
 
La concentración puede expresarse en: 
Unidades físicas 
 % P/P masa de soluto en 100 gr de solución 
 % P/V masa de soluto en 100 ml de solución 
 % P/PSV masa de soluto en 100 gr de solvente 
 % P/VSV masa de soluto en 100 ml de solvente 
 %V/VSV volumen de soluto en 100 ml de solvente 
 %V/V volumen de soluto en 100 ml de solución 
Unidades químicas 
Molaridad, M: número de moles de soluto en un litro de solución. 
Normalidad, N: número de equivalentes gramo de soluto en un litro de solución. 
Molalidad, m: número de moles de soluto por kilogramo de solvente. 
Fracción molar, x: número de moles de dicho componente, dividido por el número 
total de moles. 
 
1) Se sabe que 500 ml de una solución contiene 30 gr de soluto. Calcular el % 
P/V. 
 Rta: 6% P/V 
 
2) Calcular que masa de Na(OH) se necesita para preparar 1500 ml de solución al 
3% P/V. 
 Rta: 45 gr 
 
3) ¿Qué masa de CaCl2 hay contenida en 2 lt de una solución al 2% P/V? 
 Rta: 40 gr 
 
4) Una solución de H2S04 posee una concentración al 98% P/P. ¿Cuál será su 
concentración expresada en % P/V si su densidad es d = 1,84 gr/cm3? 
 Rta: 180,32% P/V 
 
5) ¿Qué masa de KCl se deberá pesar para preparar 2 lt de solución al 7% P/P 
sabiendo que la densidad de esta solución es d = 1,20 gr/cm3? 
 Rta: 168 gr 
 
6) Se tiene una solución de concentración 9% P/P (d = 1,1 gr/ml). ¿Qué masa y 
qué volumen de la misma debe tomarse para obtener 16 gr de soluto? 
 Rta: a) 177,78 gr 
b) 161,62 ml 
 
 
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7) Se disuelven 20 gr de sal en 230 gr de agua. Calcular % P/P, % P/V, % P/P sv y 
% P/V sv. Datos densidad del agua d = 1 gr/ml, d sn = 1,08 gr/ml. 
 Rta: a) 8% P/P 
 b) 8,64% P/V 
 c) 8,7% P/P sv 
 d) 8,7% P/V sv 
 
8) Se mezclan 20 ml de metanol (d = 0,80 gr/ml) con 130 ml de agua (d = 1 gr/ml). 
La solución resultante tiene d = 0,98 gr/ml. Calcular % P/P, % P/V y % V/V. 
 Rta: a) 10,96% P/P 
 b) 10,74% P/V 
 c) 13,42% P/V 
 
9) Se mezclan 800 ml de una solución de Na2SO4 al 3% P/V con 200 ml de otra 
solución de la misma sustancia al 10% P/V. 
Calcular cual es la concentración de la solución mezcla resultante, (suponer que 
los volúmenes son aditivos). 
 Rta: 4,4% P/V 
 
10) ¿Cuál es el % de impurezas de un material de NaCl si se 
necesitan 200 gr de droga impura para preparar 800 ml de una solución al 10% 
P/V? 
Rta: 60% de impureza 
 
11) ¿Qué masa de CuSO4 al 90% de pureza se necesitan para preparar 2 lt de 
solución al 3% P/V? 
 Rta: 66,67 gr 
 
12) ¿Qué masa de K(OH) con 30% de impurezas se necesitan para preparar 5 lt de 
una solución al 30% P/V? 
 Rta: 2142,86 gr 
 
13) Exprese la molaridad de las siguientes soluciones: 
a) 5 moles de ácido nítrico disueltos en 800 ml de solución 
b) 2 moles de ácido sulfúrico disueltos en 2000 ml de solución 
c) 30 gr de hidróxido de potasio disueltos en 500 ml de solución 
 Rta: a) 6,25M 
 b) 1M 
 c) 1,07M 
 
14) Calcular la molaridad de una solución que contiene 0,2 gr de hidróxido de sodio 
en 500 ml. 
 Rta: 0,01M 
 
15) Calcular qué volumen de solución 0,2 M de ácido sulfúrico se puede preparar si 
se dispone de 1,96 gr de soluto. 
 Rta: 100 ml 
 
16) ¿Cuántos moles de soluto hay en 3,5 lt de una solución 0,154M? 
 Rta: 0,539 moles 
 
17) Se tiene 0,6 moles de un soluto disueltos en 200 ml de solución. Calcular la M. 
 Rta: 3M 
 
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18) Calcular la masa de hidróxido de potasio necesaria para preparar 200 ml de 
solución 1,5 M. 
 Rta: 16,8 gr 
 
19) Se desea preparar 5 lt de una solución de sulfato de potasio 3M. Indicar la 
masa de soluto que necesito pesar. 
 Rta: 2610 gr 
 
20) Qué masa de nitrato de sodio al 90% de pureza se deberá pesar para preparar 
un litro de solución 0,3 M. 
 Rta: 28,33 gr 
 
21) ¿Qué masa de hipoiodito de bario al 80% de pureza se deberá pesar para 
preparar un litro de solución de 0,1 M? 
Rta: 52,9 gr 
 
22) ¿Cuántos equivalente-gramo de soluto están contenidos en: 
a) 1 lt de solución 2N? 
b) 0,5 lt de solución 0,2 N? 
 Rta: a) 2 eq-g 
 b) 0,1 eq-g 
 
23) Exprese la normalidad de las siguientes soluciones: 
a) 0,01 equivalente-gramo de ácido sulfúrico en 200 ml de solución. 
b) 2 moles de ácido sulfúrico disueltos en 2 lt de solución. 
c) 20 gr de sulfato de aluminio disueltos en 500 ml de solución. 
d) 3 gr de sulfito ferroso disueltos en 200 ml de solución 
 Rta: a) 0,05N 
b) 2N 
c) 0,702N 
d) 0,221N 
 
24) Hallar la N de las siguientes soluciones: 
a) MgSO4 0,1% P/V 
b) HNO3 10% P/P d = 1,10 gr/ml 
c) FeCl3 2 M 
 Rta: a) 0,0166N 
 b) 1,75N 
 c) 6N 
 
25) ¿Cuál será la N de la solución obtenida mezclando 2 gr de hidróxido de sodio 
con 20% de impurezas con agua hasta un volumen final de 500 ml? 
Rta: 0,08N 
 
26) ¿Cuál será la N de una solución preparada a partir de una mezcla de 80 gr de 
nitrito de calcio con10% de impurezas con 200 gr de agua si la densidad de la 
solución resultante es d = 1,03 gr/ml? 
Rta: 4,13N 
 
27) Se preparó 200 cm3 de una solución de sulfato de sodio 0,2 N a partir de una 
droga que posee un 30% de impurezas. ¿Qué masa de droga impura se pesó? 
 Rta: 4,057 gr 
 
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28) Cuántos kilogramos de hidróxido de sodio húmedo conteniendo 12% de agua 
se necesitan para preparar 60 lt de disolución 0,5 N. 
Rta: 1,36 Kg 
 
29) Se prepara una solución disolviendo 2 gr de cloruro de sodio en 900 gr de agua. 
¿Cuál es su molalidad “m”? 
Rta: 0,038 m 
 
30) Una disolución de ácido sulfúrico al 15% en peso tiene a 20°C una densidad de 
1,102 gr/ml. Hallar su M y m. 
 Rta: a) 1,687 M 
 b) 1,8 m 
 
31) Si se tiene una solución formada por 5 moles de HCl y 25 moles de H2O ¿Cuál 
será la “x” de ácido clorhídrico y la de agua? 
Rta: 
 
 
 
32) ¿Qué volumen de solución de hidróxido de sodio al 4% P/V es necesario para 
neutralizar 20 gr de ácido clorhídrico? 
Rta: Vsn = 548 ml 
 
33) ¿Qué masa de sulfato de aluminio se forma cuando reaccionan 20 ml de 
solución de ácido sulfúrico 96% P/P, d= 1,84 gr/ ml con aluminio en exceso? 
Rta: 41,09 gr 
 
34) Se tiene una solución de cloruro de sodio al 8% P/V y otra de nitrato de plata al 
6% P/V. Si reaccionan ambas, determinar: 
a) La cantidad en gramos de cloruro de sodio presentes en 30 ml de solución de la 
misma. 
b) ¿Cuántos ml de reactivo (nitrato de plata) son necesarios para efectuar la 
reacción de los 30 ml del cloruro de sodio? 
c) ¿Qué masa de precipitado teórico se forma (cloruro de plata)? 
 Rta: a) 2,4 gr 
b) 116,15 ml 
c) 5,88 gr 
 
35) ¿Qué masa de sulfato de potasio reaccionará con 1 lt de solución de cloruro de 
bario 0,1 M? 
Rta: 17,4 gr 
 
36) Se hacen reaccionar 100 cm3 de hidróxido de potasio 4% P/V con 500 cm3 de 
solución de ácido hipocloroso 0,01 M. 
a) ¿Qué masa de hipoclorito de potasio se forma? 
b) ¿Qué reactivo está en exceso y en qué cantidad? 
 Rta: a) 0,453 gr 
b) Exceso: K(OH) en 3,72 gr 
 
37) ¿Qué volumen de solución de cloruro de bario al 40% P/V se necesitará para 
precipitar totalmente 5 ml de una solución de ácido sulfúrico 2 N? 
 Rta: 2,60 ml 
 
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38) Para llenar un tanque de 1,5 lt de capacidad con dióxido de carbono a 5 atm de 
presión y una temperatura de 30°C se hace reaccionar carbonato de calcio al 
80% de pureza con solución 1,5 N de ácido clorhídrico. 
Calcular: 
 a) La masa necesaria de carbonato al 80% de pureza 
 b) El volumen de solución ácida empleada. 
 Rta: a) 37,71 gr 
b) 402,19 ml 
 
39) Se hacen reaccionar 550 ml de una solución 0,25 N de ácido clorhídrico con 
cantidad estequiométrica de cobre. 
 Calcular: 
a) El volumen de hidrógeno gaseoso que se libera a 4 atm y -20°C. 
b) Los gramos de metal que reaccionaron y la sal cúprica formada. 
 Rta: a) 0,357 lt 
b) 4,368 gr Cu y 
 9,25 gr CuCl2 
 
40) Una muestra de 1 gr de piedra caliza (carbonato de calcio) desprende 151 ml 
de dióxido de carbono medidos a 25°C y 1,010 atm, cuando se hace reaccionar 
estequiométricamente con 24,9 ml de solución de ácido clorhídrico. Calcular: 
a) La pureza de la piedra caliza en % P/P de carbonato de calcio. 
b) La N de la solución de HCl. 
 Rta: a) 62,33% P/P 
b) 0,5N 
 
 
 
 
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Cátedra: Química General 
Especialidades: Civil, Eléctrica, Mecánica y Sistemas 
 
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Práctica Nº 7: PROPIEDADES COLIGATIVAS DE LAS SOLUCIONES 
 
Se denominan “propiedades coligativas” de las soluciones a las propiedades que no 
dependen de la naturaleza del soluto, sino del número de partículas disueltas. Estas 
propiedades son: Presión de Vapor, Punto de Congelación, Punto de Ebullición y 
Presión Osmótica. 
 
a) Disminución de la Presión de Vapor: “El descenso relativo de la presión de 
vapor es igual a la fracción molar del soluto en la solución”. 
 
 
 
 
 
 
 (descenso de la presión de vapor) 
 
 
 
 
 (fracción molar del soluto) 
 
b) Descenso del Punto de Congelación: El descenso del punto de congelación 
de un disolvente por la presencia en él de un soluto es una consecuencia de 
la disminución de la presión de vapor. 
El descenso del punto de congelación de las disoluciones diluidas es 
proporcional a la molalidad. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 , donde es temperatura de solidificación del solvente puro y 
es la temperatura de solidificación de la solución. 
 : “constante molal del descenso del punto de congelación”. 
 : cantidad de soluto de . 
 : cantidad del solvente. 
 
c) Elevación del Punto de Ebullición: La disminución de la presión de vapor del 
disolvente al añadir a él un soluto no volátil da lugar necesariamente a un 
aumento del punto de ebullición. 
La elevación del punto de ebullición es proporcional a la molalidad. 
 
 
 
 
 , donde es la temperatura de ebullición del solvente puro y la 
temperatura de ebullición de la solución. 
 : “constante molal de elevación del punto de ebullición”. 
 
 
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d) Presión Osmótica. Ósmosis: Ósmosis es el fenómeno que consiste en el paso 
del solvente a través de una membrana semipermeable. 
Presión Osmótica es el exceso de presión que debe aplicarse a una solución, 
para impedir que penetre en ella el disolvente, cuando este último se halla 
separado de la solución por la membrana semipermeable. 
 
 
 
 
 
 
 : presión osmótica 
 
Problemas 
 
1) A 50ºC la presión de vapor de una disolución de sacarosa (C12H22O11) en agua 
al 20% es 91,41 mmHg y la del agua pura 92,51 mmHg. Hallar el peso 
molecular de la sacarosa. 
Rta: 374 UMA 
 
2) La presión de vapor del agua a 28ºC es 28,35 mmHg. Calcular la presión de 
vapor a igual temperatura de una solución que contiene 68 g de azúcar 
(C12H22O11) en 1000 g de agua. 
Rta: 28,25 mmHg 
 
3) La presión de vapor de un líquido A, de masa molecular 120, es de 70 HPa a 
25ºC. ¿Cuál es la presión de vapor de una solución que contiene 10 g de un 
soluto no volátil B de masa molecular 147 en 30 g de A? 
Rta: 55 HPa 
 
4) Calcular la presión de vapor de las siguientes disoluciones líquidas a 40ºC: 
a) 99 moles de agua y 1 mol de glucosa (C6H12O6). 
b) 500 g de agua y 0,25 moles de glucosa 
c) 500 g de agua y 90 g de glucosa 
 La presión de vapor del agua a 40ºC es 55,34 mmHg. 
Rta: a) 54,77 mmHg 
b) 54,83 mmHg 
c) 54,34 mmHg 
 
5) A 30ºC el benceno puro, C6H6, tiene una presión de vapor de 121,8 mmHg. 
Disolviendo 15 g de un soluto no volátil en 250 g de benceno se obtiene una 
disolución con una presión de vapor de 120,2 mmHg. Determinar la masa 
molecular aproximada del soluto. 
Rta: 352 UMA 
 
6) Calcular el descenso de la presión de vapor a 26ºC de una disolución que 
contiene 20 g de fructosa(C6H12O6) en 70 g de agua, siendo la presión del 
vapor de agua a esa temperatura 25,21 mmHg. 
Rta: 0,7 mmHg 
 
7) La presión de vapor del agua pura a 25ºC es 23,76 mmHg y la presión de vapor 
de una disolución que contiene 5,4 g de una sustancia no volátil en 90 g de 
agua es 23,32 mm. Calcular la masa molecular del soluto. 
Rta: 57 UMA 
 
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8) ¿Cuál es la temperatura de solidificación de una solución que contiene 60 g de 
glicerina (C3H8O3) en 170 g de agua, si la Kcr = 1,83ºC/mol? 
Rta: - 3,51ºC 
 
9) Se disuelven 5 g de úrea (CO(NH2)2) en 125 g de agua. Hallar el punto de 
congelación de la solución, si la Kcr del agua es 0,186ºC/mol. 
Rta: - 1,24ºC 
 
10) El punto de solidificación del alcanfor puro es 178,4ºC y su Kcr es 40ºC/mol. 
Hallar el descenso crioscópico de una disolución que contiene 1,5 g de un 
compuesto de masa molecular 125 UMA en 35 g de alcanfor. 
Rta: 13,7ºC 
 
11) Calcular los puntos de congelación de las disoluciones siguientes: 
a) 500g de agua y 68,46 g de azúcar (C12H22O11). 
b) 500g de agua y 12,01g de úrea (CO(NH2)2). 
c) 95 g de fenol (C6H5OH) y 5 g de agua. 
d) 10 g de nitrobenceno y 5 g de agua. 
 Teniendo en cuenta los siguientes datos: 
 
Solvente Punto de solidificación Constante crioscópica 
Agua 0ºC 1,86ºC/mol 
Benceno 5,5ºC 5,12ºC/mol 
Fenol 40,9ºC 7,3ºC/mol 
Nitrobenceno 5,02ºC 7ºC/mol 
 
Rta: a) -0,744ºC 
b) -0,744ºC 
c) 19,6ºC 
d) 5,02ºC 
 
12) Para una solución de 0,82 g de tetracloruro de carbono, CCl4, en 70 g de 
benceno, el descenso del punto de solidificación es 0,388ºC. Calcular el peso 
molecular del tetracloruro de carbono. (Kcr benceno = 5,12ºC/mol). 
Rta: 154,58 UMA 
 
13) Una disolución que contiene 4,5 g de un no electrolito disueltos en 125 g de 
agua solidifica a -0,372ºC. Calcular la masa molecular aproximada del soluto 
siendo Kcr del agua 1,86ºC/mol. 
Rta: 180 UMA 
 
14) ¿Cuál es el punto de solidificación de una disolución al 10% en peso de metanol 
(CH3OH) en agua? Tomar Kcr del agua 1,86ºC/mol. 
 Rta: -6,5ºC 
 
15) El benceno puro solidifica a 5,45ºC. Al disolver 7,24 g de un soluto de fórmula 
C2H2Cl4 en 115,3 g de benceno, la solución solidifica a 3,55ºC. 
Calcular: 
a) Cuál es la constante molal del punto de solidificación del benceno. 
 
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b) Cuántos gramos del mismo soluto se deben disolver en 500 g de 
benceno para que la solución congele a 3ºC. 
Rta: a) 5,08ºC/mol 
b) 40,51 g 
 
16) Determinar a que temperatura congelará el agua de un circuito de refrigeración 
si sabemos que cada 250 g de agua se adicionó 50 g de glicerina (C3H8O3) y 
que la Kcr del agua es de 1,83ºC/mol. 
Rta: - 3,978ºC 
 
17) Si el radiador de un automóvil tiene 12 litros de agua, ¿Cuánto descenderá el 
punto de solidificación debido a la adición de 5 Kg de glicol (C2H4(OH)2)? 
¿Cuántos Kg de alcohol metílico (CH3OH) se necesitarán para producir el 
mismo resultado? Kcr (agua) = 1,86ºC/mol. 
Rta: 12,5ºC 
2,6 Kg de metanol 
 
18) Calcular el descenso ebulloscópico que se produce al adicionar 2,5 g de agua 
en 475 g de acetona, siendo la constante ebulloscópica de la acetona 
1,71ºC/mol. 
Rta: 0,5 ºC 
 
19) Calcular el punto de ebullición de las siguientes disoluciones: 
c) 90 g de agua y 10 g de glucosa, C6H12O6. 
d) 90 g de agua y 10 g de úrea, CO(NH2)2. 
e) 95 g de benceno y 5 g de antraceno, C14H10. 
f) 25g de éter etílico y 1 g de ácido esteárico, C17H35COOH. 
 Teniendo en cuenta los siguientes datos: 
 
Solvente Punto de ebullición Constante ebulloscópica 
Agua 100ºC 0,52ºC/mol 
Benceno 80,1ºC 2,53ºC/mol 
Éter etílico 34,6ºC 3,6ºC/mol 
 
Rta: a) 100,316ºC 
b) 100,963ºC 
c) 80,85ºC 
d) 35,11ºC 
 
20) Se prepara una solución de 3,74 g de un hidrocarburo puro en 95 g de 
propanona. El punto de ebullición de la propanona es 55,95ºC y el de la 
solución 56,50ºC. Si la constante ebulloscópica del solvente es 1,71ºC/mol; 
¿Cuál es el peso molecular aproximado del hidrocarburo?. 
Rta: 122,73 UMA 
 
21) El punto de ebullición del alcohol etílico es 78,4ºC. Al disolver en 23,9 g del 
mismo 1,21 g de aspirina el punto de ebullición de la disolución es 78,74ºC. La 
constante molal de elevación del punto de ebullición es de 1,22ºC/mol. Calcular 
la masa molecular. 
Rta: 181,7 UMA 
 
 
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22) Con la finalidad de aumentar el punto de ebullición, se agrega a 400 g de agua, 
una masa de 142 g de glicol (C2H4(OH)2). Determinar la temperatura de 
ebullición de esta solución si la Keb del agua es de 0,52ºC/mol. 
Rta: 102,977ºC 
 
23) Una disolución que contiene 3,24 g de un soluto no electrolito y 200 g de agua 
hierve a 100,13ºC a 1 atmósfera de presión. ¿Cuál es la masa molecular del 
soluto siendo Keb del agua 0,52ºC/mol? 
Rta: 64,8 UMA 
 
24) ¿Cuál será la presión osmótica de una solución acuosa que contiene 1,75 g de 
sacarosa (C12H22O11) en 150 ml de solución a 17ºC? 
Rta: 0,81 atm 
 
25) La presión osmótica de 1 litro de solución que contiene 48 g de metanol, es de 
33,57 atm a 0 ºC. Calcular el peso molecular del metanol. 
Rta: 32,0086 UMA 
 
26) 7,5 g de una sustancia desconocida se disuelven en agua hasta completar 125 
ml de solución. A 4ºC se mide una presión osmótica de 1,9 mmHg. Determinar 
el peso molecular aproximado de la sustancia desconocida. 
Rta: 545136 UMA 
 
27) La presión osmótica de una solución de un poliisobutileno en benceno es 0,155 
mmHg y se determinó a 25ºC. La solución contiene 0,2 g de soluto por 100 ml 
de solución. ¿Cuál es la masa molecular del poliisobutileno? 
Rta: 2,4 x 10
5
 UMA 
 
28) La presión osmótica de una solución acuosa de glicerina, que contiene 46 g de 
ésta por litro de agua, es de 10,76 atm a 0ºC. Calcular: 
a) El peso molecular de la glicerina, si el volumen de la solución es de 
1040 ml. 
b) El punto de ebullición de la solución si Keb es igual a 0,52ºC/mol. 
Rta: a) 92,021 UMA 
b) 100,26ºC 
 
29) La presión osmótica de la sangre a 37ºC es 7,65 atmósferas. ¿Cuánta glucosa 
(C6H12O6) por litro de agua debe utilizarse en una inyección intravenosa que ha 
de tener la misma presión osmótica que la sangre? 
Rta: 54,2 gr 
 
 
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Práctica Nº 8: ÓXIDO-REDUCCIÓN. AJUSTE DE LAS ECUACIONES DE ÓXIDO-
REDUCCIÓN. MÉTODO DEL IÓN ELECTRÓN. 
 
Un grupo muy importante de las reacciones químicas incluye los procesos de 
oxidación y de reducción. 
 
Oxidación: es un proceso en el cual un átomo, un grupo de átomos o un ión, sufre 
una pérdida de electrones, aumentando por consiguiente su carga positiva, o 
disminuyendo su carga negativa. 
 
Reducción: es el proceso inverso al anterior, o sea que consiste en la toma por parte 
de una sustancia de electrones, aumentando así su carga negativa, o disminuyendo 
su carga positiva. 
 
Para que una sustancia sea oxidada, es necesario que se halle en presencia de otra 
que se reduce. O sea que los procesos de oxidación y reducción: 
a) deben ocurrir simultáneamente, 
b) el número de electrones cedidos debe ser igual al número de electrones 
ganados. 
 
Método del ión electrón 
 
El procedimiento a seguir es: 
a) Separar la ecuación en dos hemi-reacciones, una hemi-reacción de oxidación y 
una de reducción. 
b) Ajustar cada hemi-reacción, primero la masa, por medio de coeficientes 
adecuados, usando H2O para igualar los átomos de oxígenoy H
+ para los 
átomos de hidrógeno. 
c) Ajustar las cargas de cada hemi-reacción por medio de electrones. 
d) Ajustar el intercambio de electrones por el oxidante y el reductor. 
 
Problemas 
 
Resolver por el método del ión electrón, las siguientes reacciones: 
 
1. Cr3+ + ClO– CrO4
2– + Cl– (medio alcalino) 
 Mn2+ + Pb4+ MnO4
– + Pb2+ (medio ácido) 
 
2. Fe2+ + BrO– Br – + Fe3+ (medio alcalino) 
Zn + NO3
– Zn2+ + NH4
+ (medio ácido) 
 
3. ClO3
– + Sn2+ + H+ Cl– + Sn4+ + H2O 
 
4. S2– + NO3
– + H+ S + NO + H2O 
 
 
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5. Cr2O7
2– + Co2+ + H+ Cr3+ + Co3+ + H2O 
 
6. MnO4
– + Cl– + H2O MnO2 + ClO
– + OH– 
 
7. ClO3
– + Zn + OH– Cl– + ZnO2
2– + H2O 
 
8. K2Cr2O7 + KI + H2SO4 Cr2(SO4)3 + K2SO4 + I2 + H2O 
 
9. Bi2O3 + Na(OH) + ClONa NaBiO3 + NaCl + H2O 
 
10. Na2TeO3 + NaI + HCl NaCl + Te + I2 + H2O 
 
11. Zn + NaNO3 + Na(OH) Na2ZnO2 + NH3 + H2O 
 
12. Al + HCl AlCl3 + H2 
Rta: Al + 3 HCl AlCl3 + H2 
 
13. Zn + H2SO4 ZnSO4 + H2 
Rta: Zn + H2SO4 ZnSO4 + H2 
 
14. Na2SO3 + Al + NaOH Na2S + Na3AlO3 + H2O 
Rta: Na2SO3 + 2 Al + 6 NaOH Na2S + 2 Na3AlO3 + 3 H2O 
 
15. Cu + HNO3 Cu(NO3)2 + NO + H2O 
Rta: 3 Cu + 8 HNO3 3 Cu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O 
 
16. H2O2 + CrCl3 + KOH K2CrO4 + KCl + H2O 
Rta: 3 H2O2 + 2 CrCl3 + 10 KOH 2 K2CrO4 + 6 KCl + 8 H2O 
 
17. Br2 + HNO3 HBrO3 + NO + H2O 
Rta: 3 Br2 + 10 HNO3 6 HBrO3 + 10 NO + 2 H2O 
 
18. FeCl2 + KMnO4 + HCl FeCl3 + MnCl2 + KCl + H2O 
Rta: 5 FeCl2 + KMnO4 + 8 HCl 5 FeCl3 + MnCl2 + KCl + 4 H2O 
 
19. Zn + HCl ZnCl2 + H2 
Rta: Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2 
 
20. K2Cr2O7 + FeSO4 + H2SO4 Fe2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O 
Rta: K2Cr2O7 + 6 FeSO4 + 7 H2SO4 3 Fe2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7 H2O
 
 
DEPARTAMENTO MATERIAS BÁSICAS – U.D.B. QUÍMICA 
Cátedra: Química General 
Especialidades: Civil, Eléctrica, Mecánica y Sistemas 
 
Química General – Guía de Problemas Página 40 
Ing. Graciela Sánchez - Versión 2011 Colaboraron corrección María Lucrecia Facciano- Román E. DAngelo 
 
Práctica Nº 9: LEYES DE FARADAY 
 
Unidades de electricidad: 
 
Amperio: es la unidad de intensidad de corriente eléctrica. 
 
Coulomb: es la unidad de la cantidad de electricidad y corresponde al paso de un 
amperio durante un segundo. Deposita o descompone un equivalente electroquímico 
de cualquier sustancia. 
 
Faraday: es la cantidad de electricidad necesaria para depositar o descomponer un 
equivalente químico de una sustancia. Un Faraday es igual a 96494 coulombios. 
 
Leyes de Faraday 
 
 1º ley: La masa de una sustancia depositada o descompuesta, es 
proporcional a la cantidad de electricidad que ha pasado. 
 
 
donde: 
 : masa de la sustancia (g) 
 : cantidad de electricidad (coul) 
 : equivalente electroquímico (g/coul) 
 
 2º ley: La misma cantidad de electricidad que pasa a través de varios electrolitos 
en serie, deposita o descompone masas de cada sustancia, que son 
proporcionales a sus equivalentes químicos. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Reordenando: 
 
 
 
 
 
 
 , o sea 
 
 
 
 
 
 
 
 : equivalente químico 
 
Despejando, , e introduciendo en la expresión de la 1º ley: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
expresión que unifica en una sola fórmula ambas leyes. 
 
 
Química General – Guía de Problemas Página 41 
Ing. Graciela Sánchez - Versión 2011 Colaboraron corrección María Lucrecia Facciano- Román E. DAngelo 
 
Problemas 
 
1) Se hacen pasar exactamente 0,2 faradays a través de tres células electrolíticas 
en serie. Una contiene ión plata; la otra cinc y la última ión férrico. Suponiendo 
que la reacción catódica en cada célula es la reducción del ión a metal, 
¿Cuántos gramos de cada metal se depositarán? 
 Rta: 21,58 g de plata 
 6,54 g de cinc 
 3,72 g de hierro 
 
2) Una corriente de 5 amperios que circula durante 30 minutos deposita 3,048 g de 
cinc en el cátodo. Calcular el peso equivalente del cinc a partir de esta 
información. 
Rta: 32,7 g/eq-g 
 
3) ¿Cuál será el tiempo (en minutos) necesario para que una corriente de 12 A 
que circula por una solución de ZnSO4 deposite 17,6 g de Zn?. 
Rta: 72,15 minutos 
 
4) ¿Cuánto tiempo llevará depositar 100 g de Al de una célula electrolítica que 
contiene Al2O3 con una corriente de 125 A? Suponer que la única reacción en el 
cátodo es la formación de Al. 
Rta: 2,4 horas 
 
5) Calcular la cantidad de cromo que podrá obtenerse por electrólisis de una 
disolución de Cr2(SO4)3, utilizando una intensidad de 10 A durante 0,5 horas si 
el rendimiento es del 80%. 
Rta: 2.586 g 
 
6) Calcular la intensidad de la corriente que se necesita para descomponer 18 g 
de cloruro cúprico en disolución acuosa en 50 minutos. 
Rta: 8,61 amperes