Guía Química Inorgánica

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UNIVERSIDAD NACIONAL DE SALTA 
FACULTAD DE CIENCIAS NATURALES 
I N G E N I E R I A E N R E C U R S O S 
N A T U R A L E S Y M E D I O A M B I E N T E 
GUÍA DE TRABAJOS PRÁCTICOS 
QUÍMICA INORGÁNICA 
 
DOCENTES: 
Lic. CARMELA ADAMO 
Dr. JUAN RODRÍGUEZ 
Bach. FÉLIX ESPINOZA 
Dra. NATALIA CASTRILLO 
MSc. SUSAN HURTADO 
 
ALUMNOS AUXILIARES: 
MARCELO LIENDRO 
YESICA CHOQUE 
 
______________________________________________________________________
AÑO 2020 
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PROGRAMA 
1. CINÉTICA QUÍMICA 
Velocidades de reacción. Ley de velocidad de reacción. Molecularidad. Orden. Ecuación integrada 
de velocidad para distintos órdenes. Influencia de la temperatura sobre las velocidades de reacción: 
Ecuación de Arrhenius. Mecanismo de Reacción: Reacciones elementales. Teoría de las colisiones. 
Teoría del complejo activado. Perfil de reacción. Catálisis: promotores, venenos. 
2. EQUILIBRIO QUÍMICO 
Reacciones irreversibles y reversibles. Condiciones de un sistema en equilibrio. Equilibrios 
homogéneos y heterogéneos. Constante de equilibrio: distintas formas de expresarla y las relaciones 
existentes entre ellas. Cociente de reacción Factores externos que pueden afectar a un sistema en 
equilibrio. Principio de Le Chatelier. 
3. EQUILIBRIO DE COMPUESTOS POCO SOLUBLES 
Soluciones saturadas, sobresaturadas e insaturadas. Solubilidad: Concepto, dependencia de la 
solubilidad con factores externos. Constante del producto de solubilidad (Kps). Relación entre 
solubilidad y Kps. 
4. EQUILIBRIO ÁCIDO-BASE 
Teorías ácido-base: De Arrhenius y de Brönsted Lowry. Comportamiento dual del agua. El pH: 
medición y su relación con la constante de auto ionización del agua (Kw). Disociación acuosa de 
ácidos y bases e hidrólisis de los iones de las sales. Fuerza relativa como ácidos y bases de los 
pares ácido-base conjugados. Hidrólisis: Iones ácidos y básicos. Constantes de hidrólisis. 
Titulaciones. Indicadores ácido-base. Nociones de soluciones amortiguadoras, reguladoras, o buffer. 
5. REACCIONES QUÍMICAS 
Reacciones sin transferencia de electrones (no rédox). Clasificación. Neutralización. Masas 
equivalentes de ácidos, bases y sales. Soluciones normales de ácidos, hidróxidos y sales. 
Reacciones con transferencia de electrones (rédox). Clasificación. Serie electroquímica. Potenciales 
estándar. Agentes oxidantes y reductores. Igualación de ecuaciones redox. Masas equivalentes de 
agentes oxidantes y reductores. Soluciones normales de agentes oxidantes y reductores. 
6. ELECTROQUÍMICA 
Celdas voltaicas o galvánicas. Elementos de una pila. Pila de Daniell. Tipos de electrodos. Electrodo 
estándar de hidrógeno. Potencial de electrodos. Diferencia de potencial estándar de las pilas. Efectos 
de las concentraciones sobre los potenciales estándar del electrodo. Ecuación de Nernst. Relación 
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entre ∆E°, Keq y ∆G°. Electrólisis. Leyes de Faraday. 
7. NOCIONES DE RADIOACTIVIDAD 
Radioactividad natural y artificial. Clases y componentes de radiación. Las leyes de desintegración 
radiactiva. Causas de la radioactividad. Período de semi desintegración radiactiva. 
8. ESTUDIO DE GRUPOS 
8.1 Hidrógeno: Características principales. Isótopos. Aplicaciones. Abundancia y obtención. 
Precauciones. Compuestos. Aplicaciones. Oxígeno: Características principales. Isótopos. 
Aplicaciones. Ciclo. Abundancia. Precauciones. Compuestos que forma. Agua: Propiedades físicas 
y químicas. Estructura. Fuentes de sustancias inorgánicas y orgánicas disueltas en aguas naturales. 
Contaminación del agua. Tipos de agua: potable, destilada, desionizada, dura, pesada. 
Peróxido de hidrógeno: Estructura. Propiedades. 
8.2 Elementos Representativos 
Alcalinos y Alcalinos Térreos: Características generales de los elementos. Estudio 
comparativo. Aplicaciones. Abundancia y obtención. Compuestos. Su relación con el Medioambiente 
y como fuente de Recursos Naturales. 
Grupo del Boro (Térreos): Características generales de los elementos. Estudio comparativo. 
Aplicaciones. Abundancia y obtención. Compuestos. Su relación con el Medioambiente y como 
fuente de Recursos Naturales. 
Grupo del Carbono: Características generales de los grupos. Estudio comparativo de los 
elementos de cada grupo. Aplicaciones. Abundancia y obtención. Precauciones. Ciclo del Carbono. 
Compuestos. Su relación con el medioambiente y como fuente de Recursos Naturales. 
Grupo del Nitrógeno: Características generales de los elementos. Estudio comparativo. 
Aplicaciones. Abundancia y obtención. Ciclo del Nitrógeno. Compuestos. Su relación con el 
Medioambiente y como fuente de Recursos Naturales. 
Calcógenos: Características generales de los elementos. Estudio comparativo. Aplicaciones. 
Abundancia y obtención. Precauciones. Ciclo del Azufre. Compuestos. Su relación con el 
Medioambiente y como fuente de Recursos Naturales. 
Halógenos: Características generales de los elementos. Estudio comparativo. Aplicaciones. 
Abundancia y obtención. Precauciones. Compuestos. Su relación con el Medioambiente y como 
fuente de Recursos Naturales. 
8.3 Elementos de Transición 
Nociones sobre Complejos: Compuestos de coordinación. Concepto de: Átomo central, ligando mono 
y poli dentado, índice de coordinación. Nomenclatura. Estabilidad. Aplicaciones. 
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BIBLIOGRAFÍA 
 “Temas de Química General” Angelini y otros. Versión Ampliada. Ed. Eudeba. 2000. 
 “Temas de Química General” Angelini y otros. Ed. Eudeba. Buenos Aires, Argentina. 1995. 
 “Química. La Ciencia Central” Brown T., Le May H., Bursten B., Undécima Edición. Prentice Hall. 
Hispanoamericana. 2009. 
 “Química” Chang, R. Décima Edición, Ed. Mc Graw Hill. 2010. 
 “Química General” Whitten K., Gailey K., Raymond D. Octava Edición. Ed. Mc Graw Hill. 2008. 
 “Química. La Ciencia Básica” Reboiras M. Ed. Thomson. 2006. 
 “Química Polimodal” Mautino J. M. Ed. STELLA. Buenos Aires, Argentina. 2002. 
 “Fundamentos de Química” Morris H., Arena S. Doceava edición. Ed. Thompson. 2010. 
 “Química Inorgánica Teoría y Práctica” Baggio S., Blessa M., Fernández H. Editorial Universidad 
Nacional de San Martín. 1era Edición. 2012. 
 
SITIO WEB DE LA CATEDRA 
Plataforma moodle: https://e-natura.unsa.edu.ar/moodle/course/view.php?id=243 
 
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INTRODUCCIÓN 
QUÍMICA INORGÁNICA Y MEDIO AMBIENTE 
El éxito en sus estudios requiere dedicación, esfuerzo y constancia 
Una prioridad para los seres humanos como habitantes del planeta Tierra es su preservación, ya que 
siendo nuestro hábitat, dependemos de él para nuestra supervivencia. Prácticamente toda la Química 
que tiene lugar en nuestro entorno, ya sea tierra, mar o aire, transcurre a través de procesos en los 
que están mayoritariamente implicados compuestos inorgánicos. La mayor parte de la Química 
atmosférica, la formación de ozono, el smog fotoquímica, la lluvia acida, los aerosoles de sulfato, la 
mayoría de los gases de efecto invernadero, la eutrofización, los fertilizantes, lixiviado de rocas, 
aguas de mina disolución de roca caliza, absorción de CO2 en agua, precipitación de carbonatos, 
fertilización por hierro , presencia de compuestos de azufre y nitrogenados en aguas, tratamiento de 
aguas naturales para su consumo, de aguas residuales ….. Apenas es posible mencionar algún 
proceso natural donde no estén implicadas especies inorgánicas, así que parece obvio que la 
Química en nuestro planeta es prácticamente QUIMICA INORGANICA. 
TRABAJO PRÁCTICO DE REVISIÓN 
CONCEPTOS DE QUÍMICA GENERAL Y SUS APLICACIONES 
EJERCICIO 1 
Algunos de los siguientes elementos químicos son esenciales para el funcionamiento del organismo. 
a) Identificar los siguientes elementos químicos: 
 Conjunto de números cuánticos: (3, 2, -2, 1/2); forma parte de la hemoglobina. 
 X: [Ar] 4s2 3d10; participa en la síntesis de enzimas junto al cobre. 
 A=127 y 74 neutrones, esencial para la formación de las hormonas tiroideas. 
b) Comparar el radio atómico de los elementosidentificados. Justificar 
c) Ordenar dichos elementos, en forma creciente según su energía de ionización. Justificar. 
d) Identificar el elemento de mayor carácter metálico. Justificar. 
EJERCICIO 2 
Considerar las siguientes sustancias en estado condensado: nitrato de potasio, amoníaco, 
metano, ácido fluorhídrico, dióxido de carbono 
a) Aplicar la TRPENV a la sustancia cuyas moléculas son no polares. 
b) Aplicar la TEV a la sustancia cuyas moléculas son polares. 
c) Identificar la sustancia de mayor punto de ebullición. 
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d) Identificar la sustancia con fuerzas intermoleculares puente hidrógeno y de mayor masa 
molecular relativa. 
e) Identificar las sustancias solubles en agua y aquellas solubles en tetracloruro de carbono. 
EJERCICIO 3 
a) Escribir la fórmula de las sustancias que se mencionan en los siguientes ejemplos: 
 El agua de mar contiene ente otras sustancias, las siguientes: cloruro de magnesio, sulfato 
de calcio, bromuro de magnesio, fosfato de sodio, carbonato de calcio. 
 Entre otras sustancias utilizadas como fertilizantes, se mencionan las siguientes: sulfato de 
amonio, nitrato de calcio, nitrato de potasio. 
b) Indicar el nombre químico de los siguientes minerales: 
 Corindón (Al2O3): …………………………………………………. 
 Siderita (FeCO3): …………………………………………………. 
 Brucita (Mg(OH)2): ………………………………………………… 
 Galena (PbS): ……………………………………………………… 
 Rutilo (TiO2):………………………………………………………… 
c) Escribir la fórmula de los óxidos, hidróxidos, ácidos y oxisales de los siguientes elementos: 
manganeso y cloro (V) y nombrarlos. Clasificar los óxidos. 
EJERCICIO 4 
Verificar si las siguientes aseveraciones son correctas: 
a) 6,022.1023 moléculas de monóxido de carbono tiene la misma masa que 22,4 dm3 de monóxido 
de nitrógeno. 
b) El número de moles de átomos de calcio en un mol de fosfato de calcio es menor que el que 
contiene un mol de moléculas de sulfato de calcio. 
c) La masa molecular absoluta del oxígeno molecular es mayor que su masa molar relativa. 
d) La masa de 2 moles de unidades fórmula de cloruro de potasio es menor que la masa de dos 
unidades fórmula de cloruro de litio. 
EJERCICIO 5 
El aire contiene aproximadamente un 21 % de oxígeno, un 78 % de nitrógeno y un 0,9 % de argón, 
estando estos porcentajes expresados en masa. 
a) ¿Cuántas moléculas de oxígeno habrá en 2 litros de aire? 
b) ¿Cuál es la presión ejercida, por el aire contenido en un recipiente de 0,5 L de capacidad a la 
temperatura de 25 ºC? 
7 
 
DATO: densidad del aire = 1,293 g/l. 
Rta: a) 1,022.1022 moléculas de O2; b) 4,64 atm 
EJERCICIO 6 
Realizar los cálculos necesarios para preparar las siguientes soluciones: 
a) 250 mL de solución de nitrato de potasio que contenga 300 mg/L (300 ppm) en iones potasio. 
b) 500 mL de solución de ácido clorhídrico 0,12 M a partir de una solución concentrada al 37 % y 
densidad 1,19 g/mL. 
Rta: a) 0,19 g; b) 4,97 mL 
EJERCICIO 7 
a) Calcular la masa de NaNO3 que hay en 200 mL de solución al 20 % y densidad 1,1636 g/mL. 
b) 400 mL de una solución de cloruro de amonio contiene 5,60 gramos de soluto. Expresar la 
concentración de la solución en % m/V y molaridad. 
Rta: a) 46,5 g; b) 1,4 % m/v; 0,26 M 
EJERCICIO 8 
Las caretas de oxígeno, utilizadas en las emergencias, contienen superóxido de potasio (KO2) el cual 
reacciona con el CO2 y el agua del aire exhalado dando oxígeno molecular, según la ecuación: 
𝐾𝑂2 (𝑠) + 𝐻2𝑂 (𝑔) + 𝐶𝑂2(𝑔) → 𝐾𝐻𝐶𝑂3 (𝑠) + 𝑂2 (𝑔) 
a) Si una persona con una de estas caretas exhala 0,7 g de CO2 por minuto, ¿cuántos gramos de 
H2O se consumen en media hora? 
b) ¿Qué volumen de oxígeno molecular en CNPT se obtiene? 
c) ¿Cuántas moléculas de superóxido de potasio reaccionan? 
Rta: a) 4,29 g; b) 356 mL; c) 9,58.1021 moléculas 
EJERCICIO 9 
El nitrato de potasio usado como fertilizante se obtiene industrialmente por la reacción: 
𝐾𝐶𝑙 + 𝑁𝑎𝑁𝑂3 → 𝐾𝑁𝑂3 (𝑠) + 𝑁𝑎𝐶𝑙 
Si se agregan 80 g de cloruro de potasio sólido de 98,5% de pureza a 200 mL de solución caliente 
de nitrato de sodio (densidad = 1,256 g/mL y 35% en masa). 
a) ¿Cuál es el reactivo limitante? 
b) En el proceso se separa primero una solución concentrada de cloruro de sodio (densidad = 
8 
 
1,1697 g/mL y 24% en masa). ¿Cuántos litros de disolución se obtienen? 
c) Al enfriar la solución cristalizan 75 g de KNO3 puro. ¿Cuál es el rendimiento de reacción? 
Rta: a) nitrato de sodio; b) 216 ml; c) 72 % 
EJERCICIO 10 
Una solución de un electrolito de masa molar 133,5 g/mol al 2 % y densidad 1,0144 g/mL a 25 ºC 
tiene una presión osmótica de 14,864 atm. Considerando comportamiento ideal, calcular: 
a) El descenso de la presión de vapor a 25 ºC. 
b) El punto de ebullición del solvente en esta solución a 1 atm. 
c) ¿A qué temperatura congelará el solvente en esta solución? 
Rta: a) 0,26 mm Hg; b) 100,32 ºC; c) -1,14 °C. 
9 
 
TRABAJO PRÁCTICO Nº 1 
TEMA: CINÉTICA QUÍMICA 
EJERCICIO 1 
Para la reacción: 
𝑵𝟐𝑶𝟒(𝒈) ⇄ 𝟐 𝑵𝑶𝟐 (𝒈) 
La velocidad de formación del 𝑵𝑶𝟐 en un cierto intervalo de tiempo vale 4.10
-3 mol.L-1s-1. ¿Cuánto 
vale en ese mismo intervalo de tiempo la velocidad de desaparición del 𝑵𝟐𝑶𝟒? 
Rta: 𝒗 = 𝟎, 𝟎𝟎𝟐 𝒎𝒐𝒍. 𝑳−𝟏𝒔−𝟏 
EJERCICIO 2 
La azida de sodio, 𝑵𝒂𝑵𝟑, se utiliza en los airbags. Aunque es estable a temperatura ambiente, por 
encima de los 275 °C, se descompone según la reacción: 
𝑵𝒂𝑵𝟑(𝒔) → 𝑵𝒂 (𝒔) +
𝟑
𝟐
 𝑵𝟐 (𝒈) 
La reacción es tan rápida que en 40 milisegundos se descompone un mol de 𝑁𝑎𝑁3, produciendo 
unos 35 L de gas 𝑁2, que infla la bolsa del airbag. Calcular la velocidad media de aparición de 𝑁2. 
Rta: 𝒗 = 𝟖𝟕𝟓 𝑳. 𝒔−𝟏 
EJERCICIO 3 
Escribir la ecuación de velocidad de las siguientes reacciones: 
a) 𝑵𝑶 (𝒈) + 𝑶𝟑 (𝒈) → 𝑵𝑶𝟐(𝒈) + 𝑶𝟐 (𝒈) 
 
Si sabemos que la reacción es de primer orden 
con respecto a cada reactivo. 
b) 𝟐 𝑪𝑶 (𝒈) + 𝑶𝟐 (𝒈) → 𝟐 𝑪𝑶𝟐(𝒈) 
 
 
Si sabemos que es de primer orden con 
respecto al 𝑶𝟐 y de segundo orden con 
respecto al 𝑪𝑶. 
Rta: a) 𝒗 = 𝒌 [𝑵𝑶] [𝑶𝟑] ; b) 𝒗 = 𝒌 [𝑪𝑶]
𝟐 [𝑶𝟐] 
EJERCICIO 4 
Justifica razonadamente cuál de las siguientes afirmaciones es correcta. 
Para iniciar el proceso de combustión del carbón, éste debe calentarse previamente porque: 
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a) La reacción de combustión es endotérmica; 
b) Se necesita superar la energía de activación; 
c) La reacción de combustión es exotérmica; 
d) La reacción de combustión no es espontánea a temperatura ambiente. 
EJERCICIO 5 
La destrucción de la capa de ozono es debida entre otras a la siguiente reacción: 
𝑵𝑶 (𝒈) + 𝑶𝟑 (𝒈) → 𝑵𝑶𝟐(𝒈) + 𝑶𝟐 (𝒈) 
La velocidad de reacción que se ha obtenido en tres experimentos en los que se ha variado las 
concentraciones iniciales de los reactivos ha sido la siguiente: 
Experimento N° [𝑵𝑶] [𝑶𝟑] Velocidad inicial 
1 1.10−6 3.10−6 6,6.10−5 
2 1.10−6 9.10−6 1,98.10−4 
3 3.10−6 9.10−6 5,94.10−4 
a) Determinar la ecuación de velocidad. 
b) Calcular el valor de la constante de velocidad. 
Rta: a) 𝒗 = 𝒌 [𝑵𝑶] [𝑶𝟑] ; b) 𝒌 = 𝟐, 𝟐. 𝟏𝟎
−𝟕𝑴−𝟏𝒔−𝟏 
EJERCICIO 6 
Uno de los principales compuestos del smog que irritan la mucosa ocular es el formaldehido 𝑪𝑯𝟐𝑶 
que se forma a partir de la siguiente reacción: 
𝑪𝟐𝑯𝟒 (𝒈) + 𝑶𝟑 (𝒈) → 𝟐 𝑪𝑯𝟐𝑶(𝒈) +
𝟏
𝟐
 𝑶𝟐 (𝒈) 
a) Con los siguientes datos determinar la ley de velocidad para la reacción: 
[𝑪𝟐𝑯𝟒] [𝑶𝟑] 𝒗 
0,5.10−7 1,0.10−8 1,0.10−12 
1,5.10−7 1,0.10−8 3,0.10−12 
1,0.10−7 2,0.10−8 4,0.10−12 
 
b) Determinarla constante de velocidad (K). 
c) Calcular la velocidad de reacción cuando las concentraciones de ambos reactivos son iguales a 
3,0.10-7 mol/L. 
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Rta: a) 𝒗 = 𝒌 [𝑪𝟐𝑯𝟒] [𝑶𝟑] ; b) 𝒌 = 𝟐, 𝟎𝟏𝟎. 𝟏𝟎
𝟑𝒎𝒐𝒍−𝟏𝑳 𝒔−𝟏; c) 𝒗 = 𝟏, 𝟖. 𝟏𝟎−𝟏𝟎𝒎𝒐𝒍 𝑳−𝟏 𝒔−𝟏 
EJERCICIO 7 
Los envenenadores han utilizado mucho las sales de Talio (I) para deshacerse de sus víctimas, tanto 
en la realidad como en la ficción. En disolución acuosa el ión Cerio (IV) oxida al Tl (I). Los pasos 
elementales en presencia de Mn (II) son: 
𝑪𝒆𝟒+ + 𝑴𝒏𝟐+ → 𝑪𝒆𝟑+ + 𝑴𝒏𝟑+(𝒍𝒆𝒏𝒕𝒂) 
𝑪𝒆𝟒+ + 𝑴𝒏𝟑+ → 𝑪𝒆𝟑+ + 𝑴𝒏𝟒+(𝒓𝒂𝒑𝒊𝒅𝒂) 
𝑻𝒍𝟏+ + 𝑴𝒏𝟒+ → 𝑻𝒍𝟑+ + 𝑴𝒏𝟐+(𝒓𝒂𝒑𝒊𝒅𝒂) 
a) Escribir la ecuación de la reacción química global. 
b) Identificar el catalizador y los intermediarios. 
c) ¿Que distingue a un catalizador de un intermediario? 
d) Deducir la ley de velocidad. 
EJERCICIO 8 
El Cr (VI) es un contaminante de prioridad 1 catalogado por la Agencia de Protección Ambiental de 
los Estados Unidos (EPA: www.epa.gov), ya que es estable en solución acuosa y por lo tanto de alta 
movilidad en diferentes ambientes, por ello la necesidad de convertirlo a Cr (III) especie menos tóxica: 
𝑯𝑪𝒓𝑶𝟒
−(𝒂𝒄) + 𝟕 𝑯+(𝒂𝒄) + 𝟑 𝑭𝒆𝟐+(𝒂𝒄) → 𝟑 𝑭𝒆𝟑+(𝒂𝒄) + 𝑪𝒓𝟑+(𝒂𝒄) + 𝟒 𝑯𝟐𝑶 
Un Experimento de laboratorio dio los siguientes resultados: 
T (seg) 𝐇𝐂𝐫𝐎𝟒
−] 
0 2,84.10-2 
100 2,20.10-2 
150 1,93.10-2 
200 1,70.10-2 
250 1,50.10-2 
a) Determinar el orden de la reacción con respecto a la degradación de Cr 6+ 
b) Calcular la constante de velocidad. 
Rta: 𝒌 = 𝟐, 𝟓𝟓. 𝟏𝟎−𝟑 𝒔−𝟏 
EJERCICIO 9 
Para una de las reacciones implicadas en la destrucción del ozono en la estratosfera, ya dada en un 
ejemplo anterior es: 
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𝑵𝑶 (𝒈) + 𝑶𝟑 (𝒈) → 𝑵𝑶𝟐(𝒈) + 𝑶𝟐 (𝒈) 
Para esta reacción en fase gaseosa, el factor de frecuencia es 6,31.108 L mol−1s−1, y la energía de 
activación, 10 kJ mol-1 
a) Calcular la constante de velocidad a 370 K. 
b) Suponiendo que se trata de una reacción elemental, calcular la velocidad de reacción a 370 K si: 
[𝑁𝑂]= 0,0010 mol/L y [𝑂3]= 0,00050 mol/L 
Rta: a) 𝒌 = 𝟐, 𝟒. 𝟏𝟎𝟕𝒎𝒐𝒍−𝟏𝑳 𝒔−𝟏 ; b) 𝒗 = 𝒌 [𝑵𝑶] [𝑶𝟑] = 𝟏𝟐 𝒎𝒐𝒍 𝑳
−𝟏 𝒔−𝟏 
EJERCICIO 10 
La descomposición del 14C es de primer orden y su tiempo de vida media es de 5770 años. Mientras 
vive una planta o un animal, tiene una cantidad constante de 14C en sus moléculas. Cuando el 
organismo muere, el contenido de 14C disminuye por descomposición radiactiva, y puede estimarse 
la edad de un organismo antiguo midiendo el contenido residual de14C. 
Si se encontró que el contenido de 14C de una rama de ciprés obtenida en la tumba de Sneferu, un 
rey del Antiguo Egipto, era el 52,9% del correspondiente a los árboles vivos, ¿cuál es la edad de la 
rama? 
Rta: 5301 años 
EJERCICIO 11 
La aspirina se descompone en el cuerpo en un proceso de primer orden. La semivida o tiempo de 
vida media de la aspirina en personas adultas es de 3,7 horas. Calcula cuánta aspirina permanece 
en el torrente sanguíneo después de 24 horas, a partir de una dosis de 160 mg. 
Rta: 1,78 mg 
EJERCICIO 12 
El cisplatino 𝑷𝒕(𝑵𝑯𝟑)𝟐𝑪𝒍𝟐 (compuesto de coordinación se verá en la unidad de metales de 
transición) utilizado en quimioterapia, reacciona con el agua según: 
𝑷𝒕(𝑵𝑯𝟑)𝟐𝑪𝒍𝟐 + 𝑯𝟐𝑶 → [𝑷𝒕(𝑵𝑯𝟑)𝟐(𝑯𝟐𝑶)𝑪𝒍]
+ + 𝑪𝒍− 
Suponer que la concentración de cisplatino en el torrente sanguíneo de un paciente es 
4,73.10−4𝑚𝑜𝑙. 𝐿−1. Calcular cuál será la concentración 24 horas más tarde, sabiendo que la reacción 
tiene una constante de velocidad 𝑘 = 1,87.10−3𝑚𝑖𝑛−1 
Rta: 𝟑, 𝟐𝟎. 𝟏𝟎−𝟓𝒎𝒐𝒍. 𝑳−𝟏 
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TRABAJO PRÁCTICO Nº 2 
TEMA: EQUILIBRIO QUÍMICO 
EJERCICIO 1 
Escriba las expresiones de la constante de equilibrio de cada una de las siguientes reacciones: 
a) 𝑪𝑶(𝒈) + 
𝟏
𝟐
𝑶𝟐 (𝒈) ⇄ 𝑪𝑶𝟐 (𝒈) 
b) 𝑴𝒈𝑺𝑶𝟒(𝒔) ⇄) 𝑴𝒈𝑶 (𝒔) + 𝑺𝑶𝟑(𝒈) 
c) 𝑪𝟐𝑯𝟓𝑶𝑯 (𝒍) + 𝑪𝑯𝟑𝑪𝑶𝑶𝑯 (𝒍) ⇄ 𝑪𝑯𝟑𝑪𝑶𝑶𝑪𝟐𝑯𝟓 (𝒍) + 𝑯𝟐𝐎 (𝒍) 
d) 𝑪𝑯𝟑𝑪𝑶𝑶𝑯(𝒍) + 𝑯𝟐𝑶 (𝒍) ⇄ 𝑪𝑯𝟑𝑪𝑶𝑶
− (𝒂𝒄) + 𝑯𝟑𝑶
+ (𝒂𝒄) 
EJERCICIO 2 
Contando con las siguientes constantes de equilibrio a 1476 K: 
i. 𝑪𝑶 (𝒈) +
𝟏
𝟐
𝑶𝟐(𝒈) ⇄ 𝑪𝑶𝟐(𝒈) 𝑲𝒑 = 𝟐, 𝟓. 𝟏𝟎
𝟓 
ii. 𝑪 (𝒈𝒓𝒂𝒇𝒊𝒕𝒐) + 𝑪𝑶𝟐(𝒈) ⇄ 𝟐𝑪𝑶(𝒈) 𝑲𝒑 = 𝟏, 𝟔𝟕. 𝟏𝟎
𝟑 
a) Calcule las constantes de equilibrio (Kc) para cada una de las reacciones directas. 
b) ¿Qué valor toman las constantes dadas cuando la relación estequiométrica de cada reacción se 
multiplica por el factor 2? 
c) Utilice los datos del problema para calcular Kc y Kp para la reacción: 
𝑪 (𝒈𝒓𝒂𝒇𝒊𝒕𝒐) + 𝑶𝟐(𝒈) ⇄ 𝑪𝑶𝟐(𝒈) 𝒂 𝟏𝟒𝟕𝟔 𝑲 
Rta: 𝒂) 𝒊. 𝑲𝒄 = 𝟐, 𝟕𝟓. 𝟏𝟎
𝟔; 𝒊𝒊. 𝑲𝒄 = 𝟏𝟑, 𝟖; 𝒄) 𝑲𝒄 = 𝟒, 𝟐. 𝟏𝟎
𝟖 ; 𝑲𝒑 = 𝟓. 𝟏𝟎
𝟖 
EJERCICIO 3 
A 350ºC ocurre la siguiente reacción: 
𝟐𝑵𝑯𝟑(𝒈) ⇄ 𝑵𝟐(𝒈) + 𝟑 𝑯𝟐(𝒈) 
Determinar, en el equilibrio, la concentración de NH3, N2 e H2 en un recipiente de 5,0 L en el que se 
colocaron inicialmente 15,0 g de NH3 y se calentó a 350 ºC. En el equilibrio se encuentran presente 
2,16 g NH3. 
Rta: [𝑵𝑯𝟑] = 𝟎, 𝟎𝟐𝟓 𝑴; [𝑵𝟐] = 𝟎, 𝟎𝟕𝟓 𝑴; [ 𝑯𝟐] = 𝟎, 𝟐𝟐𝟔 𝑴 
EJERCICIO 4 
El pentacloruro de Antimonio se descompone en fase gaseosa a 448 °C como sigue: 
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𝑺𝒃𝑪𝒍𝟓(𝒈) ⇄ 𝑺𝒃𝑪𝒍𝟑(𝒈) + 𝑪𝒍𝟐(𝒈) 
La mezcla en equilibrio en un recipiente de 5,00 L, contiene 3,84 g de SbCl5, 9,14 g de SbCl3 y 2,84 
g de Cl2. 
a) Calcule los moles iniciales de SbCl5. 
b) Determine Kc y Kp a 448 °C. 
Rta: 𝒂) 𝟎, 𝟎𝟓𝟑𝟓 𝒎𝒐𝒍; 𝒃)𝑲𝒄 = 𝟎, 𝟎𝟐𝟓 ; 𝑲𝒑 = 𝟏, 𝟒𝟕 
EJERCICIO 5 
El trióxido de azufre se descompone a altas T en un recipiente sellado: 
𝟐 𝑺𝑶𝟑(𝒈) ⇄ 𝟐 𝑺𝑶𝟐(𝒈) + 𝑶𝟐(𝒈) 
Inicialmente se introdujo en el recipiente a 1000 K SO3 a una concentración de 6,09 x10-3 M. En el 
equilibrio la concentración del mismo gas es 2,44 x 10-3 M. Calcular Kc a esa T. 
Rta: 𝑲𝒄 = 𝟎, 𝟎𝟎𝟒𝟎𝟕 
EJERCICIO 6 
Cuando se calientan 46 g de I2 y 1,0 g de H2 hasta el equilibrio a 470°C, la mezcla en el equilibrio 
contiene 1,9 g de I2 en un volumen de 1,0 L. 
a) ¿Cuántos moles de iodo e hidrogeno se han consumido hasta alcanzar el equilibrio? 
b) Calcule Kc 
𝑯𝟐(𝒈) + 𝑰𝟐(𝒈) ⇄ 𝟐 𝑯𝑰(𝒈) 
Rta: 𝒂) 𝟎, 𝟏𝟕𝟐𝟓 𝒎𝒐𝒍; 𝒃)𝑲𝒄 = 𝟒𝟐, 𝟑𝟐 
EJERCICIO 7 
El valor de Kc = 0,063 a 300ºC para la reacción que se muestra a continuación. Hay 0,080 moles 
PCl5, 0,30 moles PCl3 y 0,50 moles Cl2 en un recipiente de 1,00 L a 300ºC.¿Se encuentra el sistema 
en equilibrio o debe efectuarse la reacción hacia la derecha o hacia la izquierda en mayor grado para 
que lo alcance? 
𝑷𝑪𝒍𝟓(𝒈) ⇄ 𝑷𝑪𝒍𝟑(𝒈) + 𝑪𝒍𝟐(𝒈) 
EJERCICIO 8 
Para la reacción: 
𝑯𝟐 (𝒈) + 𝑰𝟐(𝒈) ⇄ 𝟐 𝑯𝑰(𝒈) 𝑲𝒑 = 𝟓𝟓, 𝟑 𝒂 𝟔𝟗𝟗 𝑲 
Si una mezcla consiste en 0,70 atm de HI; 0,02 atm de H2 y 0,02 atm de I2 a 699 K ¿Se producirá o 
se consumirá HI? 
15 
 
EJERCICIO 9 
Usando el principio de Le Chatelier como guía, predecir si los equilibrios expresados se desplazarán 
a la izquierda o a la derecha cuando se introducen los siguientes cambios sobre ellos: 
a) se aumenta la temperatura, 
b) se disminuye la presión, 
c) se añade más cantidad de la sustancia indicada 
d) se añade un catalizador 
i. 𝑪 (𝒔) + 𝟐 𝑯𝟐𝑶(𝒈) ⇄ 𝑪𝑶𝟐(𝒈) + 𝟐 𝑯𝟐(𝒈) ∆𝑯 = 𝟏𝟑𝟏, 𝟑 
𝒌𝑱
𝒎𝒐𝒍
 
ii. 𝟑𝑭𝒆 (𝒔) + 𝟒 𝑯𝟐𝑶(𝒈) ⇄ 𝑭𝒆𝟑𝑶𝟒(𝒔) + 𝟒 𝑯𝟐(𝒈) ∆𝑯 = −𝟏𝟒𝟗, 𝟗 
𝒌𝑱
𝒎𝒐𝒍
 
iii. 𝑵𝟐𝑶𝟒 (𝒈) ⇄ 𝟐 𝑵𝑶𝟐(𝒈) ∆𝑯 = 𝟓𝟒, 𝟖 
𝒌𝑱
𝒎𝒐𝒍
 
iv. 𝑵𝟐 (𝒈)+ 𝑶𝟐(𝒈) ⇄ 𝟐 𝑵𝑶(𝒈) ∆𝑯 = 𝟏𝟖𝟎, 𝟎 
𝒌𝑱
𝒎𝒐𝒍
 
v. 𝑪𝑯𝟒 (𝒈)+ 𝟐 𝑶𝟐(𝒈) ⇄ 𝑪𝑶𝟐(𝒈) + 𝟐𝑯𝟐𝑶(𝒈) ∆𝑯 = −𝟖𝟎𝟐, 𝟑 
𝒌𝑱
𝒎𝒐𝒍EJERCICIO 10 
Para el sistema gaseoso en equilibrio: 
𝟐 𝑺𝑶𝟐 + 𝑶𝟐 ⇄ 𝟐 𝑺𝑶𝟑 ∆𝑯 = 𝟒𝟓 𝑲𝒄𝒂𝒍 
¿Qué ocurrirá con los moles de SO3 si: 
a) Se aumenta la T (a V= cte) 
b) Se disminuye el volumen de la reacción (a T=cte) 
c) Se extrae O2 del sistema 
d) Se aumenta la P del sistema por adición de Ar (V y T =ctes) 
16 
 
TRABAJO PRÁCTICO Nº 3 
TEMA: EQUILIBRIO HETEROGÉNEO 
EJERCICIO 1 
a) La solubilidad del cloruro de plata en agua es de 1,92.10-4 g por 100 mL, calcular su producto de 
solubilidad. 
b) Calcular la constante del producto de solubilidad del cloruro de plomo (II), sabiendo que su 
solubilidad es 4,422 g/L. 
Rta: 𝒂) 𝟏, 𝟕𝟗. 𝟏𝟎−𝟏𝟎 ; 𝒃) 𝟏, 𝟔𝟏. 𝟏𝟎−𝟓 
EJERCICIO 2 
a) Calcular la constante del producto de solubilidad (Kps) del hidróxido de cobre (II) si su solubilidad 
es de 3,42 10-7 mol/L. 
b) La solubilidad del oxalato de plata (Ag2C2O4) es de 6,26x10-2 g/L. Calcular su Kps. 
Rta: 𝒂) 𝟏, 𝟔𝟎 . 𝟏𝟎−𝟏𝟗; 𝒃) 𝟑, 𝟒𝟗 . 𝟏𝟎−𝟏𝟏 
EJERCICIO 3 
a) A 25ºC la Kps del hidróxido de magnesio es de 1,5.10-11. Calcular la solubilidad de esta base 
expresada en g /100 mL. 
b) 1,10.10-2 g de fluoruro de estroncio se disuelven en 100 mL de solución acuosa a 25 °C. Hallar 
su Kps a esa temperatura. 
Rta: 𝒂) 𝟗, 𝟎𝟒 . 𝟏𝟎−𝟒
𝒈
𝟏𝟎𝟎 𝒎𝒍
; 𝒃) 𝟐, 𝟔𝟗 . 𝟏𝟎−𝟗 
EJERCICIO 4 
a) Sabiendo que la Kps del cromato de plata es de 1,1.10-12 a 25ºC, calcular la cantidad máxima de 
dicha sal que se podría disolver en 250 mL de solución saturada a dicha temperatura. 
b) La Kps del fluoruro de bario es de 1,70.10-6, ¿qué masa de esta sal estará disuelta en 250 mL de 
solución saturada? 
Rta: 𝒂) 𝟓, 𝟑𝟗 . 𝟏𝟎−𝟑 𝒈 ; 𝒃) 𝟎, 𝟑𝟑 𝒈 
EJERCICIO 5 
a) Calcular la solubilidad (en g/100 mL) del sulfato de bario (Kps = 1,1x10-10) en agua a 25 ºC y 
comparar con su solubilidad en sulfato de sodio 0,1 M. 
b) Calcular la solubilidad (en g/100 mL) del ioduro de plomo (II) en agua a 25 ºC (Kps = 8,70x10-9) 
17 
 
y comparar con su solubilidad en ioduro de potasio 0,1 M. 
Rta: 𝒂) 𝟐, 𝟒𝟓 . 𝟏𝟎−𝟒
𝒈
𝟏𝟎𝟎 𝒎𝒍
 ; 𝟐, 𝟓𝟕 . 𝟏𝟎−𝟖
𝒈
𝟏𝟎𝟎 𝒎𝒍
 ; 𝒃) 𝟎, 𝟎𝟔
𝒈
𝟏𝟎𝟎 𝒎𝒍
 ; 𝟒, 𝟎𝟏. 𝟏𝟎−𝟓
𝒈
𝟏𝟎𝟎 𝒎𝒍
 
EJERCICIO 6 
Para cada compuesto, calcular la masa que se disolverá en 500 mL de solución: 
a) PbCl2 (s) en HCl 0,5 M b) Ag2CrO4 (s) en K2CrO4 0,2 M. 
Rta: 𝒂) 𝟗, 𝟒𝟓 . 𝟏𝟎−𝟑 𝒈 ; 𝒃) 𝟏, 𝟗𝟓 . 𝟏𝟎−𝟒𝒈 
EJERCICIO 7 
a) Se mezclan 200,0 mL de una disolución de nitrato de bario 0,10 M con 100,0 mL de fluoruro de 
potasio 0,040 M. ¿Habrá formación de precipitado? 
b) A 45 mL de nitrato de plomo (II) 0,10 M se añaden 15,0 mL de fosfato de sodio 0,50 M. ¿Se 
formará precipitado? El producto de solubilidad del fosfato de plomo (II) es 3,0.10-44. 
EJERCICIO 8 
a) Se mezclan 100,0 mL de una solución de cloruro de bario 0,010 M con 100,0 mL de sulfato de 
potasio 0,015 M. ¿Se formará precipitado? 
b) Una solución 0,0005 M de AgNO3 y una solución de igual concentración de NaBr se mezclan en 
volúmenes iguales a 25 °C ¿Precipitará AgBr? 
EJERCICIO 9 
Una solución contiene 2,0 .10-4 M de ión plata y 1,5 .10-3 M de iones plumboso. Si se adiciona ioduro 
de sodio, ¿precipitará primero el ioduro de plata o el ioduro plumboso? Especifique la concentración 
de ioduro que se necesita para iniciar la precipitación. 
Rta: 𝑨𝒈𝑰; [𝑰] = 𝟒, 𝟏𝟓. 𝟏𝟎−𝟏𝟑𝑴 
EJERCICIO 10 
En un recipiente se mezclan 50 mL de solución de cloruro de sodio 5,85 .10-3 % m/v con 100 mL de 
solución de cromato de sodio 0,0001 M. Si a esta mezcla se agrega nitrato de plata. ¿Qué precipitado 
se formará primero? 
Rta: 𝑨𝒈𝑪𝒍 
18 
 
TRABAJO PRÁCTICO Nº 4 
TEMA: EQUILIBRIO ÁCIDO-BASE 
EJERCICIO 1 
Dada las siguientes sustancias: ácido hipocloroso, hidróxido de potasio, amoníaco, ácido clorhídrico, 
ácido fluorhídrico, ácido nítrico, hidróxido de calcio. 
a) Clasificar dichas sustancias en ácidos y bases débiles y fuertes. 
b) Escribir las ecuaciones de ionización indicando el par ácido – base conjugado. 
c) Escribir la expresión de la constante de equilibrio para ácidos y bases débiles. 
EJERCICIO 2 
Indicar cuál de las siguientes soluciones es ácida, básica o neutra: 
a) [OH-] = 0,62 M 
b) [H3O+] = 1,52.10-3 M 
c) [OH-] = 3,32.10-10 M 
d) [H3O+] = 1,0.10-7 M 
EJERCICIO 3 
a) Calcular el pH de una solución de ácido nítrico 0,10 M. 
b) Si se diluye 50 mL de esta solución hasta un volumen final de un 1 L, ¿el pH aumenta o 
disminuye? 
Rta: 𝒂) 𝒑𝑯 = 𝟏 ; 𝒃) 𝒂𝒖𝒎𝒆𝒏𝒕𝒂 
EJERCICIO 4 
a) Calcular la masa de NaOH necesaria para preparar 500 mL de solución de pH = 10. 
b) Determinar el número de moles de ion perclorato que se encuentran en 250 mL de solución de 
ácido perclórico de pH = 2,30. 
Rta: 𝒂) 𝟎, 𝟎𝟎𝟐 𝒈 ; 𝒃) 𝟏, 𝟐𝟓. 𝟏𝟎−𝟑𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 
EJERCICIO 5 
Se preparan dos soluciones, una con 1,61 g de ácido fórmico (HCOOH) en agua hasta un volumen 
de 100 cm3 y otra de ácido hiplocloroso, de igual concentración. 
a) Calcular el pH de las soluciones preparadas y expresar una conclusión. 
b) Calcular el grado de disociación del ácido fórmico. 
Rta: 𝒂) 𝒑𝑯 = 𝟐, 𝟏𝟎 (á𝒄𝒊𝒅𝒐 𝒇ó𝒓𝒎𝒊𝒄𝒐); 𝒑𝑯 = 𝟑, 𝟗𝟔 (á𝒄𝒊𝒅𝒐 𝒉𝒊𝒑𝒐𝒄𝒍𝒐𝒓𝒐𝒔𝒐) ; 𝒃)𝟎, 𝟎𝟐𝟐 
19 
 
EJERCICIO 6 
Una solución de un ácido monoprótico débil 0,06 M tiene un pH = 3,44. Calcular la constante de 
acidez del ácido monoprótico. 
Rta: 𝑲𝒂 = 𝟐, 𝟐𝟎. 𝟏𝟎−𝟔 
EJERCICIO 7 
La acumulación de ácido láctico en los músculos ocasiona dolor durante ejercicios extenuantes. Si 
la constante ácida del ácido láctico es 8,4.10-4, calcular el valor de pH de una solución 0,10 M en 
ácido láctico. 
Rta: 𝒑𝑯 = 𝟐, 𝟎𝟒 
EJERCICIO 8 
Se preparan tres soluciones acuosas de tres sales diferentes: Fluoruro de sodio, Nitrato de potasio y 
Cloruro de amonio. 
a) Clasificar dichas soluciones en ácida, básica o neutra e indicar el pH aproximado. 
b) Escribir las ecuaciones químicas correspondientes. 
EJERCICIO 9 
Calcular la masa de soluto, expresada en gramos, para preparar las siguientes soluciones: 
a) 100 mL de solución de hipoclorito de sodio de pH 10,2 a 25 ºC. 
b) 250 mL de solución de nitrato de amonio de pH 6,0 a 25 ºC. 
Rta: 𝒂) 𝟎, 𝟔𝟓 𝒈 ; 𝒃) 𝟎, 𝟎𝟑𝟔 𝒈 
EJERCICIO 10 
Dados los siguientes pares de sustancias en solución: 
a) Ácido clorhídrico - cloruro de sodio 
b) Ácido cianhídrico - cianuro de potasio 
c) Ácido nítrico - nitrato de amonio 
d) Amoníaco-cloruro de amonio. 
¿Cuáles cumplen la condición de formar una solución reguladora? Justificar. 
EJERCICIO 11 
Calcular el pH de una solución que contiene ácido acético (HAc) 0,10 M y acetato de sodio (NaAc) 
0,20 M. 
Rta: 𝒑𝑯 = 𝟓, 𝟎𝟓 
20 
 
TRABAJO PRÁCTICO Nº 5 
TEMA: ÓXIDO- REDUCCIÓN 
EJERCICIO 1 
Para las siguientes sustancias: KMnO4, K2Cr2O7, MnO2, KI, SO2, HNO3, Na2S, K2SO3, H2O2, KIO3, 
CO, HCl. 
a) Determinar el número de oxidación de cada elemento. 
b) Dar el nombre de cada uno de ellas. 
c) Clasificarlas como: oxidante, reductora, u oxidante y reductora. 
EJERCICIO 2 
Dadas las siguientes ecuaciones de reacción en medio acuoso: 
i. 𝒁𝒏 + 𝑪𝒖𝑺𝑶𝟒  𝑪𝒖 + 𝒁𝒏𝑺𝑶𝟒 
ii. 𝑯𝒊𝒅𝒓ó𝒙𝒊𝒅𝒐 𝒅𝒆 𝒔𝒐𝒅𝒊𝒐 + 𝑺𝒖𝒍𝒇𝒂𝒕𝒐 𝒇é𝒓𝒓𝒊𝒄𝒐  𝑯𝒊𝒅𝒓ó𝒙𝒊𝒅𝒐 𝒇é𝒓𝒓𝒊𝒄𝒐 + 𝑺𝒖𝒍𝒇𝒂𝒕𝒐 𝒅𝒆 𝒔𝒐𝒅𝒊𝒐 
iii. 𝑲𝑴𝒏𝑶𝟒 + 𝑯𝟐𝑶𝟐 + 𝑯𝟐𝑺𝑶𝟒  𝑴𝒏𝑺𝑶𝟒 + 𝑶𝟐 + 𝑲𝟐𝑺𝑶𝟒 + 𝑯𝟐𝑶 
iv. 𝐃𝐢𝐜𝐫𝐨𝐦𝐚𝐭𝐨 𝐝𝐞 𝐩𝐨𝐭𝐚𝐬𝐢𝐨 + 𝐒𝐮𝐥𝐟𝐚𝐭𝐨 𝐟𝐞𝐫𝐫𝐨𝐬𝐨 + á𝐜𝐢𝐝𝐨 𝐬𝐮𝐥𝐟ú𝐫𝐢𝐜𝐨 𝐒𝐮𝐥𝐟𝐚𝐭𝐨 𝐜𝐫ó𝐦𝐢𝐜𝐨 + 𝐬𝐮𝐥𝐟𝐚𝐭𝐨 𝐟é𝐫𝐫𝐢𝐜𝐨 +……. 
v. 𝑪𝒖 + 𝑯𝑵𝑶𝟑  𝑪𝒖(𝑵𝑶𝟑)𝟐 + 𝑵𝑶 + 𝑯𝟐𝑶 
a) Determinar los números de oxidación de los elementos e identificar las reacciones redox, 
b) Indicar el agente oxidante y el agente reductor 
c) Plantear las semirreacciones correspondientes en medio ácido e igualar la ecuación 
EJERCICIO 3 
Igualar las ecuaciones siguientes e identificar las reacciones de desproporción y las reaccionesintramoleculares. 
i. 𝑲𝑰𝑶𝟑(𝒂𝒄) + 𝑵𝒂𝟐𝑺𝑶𝟑(𝒂𝒄) + 𝑯𝟐𝑺𝑶𝟒(𝒂𝒄) 𝑰𝟐(𝒔) + 𝑵𝒂𝟐𝑺𝑶𝟒 + 𝑲𝟐𝑺𝑶𝟒(𝒂𝒄) + 𝑯𝟐𝑶 
ii. 𝑲𝟐𝑪𝒓𝟐𝑶𝟕(𝒂𝒄) + 𝑲𝑰(𝒂𝒄) + 𝑯𝟐𝑺𝑶𝟒(𝒂𝒄) 𝑰𝟐(𝒔) + 𝑪𝒓𝟐(𝑺𝑶𝟒)𝟑(𝒂𝒄) + 𝑲𝟐𝑺𝑶𝟒(𝒂𝒄) + 𝑯𝟐𝑶 
iii. 𝑲𝑴𝒏𝑶𝟒(𝒂𝒄) + 𝑯𝑪𝒍(𝒂𝒄)  𝑪𝒍𝟐(𝒈) + 𝑴𝒏𝑪𝒍𝟐(𝒂𝒄) + 𝑲𝑪𝒍(𝒂𝒄) + 𝑯𝟐𝑶 
iv. 𝑩𝒓𝟐(𝒍) + 𝑵𝒂𝑶𝑯(𝒂𝒄)  𝑵𝒂𝑩𝒓𝑶𝟑(𝒂𝒄) + 𝑵𝒂𝑩𝒓(𝒂𝒄) + 𝑯𝟐𝑶 
v. 𝑯𝑵𝑶𝟐(𝒂𝒄)  𝑯𝑵𝑶𝟑(𝒂𝒄) + 𝑵𝑶(𝒈) + 𝑯𝟐𝑶 
vi. 𝑲𝑰𝑶𝟑(𝒂𝒄) + 𝑲𝑰(𝒂𝒄) + 𝑯𝟐𝑺𝑶𝟒(𝒂𝒄)  𝑰𝟐(𝒔) + 𝑲𝟐𝑺𝑶𝟒(𝒂𝒄) + 𝑯𝟐𝑶 
vii. 𝑵𝑯𝟒𝑵𝑶𝟐(𝒔)  𝑵𝟐(𝒈) + 𝑯𝟐𝑶 
viii. 𝑲𝑴𝒏𝑶𝟒(𝒂𝒄) + 𝑲𝟐𝑺𝑶𝟑(𝒂𝒄) + 𝑲𝑶𝑯(𝒂𝒄)  𝑲𝟐𝑴𝒏𝑶𝟒(𝒂𝒄) + 𝑲𝟐𝑺𝑶𝟒(𝒂𝒄) + 𝑯𝟐𝑶 
ix. Ó𝒙𝒊𝒅𝒐 𝒇é𝒓𝒓𝒊𝒄𝒐 + 𝒎𝒐𝒏ó𝒙𝒊𝒅𝒐 𝒅𝒆 𝒄𝒂𝒓𝒃𝒐𝒏𝒐  𝒅𝒊ó𝒙𝒊𝒅𝒐 𝒅𝒆 𝒄𝒂𝒓𝒃𝒐𝒏𝒐 + ó𝒙𝒊𝒅𝒐 𝒇𝒆𝒓𝒓𝒐𝒔𝒐 
x. 𝑯𝒈𝑶(𝒔)  𝑯𝒈(𝒍) + 𝑶𝟐(𝒈) 
21 
 
EJERCICIO 4 
Calcular la masa equivalente en reacciones redox del: 
a) KMnO4 en medio ácido y en medio básico 
b) dicromato de potasio en medio ácido 
c) iodato de potasio en medio ácido 
d) agua oxigenada como oxidante en medio ácido. 
Rta: 𝒂) 𝟑𝟏, 𝟔 𝒈; 𝒃) 𝟒𝟗, 𝟎 𝒈; 𝒄) 𝟐𝟏, 𝟒 𝒈; 𝒅) 𝟏𝟕 𝒈 
EJERCICIO 5 
Calcular el número de moles y de equivalentes que hay en: 
a) 50 g de permanganato de potasio que se reducen en medio ácido, 
b) 50 g de permanganato de potasio que se reducen en medio básico, 
c) 100 g de ioduro de potasio que se oxidan, 
d) 100 g de sulfito de sodio que se oxidan en medio básico. 
Rta: 𝒂) 𝟎, 𝟑𝟐 𝒎𝒐𝒍; 𝟏, 𝟓𝟖 𝒆𝒒; 𝒃) 𝟎, 𝟑𝟐 𝒎𝒐𝒍; 𝟎, 𝟑𝟐 𝒆𝒒; 𝒄) 𝟎, 𝟔𝟎 𝒎𝒐𝒍; 𝟎, 𝟔𝟎 𝒆𝒒; 𝒅) 𝟎, 𝟕𝟗 𝒎𝒐𝒍; 𝟏, 𝟓𝟖 𝒆𝒒 
EJERCICIO 6 
Calcular las normalidades de las siguientes soluciones acuosas que serán empleadas en reacciones 
redox: 
a) KMnO4 0,10 M (medio 
ácido), 
b) K2SO3 0,50 M (medio 
básico), 
c) K2Cr2O7 0,20 M (medio 
ácido) 
Rta: 𝒂) 𝟎, 𝟓𝟎 𝑵 ; 𝒃) 𝟏, 𝟎𝟎 𝑵; 𝒄) 𝟏, 𝟐𝟎 𝑵 
EJERCICIO 7 
Calcular la masa de soluto necesaria para preparar las siguientes soluciones: 
a) 200 mL de permanganato de potasio 0,2 N para emplearse como oxidante en medio básico, 
b) 500 mL 0,1 N de dicromato de potasio como oxidante en medio ácido. 
Rta: 𝒂) 𝟔, 𝟑𝟐 𝒈 ; 𝒃) 𝟐, 𝟒𝟓 𝒈 
EJERCICIO 8 
Calcular: 
a) la normalidad y la molaridad de una solución de iodato de potasio, si 20 mL de ésta se reducen 
en medio ácido con 40 mL de KI 0,05 N, 
b) la normalidad y molaridad de una solución de sulfato ferroso, si 20 mL de ésta se oxidan en medio 
ácido con 10 mL de dicromato de potasio 0,1 M, 
22 
 
c) la molaridad de una solución de permanganato de potasio, si 10 mL de ésta reaccionan 
totalmente en medio básico con 3 g de sulfito de potasio. 
Rta: 𝒂) 𝟎, 𝟏𝟎 𝑵 ; 𝟎, 𝟎𝟏𝟎 𝑴; 𝒃) 𝟎, 𝟑𝟎 𝑵; 𝟎, 𝟑𝟎 𝑴; 𝒄) 𝟑, 𝟖𝟎 𝑴 
EJERCICIO 9 
a) ¿Qué masa de KI se necesitará para reducir completamente 10 mL de solución de KIO3 0,2 M en 
medio ácido? 
b) ¿Cuántos moles de dicromato de potasio serán necesarios para oxidar completamente en medio 
ácido a 20 mL de solución de FeSO4 3,0 M? 
Rta: 𝒂) 𝟑, 𝟑𝟐 𝒈 ; 𝒃) 𝟎, 𝟎𝟏 𝒎𝒐𝒍 
EJERCICIO 10 
En la titulación de 5 mL de solución de agua oxigenada en medio ácido se emplearon 10 mL de 
solución de KMnO4 0,05 M, calcular la normalidad y molaridad de la solución de agua oxigenada. 
Rta: 𝟎, 𝟓𝟎 𝑵 ; 𝟎, 𝟐𝟓 𝑴 
23 
 
TRABAJO PRÁCTICO Nº 6 
TEMA: ELECTROQUÍMICA 
EJERCICIO 1 
Dadas las siguientes notaciones convencionales de celdas galvánicas: 
i. 𝑪𝒅/𝑪𝒅𝑺𝑶𝟒(𝒂𝒄)// 𝑨𝒍𝑪𝒍𝟑(𝒂𝒄)/𝑨𝒍 
ii. 𝑷𝒃/𝑷𝒃(𝑵𝑶𝟑)𝟐(𝒂𝒄)// 𝑭𝒆𝑪𝒍𝟑(𝒂𝒄), 𝑭𝒆𝑪𝒍𝟐(𝒂𝒄); 𝑷𝒕 
iii. 𝑴𝒈/𝑴𝒈𝑪𝒍𝟐(𝒂𝒄)// 𝑯𝒈(𝒍)/𝑯𝒈𝟐𝑪𝒍𝟐(𝒂𝒄) 
iv. 𝑷𝒕; 𝑰𝟐(𝒔)/𝑲𝑰(𝒂𝒄)// 𝑨𝒈/𝑨𝒈𝑰(𝒂𝒄) 
a) Determine cuál de ellas no ocurre en condiciones estándar. Justifique 
b) Esquematice cada una de ellas, indicando ánodo, cátodo y circulación de los electrones 
c) Escriba las ecuaciones de los procesos del ánodo y del cátodo. 
d) Escriba la ecuación del proceso total. 
e) Calcule ∆𝐸° y ∆𝐺°. 
Rta: 𝒊𝒊. ∆𝑬° = 𝟎, 𝟗 𝑽; ∆𝑮° = −𝟏𝟕𝟑, 𝟕 𝒌𝑱 ; 𝒊𝒊𝒊. ∆𝑬° = 𝟏, 𝟓𝟖 𝑽; ∆𝑮° = −𝟑𝟎𝟒, 𝟗𝟒 𝒌𝑱 
EJERCICIO 2 
Para cada una de las siguientes reacciones: 
i. 𝒁𝒊𝒏𝒄 (𝒔) + 𝑺𝒖𝒍𝒇𝒂𝒕𝒐 𝒅𝒆 𝒄𝒐𝒃𝒓𝒆 (𝑰𝑰)(𝒂𝒄)  𝑪𝒐𝒃𝒓𝒆(𝒔) + 𝑺𝒖𝒍𝒇𝒂𝒕𝒐 𝒅𝒆 𝒛𝒊𝒏𝒄 (𝒂𝒄) 
ii. 𝟐 𝑨𝒈 (𝒔) + 𝑪𝒍𝟐(𝒂𝒄)  𝟐 𝑨𝒈𝑪𝒍 (s) 
iii. 𝟑 𝑭𝒆𝟑+ (𝒂𝒄) + 𝑷𝒃(𝒔)  𝟐 𝑭𝒆𝟐+ (𝒂𝒄) + 𝑷𝒃𝟐+(𝒂𝒄) 
iv. 𝑩𝒓𝟐(𝒍) + 𝟐 𝑰
− (𝒂𝒄)  𝟐 𝑩𝒓− (𝒂𝒄) + 𝑰𝟐(𝒔) 
v. 𝟐 𝑲𝑰 (𝒂𝒄) + 𝟐 𝑲𝟑𝑭𝒆(𝑪𝑵)𝟔(𝒂𝒄)  𝑰𝟐(𝒔) + 𝟐 𝑲𝟒𝑭𝒆(𝑪𝑵)𝟔(𝒂𝒄) 
a) Calcule la f.e.m estándar a 25°C e indique si la reacción de la celda puede ocurrir tal como está 
escrita o en sentido contrario. 
b) Dibuje un diagrama de celda galvánica en la cual ocurre la reacción. 
c) Escriba la notación de la pila. 
Rta: 𝒂) 𝒊. ∆𝑬° = 𝟏, 𝟏 𝑽; 𝒊𝒊. ∆𝑬° = 𝟎, 𝟓𝟔 𝑽; 𝒊𝒊𝒊. ∆𝑬° = 𝟎, 𝟗 𝑽; 𝒊𝒗. ∆𝑬° = 𝟎, 𝟓𝟑 𝑽; 𝒗. ∆𝑬° = 𝟎, 𝟔𝟕 𝑽. 
EJERCICIO 3 
Determinar si el peróxido de hidrógeno en condiciones estándar será oxidante o reductor frente a los 
siguientes pares: 
a) Ioduro / iodo b) ión ferroso / ión férrico 
24 
 
EJERCICIO 4 
Se construye una pila cuya reacción total es: 
𝑷𝒃𝟐+ + 𝑺𝒏  𝑷𝒃 + 𝑺𝒏𝟐+ 
Calcule ∆𝐸 y ∆𝐺 para las siguientes condiciones: 
a) Condiciones estándar en ambos electrodos 
b) [𝑺𝒏𝟐+] = 𝟏, 𝟎 . 𝟏𝟎−𝟐𝑴 [𝑷𝒃𝟐+] = 𝟎, 𝟐𝟎 𝑴 
c) [𝑺𝒏𝟐+] = 𝟎, 𝟒𝟎 𝑴 [𝑷𝒃𝟐+] = 𝟓, 𝟎 . 𝟏𝟎−𝟑𝑴
En cada caso indicar en qué dirección transcurrirá espontáneamente la reacción. 
Rta: 𝒂) ∆𝑬° = 𝟎 𝑽; ∆𝑮° = 𝟎 𝒌𝑱; 𝒃) ∆𝑬 = 𝟎, 𝟑𝟖 𝑽; ∆𝑮 = −𝟏𝟗𝟑 𝒌𝑱 ; 𝒄)∆𝑬 = −𝟎, 𝟎𝟓𝟔 𝑽; ∆𝑮 = 𝟏𝟎, 𝟖𝟓 𝒌𝑱 
EJERCICIO 5 
Arme una celda galvánica, considerando 25°C, compuesta por un fragmento de cromo sumergido en 
una disolución 0,500 M de Cr3+ o uno de Zn en una disolución de Zn2+ 0,0500M. ¿Cuál de los dos 
electrodos es el cátodo? 
EJERCICIO 6 
Una pila está formada por un electrodo de (Fe2+/ Fe) que actúa como polo positivo, siendo la 
concentración del ión ferroso 0,1 M. El otro electrodo es (Cr3+/Cr). Si ∆𝐸 = 0,26 𝑉, calcular la 
concentración del ión crómico. Escribir la notación convencional para esta pila. 
Rta: [𝑪𝒓𝟑+] = 𝟎, 𝟎𝟎𝟎𝟏𝟐 𝑴 
EJERCICIO 7 
Considere la pila 𝑪𝒖 / 𝑪𝒖𝟐+// 𝑨𝒍𝟑+/ 𝑨𝒍. ¿Qué efecto producirá sobre el potencial cada uno de los 
siguientes cambios? Razone sus respuestas. 
a) Adición de Cu2+ a la semipila que actúa como ánodo 
b) Adición de iones OH- a la semipila 𝑨𝒍/𝑨𝒍𝟑+. 
c) Adición de Cu a la semipila 𝑪𝒖 / 𝑪𝒖𝟐+. 
EJERCICIO 8 
Calcular los Faraday y los Coulombios necesarios para depositar: 
a) 0,025 moles de aluminio a partir del ión tripositivo 
b) 0,070 gramos de Fe a partir de sulfato férrico 
Rta: 𝒂) 𝟕𝟐𝟑𝟕, 𝟓 𝑪 ; 𝒃) 𝟑𝟔𝟏, 𝟖 𝑪 
25 
 
EJERCICIO 9 
En una electrólisis de KI (sólido) se obtuvieron 3,9 g de K. Calcular: 
a) Intensidad de la corriente, si el tiempo de electrólisis fue 1 hora. 
b) Calcular la masa de I2 obtenida. 
EJERCICIO 10 
En una electrólisis de cloruro de sodio fundido se desprendieron 5,6 L de cloro medidos en 
condiciones normales de P y T. Calcular: 
a) El tiempo que dura la electrólisis a una intensidad de 5 A. 
b) La masa de sodio depositada. 
Rta: 𝒂) 𝟗𝟔𝟓𝟎 𝒔; 𝒃) 𝟏𝟏, 𝟓 𝒈 
26 
 
TRABAJO PRÁCTICO Nº 7 
TEMA: COMPUESTOS DE COORDINACIÓN 
INTRODUCCIÓN 
Los colores que se asocian a la química, no solo son hermosos, sino que nos brindan información 
acerca de la estructura y enlaces de la materia. Un grupo importante de compuestos coloridos lo 
constituyen los metales de Transición. 
Se diferencian de los elementos representativos por su configuración electrónica, en donde estos 
elementos de transición presentan el nivel de energía (n-1) d x incompleto o completo ya que x varía 
desde 1……..hasta 10. 
3 d1…………………..3d10En el nivel 3 recién aparece el subnivel d. 
Los metales de transición presentan ciertas propiedades: 
 Gran diversidad de nº de oxidación. 
 Dan compuestos coloreados. 
 Presentan propiedades magnéticas. 
 Forman iones complejos. 
Iones complejos: estos iones a veces forman parte de moléculas neutras y se llaman compuestos de 
coordinación o complejos. 
EJERCICIO 1 
Indicar el número o índice de coordinación del ion central y su número de oxidación en cada uno de 
los complejos siguientes: 
a) 𝑵𝒂𝟐[𝑪𝒅𝑪𝒍𝟒] 
b) 𝑲𝟐[𝑴𝒐𝑶𝑪𝒍𝟒] 
c) [𝑪𝒐(𝑵𝑯𝟑)𝟒𝑪𝒍𝟐]𝑪𝒍 
d) [𝑵𝒊(𝑪𝑵)𝟓]
𝟑− 
e) 𝑲𝟑[𝑽(𝑪𝟐𝑶𝟒)𝟑] 
f) [𝒁𝒏(𝒆𝒏)𝟐]𝑩𝒓𝟐 
g) 𝑲𝟑[𝑨𝒖(𝑪𝑵)𝟒] 
h) [𝑷𝒅(𝑵𝑯𝟑)𝟐𝑩𝒓𝟐] 
i) [𝑭𝒆(𝑯𝟐𝑶)𝟓𝑺𝑪𝑵]
𝟐+ 
j) [𝑭𝒆(𝑪𝑵)𝟔]
𝟑− 
k) 𝑲[𝑪𝒐(𝑪𝟐𝑶𝟒)𝟐(𝑵𝑯𝟑)𝟐] 
l) [𝑪𝒓(𝒆𝒏)𝟐𝑭𝟐]𝑵𝑶𝟑 
EJERCICIO 2 
Indicar la posible geometría de cada uno de los complejos siguientes: 
a) [𝑪𝒐𝑪𝒍𝟒]
𝟐− 
b) [𝑨𝒈(𝑪𝑵)𝟐]
− 
c) [𝑷𝒕𝑪𝒍𝟒(𝒆𝒏)] 
d) 𝒕𝒓𝒂𝒏𝒔 − [𝑪𝒓(𝑵𝑯𝟑)𝟒(𝑯𝟐𝑶)𝟐]
𝟑+ 
e) 𝒄𝒊𝒔 − [𝑪𝒐(𝒆𝒏)𝟐(𝑵𝑶𝟐)𝟐]
+ 
f) [𝑹𝒖(𝑯𝟐𝑶)𝑪𝒍𝟓]
𝟐− 
27 
 
EJERCICIO 3 
Dar el nombre de cada uno de los complejos siguientes: 
a) [𝑵𝒊(𝑯𝟐𝑶)𝟔]𝑩𝒓𝟐 
b) 𝑲[𝑨𝒈(𝑪𝑵)𝟐] 
c) [𝑪𝒓(𝑵𝑯𝟑)𝟒𝑪𝒍𝟐]𝑪𝒍𝑶𝟒 
d) 𝑲𝟑[𝑭𝒆(𝑪𝟐𝑶𝟒)𝟑] 
e) [𝑪𝒐(𝒆𝒏)(𝑵𝑯𝟑)𝟐𝑩𝒓𝟐]𝑪𝒍 
f) 𝑲𝟒[𝑴𝒏(𝑪𝑵)𝟔] 
g) [𝒁𝒏(𝑯𝟐𝑶)𝟐(𝑵𝑯𝟑)𝟐]𝑪𝒍𝟐 
h) 𝑭𝒆[𝑭𝒆(𝑪𝑵)𝟔] 
i) 𝑵𝒂𝟑[𝑨𝒍𝑭𝟔] 
j) [𝑯𝒈(𝑵𝑯𝟑)𝟐]𝑪𝒍𝟐 
k) [𝑪𝒓(𝑵𝑯𝟑)𝟓𝑺𝑪𝑵](𝑺𝑪𝑵)𝟐 
l) 𝑲𝟐[𝑯𝒈𝑰𝟒] 
EJERCICIO 4 
Escriba la fórmula de cada uno de los compuestos siguientes: 
a) nitrato de hexaamino cromo(III) 
b) sulfato de hexaamino carbonato cobalto(III) 
c) bromuro de dicloro bis(etilendiamino)platino(IV) 
d) diacuo tetrabromo vanadato(III) de potasio 
e) Tetrayodo mercuriato(II) de bis(etilendiamíno) cinc(II) 
f) sulfato de pentaacuo bromo manganeso(III) 
g) tetrabromo(etilendiamino)cobaltato(III) de sodio 
h) Hexacianoferrato (III) de potasio. 
i) Cloruro de tetraaminoacuoclorocobalto (III). 
j) Tetracianocuprato (II) de potasio. 
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TABLAS 
 
 
 
 
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