2daParte Quimica I -2022

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Cátedra de Química I 
 
 
 
 
 
Cátedra de Química General e Inorgánica - 
Facultad de Ingeniería - UNJu 
Química I - 2022 
 
Cartilla de Seminarios (Segunda Parte) 
 
DOCENTES: 
 
Esp.Ing. Patricia ARCE 
Esp.Ing. Alejandra 
ARDUINO Dra. Roxana 
CABANA 
Ing. Luciana CACHULLANI 
Ing. Elda CORMENZANA 
Lic. Lorena ENRIQUEZ 
Ing. Silvina MUHANA 
Esp.Ing.Judith SINGH 
Univ, Nac. de Jujuy −Facultad de Ingeniería - Cátedra de QUIMICA I – 2022 - SEMINARIOS – SEGUNDA PARTE 
 
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SEMINARIO 7: GUIA DE AUTOAPRENDIZAJE Termodinámica 
1- Busque en la bibliografía la Ley cero de la Termodinámica. Cite dos ejemplos y explíquelos 
2- Consulte la bibliografía y defina procesos isotérmicos, isobáricos, isométricos y adiabáticos. 
En un gráfico cualitativo P vs T muestre la variación de los distintos procesos. 
3- Busque ejemplos de la vida diaria donde se aplique el Primer principio de la termodinámica 
 
SEMINARIO 7 TERMODINAMICA 
La Termodinámica estudia la energía y sus transformaciones. Para su estudio es conveniente 
repasar los siguientes conceptos: 
Universo: nosotros y todo lo que nos rodea 
Sistema: porción del universo que se aísla para su estudio 
Entorno o alrededores: lo que rodea al sistema. 
Los sistemas se clasifican según si intercambian o no materia y energía con sus alrededores en: 
Sistema Intercambio de materia Intercambio de energía 
Abiertos Si Si 
Cerrados No Si 
Aislados No No 
1- Analice detalladamente cada uno de los siguientes sistemas, clasifíquelos en abiertos, 
cerrados o aislados 
a) Café en un termo de buena calidad 
b) Un termómetro con mercurio 
c) Nafta que se quema en un motor de un auto 
d) Una planta en flor 
Cuando un sistema modifica su estado, se modifican cualquiera de sus variables y se produce un 
proceso termodinámico. 
La termodinámica estudia sistemas en equilibrio (mecánico, térmico y químico) (composición 
constante) 
Energía: capacidad para realizar un trabajo, puede tener diferentes formas como energía cinética, 
potencial, química, etc. Todas las formas de energía pueden transformarse una en otra y pueden 
producir trabajo. 
Calor y Trabajo: Son formas de energía en tránsito, es decir que la energía que se transfiere de 
un sistema a otro lo hace en forma de calor o de trabajo. 
Vamos a adoptar la denominada convención egoísta de signos que considera que “todo lo que 
entra al sistema es positivo” y “todo lo que sale del sistema es negativo”, o que es positivo todo lo 
que aumente la energía interna del sistema. 
PROCESO SIGNO 
Trabajo realizado por el sistema sobre los alrededores – 
Trabajo realizado sobre el sistema por los alrededores + 
Calor absorbido por el sistema (proceso endotérmico) + 
Calor liberado por el sistema (proceso exotérmico) – 
Para caracterizar termodinámicamente un sistema necesitamos conocer sus funciones de 
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estado, que son parámetros del sistema cuya variación solo depende de los estados inicial y final. 
Algunas ya estudiamos en el tema de gases. como presión (P), temperatura (T), volumen (V). 
Ahora veremos: energía interna (E), entalpía (H), entropía (S) y energía libre de Gibbs (G). 
Primer principio de la Termodinámica: “La energía no se crea ni se destruye, solo se transforma” 
Energía Interna “E”: es la energía total (cinética y potencial) asociada con los enlaces químicos, 
las atracciones intermoleculares, energía cinética de las moléculas, etc. Es una función de estado, 
extensiva y depende de la temperatura. Basándonos en la primera ley de la termodinámica, la 
variación de la energía interna de un sistema que sólo intercambia energía en forma de calor y 
trabajo: 
∆𝑬 = 𝒒 + 𝒘 donde “q” es calor y “w” trabajo 
Para un sistema gaseoso, se puede demostrar que: 
𝑤 = −𝑃 ∙ ∆ 𝑉 = − ∆𝑛 ∙ 𝑅 ∙ 𝑇 
O sea que: 
∆𝑬 = 𝒒 − 𝑷 ∙ ∆𝑽 
2- a) Considere los siguientes cambios 
i. H2O (l) ↔ H2O (g) 
ii. 3 O2 (g) ⎯→ 2 O3 (g) 
iii. Na2SO4 10 H2O (s) ⎯→ Na2SO4 (s) + 10 H2O (g) 
iv. H2 (g)+ Cl2 (g) ⎯→ 2 HCl (g) 
A presión constante, ¿en cuáles de los procesos anteriores el sistema hace trabajo sobre su 
entorno? ¿En cuáles lo hace el entorno sobre el sistema? ¿En cuáles no se intercambia trabajo? 
3- a) Un gas ideal se expande y realiza trabajo sobre su entorno de 1,55kJ. Al mismo tiempo, 
absorbe 1,32kJ de calor de sus alrededores. El cambio de energía interna del gas es: 
i) 0,23kJ ii) – 0,23kJ iii) – 2,87 kJ iv) 2,87kJ 
b) Se introducen dos gases en un recipiente a temperatura ambiente y presión constante. 
Cuando ambas sustancias reaccionan liberan al entorno 165kJ, realizando un trabajo sobre el 
sistema de 92,5 kJ ¿Hay variación en la energía interna del sistema? Justifique. 
Para analizar procesos de calentamiento o enfriamiento, debemos diferenciar dos tipos de calores: 
calor sensible y calor latente 
Calor Sensible: es el calor involucrado en los cambios de temperatura 
𝑞𝑠𝑒𝑛𝑠𝑖𝑏𝑙𝑒 = 𝑚 ∙ 𝑐𝑒 ∙ ∆𝑡 
donde “m” es la masa, “ce” es el calor específico de la sustancia involucrada y ∆t es la diferencia 
de temperatura entre el estado final y el estado inicial del sistema (tf – ti). 
Calor específico: es la cantidad de calor que hay que entregarle a 1 g de sustancia para cambiar 
su temperatura en 1°C energía / (g °C). El valor del calor específico depende de la sustancia y 
de su estado de agregación. 
Capacidad calorífica de una sustancia (𝐶 = 𝑚 ∙ 𝑐𝑒): es la cantidad de calor necesaria para elevar 
un 1°C la temperatura de una cierta cantidad de sustancia (energía / °C) 
Calor Latente (  ): es el calor involucrado en los cambios de estado de agregación (o de fase) 
de una sustancia. Su valor depende de la sustancia y del cambio de fase. 
𝑞𝑙𝑎𝑡𝑒𝑛𝑡𝑒 = 𝑚 ∙ 𝜆 𝑜 𝑞𝑙𝑎𝑡𝑒𝑛𝑡𝑒 = 𝑛 ∙ 𝜆 
donde m es la masa (en g) (n: cantidad de materia, moles) y  es el calor latente específico por 
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unidad de masa (o por mol). Generalmente se expresan en kJ/g (o kJ/mol). Están tabulados. 
4- a) Al suministrar una kilocaloría a 200 g de hierro, la temperatura aumenta en 46,7 °C. El calor 
específico del Fe es, en cal/ (g °C): 
i) 0,107 ii) 0,562 iii) 3,000 iv) 2,107 
b) El calor latente del sodio es 620 cal/mol. La cantidad de calor, en Joules, que se requieren para 
fundir 69 g de sodio en su punto de fusión es: 
i) 2000 ii) 7782 iii) 5188 iv) 3508 
Casi todas las reacciones químicas absorben o liberan energía. El calor es la forma de energía 
más comúnmente absorbida o liberada en las reacciones químicas. El estudio de los cambios de 
calor en las reacciones químicas se llama Termoquímica. En una reacción química ∆E representa 
la diferencia de energía interna entre los productos y los reactivos. 
∆𝐸 = 𝐸𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑐𝑡𝑜𝑠 − 𝐸𝑟𝑒𝑎𝑐𝑡𝑖𝑣𝑜𝑠 = 𝑞 + 𝑤 
La comida cocinada en una olla a presión doméstica, la 
esterilización del material de los hospitales en autoclave, 
pueden considerarse como procesos que ocurren a volumen 
constante, por lo tanto, no hay variación de volumen y el 
trabajo es cero. Por lo tanto, el calor absorbido o desprendido 
en una reacción química realizada a volumen constante, es 
igual a la variación de energía interna del sistema “∆E= qv“. 
Esta situación se da en un calorímetro, considerándolo como 
un sistema aislado tenemos: Ʃqintercambiado = 0 por lo tanto: 
𝑄𝑟𝑒𝑎𝑐𝑐 + 𝑄𝐴𝑏𝑠𝑟𝑏𝐶𝑎𝑙𝑜𝑟𝑖𝑚 + 𝑄𝐴𝑏𝑠𝑟𝐴𝑔𝑢𝑎 = 0 
 
5- Se queman 0,25 g de ciclohexano C6H12 con exceso de oxígeno en una bomba calorimétrica 
calibrada cuya capacidad calorífica es de 551 J/°C. Del resultado de la experiencia se sabe 
que la temperatura de la bomba aumenta a 10,6°C. Calcular la entalpia de la siguiente 
reacción 
 C6H12 (l)+ 9 O2 (g) ⎯→ 6 CO2 (g)+ 6 H2O (l)i) – 2817 kJ/mol ii) – 1.962,4kJ/mol iii) – 1500 kJ/mol iv) – 3200 J/mol 
La combustión de una vela, la fermentación del mosto, la oxidación de una estructura metálica, la 
fotosíntesis, el metabolismo humano, son procesos que transcurren a cielo abierto es decir a 
presión constante (en contacto con la presión atmosférica). Para calcular el intercambio de calor 
asociado a una reacción que transcurre a presión constante, se define una nueva función de 
estado extensiva llamada Entalpía “H”, cuya variación “∆H” representa el calor transferido por el 
sistema en cualquier proceso que ocurra a presión constante, o sea qp= ∆H. La relación entre la 
energía interna y la entalpía se expresa como: 
∆𝐻 = ∆𝐸 + 𝑃 ∙ ∆𝑉 𝑎 𝑝𝑟𝑒𝑠𝑖ó𝑛 𝑐𝑜𝑛𝑠𝑡𝑎𝑛𝑡𝑒 
En el caso de reacciones en las que intervienen gases: ∆𝐻 = ∆𝐸 + ∆𝑛 ∙ 𝑅 ∙ 𝑇 
Para los sistemas que absorben calor: H productos > H reactivos  ∆H >0 Procesos endotérmicos. 
Para los que desprenden calor: H productos < H reactivos  ∆H < 0 Procesos exotérmicos. 
El cambio de entalpía que ocurre cuando se forma un mol de compuesto a partir de los elementos 
que lo constituyen, en sus estados de agregación más estables a la presión de 1 atm y a la 
temperatura de 298 K (estado estándar) se denomina entalpía de formación estándar “∆H°f” (a 
las entalpías de formación de los elementos en su estado de agregación más estable a 1 atm de 
presión y 298 K se le asigna el valor cero). 
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6- Teniendo presente la relación entre el cambio de entalpia y el cambio de energía interna, 
calcule el ∆𝐸 para los siguientes procesos físicos y químicos en CNPT. 
a) H2O(l) ⎯→ H2O (g) ∆𝐻 = +44.4𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙 
b) N2 (g) + 2 H2 (g) ⎯→ N2H4 (l) ∆𝐻 = +51𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙 
La variación de la entalpía de una reacción química se puede calcular utilizando las entalpías de 
formación de las sustancias que intervienen en la reacción. Estos valores de entalpías 
corresponden a la formación de un mol de sustancia por eso, al ser la entalpía una magnitud 
extensiva, será preciso multiplicar las entalpías de formación por los coeficientes estequiométricos 
de las sustancias que intervienen en la misma. 
∆𝐻𝑅𝑒𝑎𝑐𝑐𝑖ó𝑛
0 = (∑𝑛 △ 𝐻𝑓
0)
𝑃𝑟𝑜𝑑𝑢𝑐𝑡𝑜𝑠
 − (∑ 𝑛 △ 𝐻𝑓
0)
𝑅𝑒𝑎𝑐𝑡𝑖𝑣𝑜𝑠
 
Donde “n” representa a los respectivos coeficientes estequiométricos 
La entalpía es una función de estado y su variación a presión constante solo depende de los 
estados inicial y final, pero no de los intermedios por los que transcurre la reacción. Según la ley 
de Hess “Cuando una reacción química puede expresarse como suma algebraica de otras, su 
calor de reacción es igual a la suma algebraica de los calores de las reacciones parciales”. Cuando 
una reacción química se invierte, el valor de su entalpía de reacción se mantiene, pero con signo 
contrario. 
7- Con los datos de entalpias de formación standares determine la entalpia de cada reacción 
dada: 
a) CH4 (g)+H2O (g) ⎯→ CO(g) + 3H2(g) 
b) 2 CaO (s) + 2 MgO (s) + 4 H2O (g) ⎯→ 2 Ca(OH)2 (s) + 2 Mg(OH)2 (s) 
 
Compuesto ΔHf° [kJ/mol] 
CH4 (g) −74,9 
H2O (g) −241,82 
CO(g) −110,53 
CaO (s) −635,6 
MgO (s) −601,8 
Ca(OH)2 (s) −986,6 
Mg(OH)2 (s) −925,28 
8- a) La fabricación industrial del ácido sulfúrico se realiza en dos etapas, la primera es la 
combustión del azufre, la segunda la oxidación del dióxido de azufre a trióxido de azufre. A 
partir de las entalpias de reacción estándares: 
S (s) + O2 (g) ⎯→ SO2 (g) ∆𝐻 = −297𝑘J 
2 S (s) + 3 O2 (g) ⎯→ SO3 (g) ∆𝐻 = −791𝑘J 
Calcule la entalpia de reacción de la oxidación del dióxido de azufre a trióxido de azufre de la 
reacción: 
2 SO2 (g) + O2 (g) ⎯→ 2 SO3 (g) 
a) 197 kJ/mol b) – 791,6 kJ/mol c) 290 kJ/mol d) – 197 kJ 
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b) Con base en las entalpías de reacción siguientes, 
H2(g) + F2(g) → 2 HF(g) H = -537 kJ 
C(s) + 2 F2(g) → CF4(g) H = – 680 kJ 
2 C(s) + 2 H2(g) → C2H4(g) H = +52,3 kJ 
La HReacc de la reacción: C2H4 (g) + 6 F2 (g) ⎯→ 2 CF4(g) + 4 HF(g), es: 
i) – 2486,3 kJ ii) 3890,5 kJ iii) – 1400,9 kJ iv) 1400,9 kJ 
Uno de los principales objetivos al estudiar termodinámica especialmente para los químicos es 
poder predecir si ocurrirán las reacciones, cuando se mezclan los reactivos en condiciones 
especiales. Una reacción que, si ocurre en un conjunto dado de condiciones determinadas, se 
llama reacción espontánea, y si no ocurre se dice que es no espontánea. Parece lógico suponer 
que los procesos espontáneos ocurren para disminuir la energía de un sistema, es así que surgen 
los criterios de espontaneidad. 
Primer criterio de espontaneidad: Todas las reacciones exotérmicas (H<0) son espontáneas. 
Pero con este criterio no podemos generalizar ya que existen reacciones endotérmicas que son 
espontáneas, por lo tanto, se define una nueva función de estado extensiva llamada entropía “S” 
que es una medida directa del desorden del sistema, cuanto mayor es el desorden de un sistema 
mayor es la entropía del mismo. Los valores de entropía que se registran para las diferentes 
sustancias se dan para una 1 atm y 25°C, estos valores se denominan entropías estándar (S°). 
Las entropías de los elementos como la de los compuestos son positivas. 
Segundo Principio de la Termodinámica: En un proceso reversible (ocurre en ambos sentidos) 
la entropía del universo es constante (SU = 0) pero si el proceso es irreversible (ocurre en un 
sentido) la entropía siempre aumenta (SU > 0). 
La variación de la entropía de diferentes procesos puede calcularse teniendo en cuenta los 
siguientes criterios: 
• Los líquidos tienen mayor entropía que sus formas cristalinas. 
• Los gases tienen mayor entropía que sus líquidos correspondientes 
• La entropía de una sustancia siempre aumenta con el aumento de la temperatura 
• Si una reacción química está acompañada por un aumento en el número de partículas la 
entropía aumenta. 
• Cuando una sustancia se disuelve en otra la entropía aumenta 
9- Sin consultar las tablas de entropía, prediga el signo de S para cada uno de los siguientes 
procesos 
a) N2 (g) + O2 (g) ⎯→ 2 NO2 (g) 
b) Br2 (g) ⎯→ Br2 (l) 
c) Desalinización del agua de mar 
La entropía es una función de estado, por lo tanto, su variación en una reacción química a 
temperatura constante se puede calcular según: 
∆𝑆𝑅𝑒𝑎𝑐𝑐𝑖ó𝑛
0 = (∑𝑛 △ 𝑆𝑚
0 )𝑃𝑟𝑜𝑑𝑢𝑐𝑡𝑜𝑠 − (∑ 𝑛 △ 𝑆𝑚
0 )𝑅𝑒𝑎𝑐𝑡𝑖𝑣𝑜𝑠 
Segundo criterio de espontaneidad: Las reacciones con una variación de entropía mayor que cero 
es decir con un aumento de entropía son espontáneas. 
10- Calcule la variación de entropía para las siguientes reacciones y clasifíquelas en espontáneas 
o no espontáneas. 
a) 2 C (s) + 3 H2 (g)+ ½ O2 (g) ⎯→ C2H5OH (l) 
b) C (diamante) + O2 (g) ⎯→ CO2 (g) 
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Compuesto S° [J/mol.K] 
C (s) 5,740 
H2 (g) 130,575 
O2 (g) 205,14 
C2H5OH (l) 161,04 
C (diamante) 2,377 
CO2 (g) 213,63 
 
Existen reacciones químicas cuya variación de entropía es negativa sin embargo son espontáneas 
como la última reacción del ejercicio anterior, por lo tanto, para predecir si un proceso 
termodinámico va a ocurrir de forma espontánea debemos tener en cuenta el aspecto energético 
(H) y el aspecto entrópico (S). Definimos una nueva función de estado extensiva que engloba y 
relaciona ambos parámetros que es la Energía Libre de Gibbs “G”, siendo: 
G = H – T S 
Un proceso será espontáneo cuando G sea negativo. Toda reacción que transcurre con 
disminución de entalpía (H<0) y aumento de entropía (S> 0) será espontáneo y la variación de 
energía libre siempre será negativa. Sin embargo, existen reaccioneses que los términos 
entálpicos y entrópicos están enfrentados, y será la temperatura la magnitud que determine la 
espontaneidad o no del proceso. Existirá un valor de temperatura para la cual H = T S siendo 
G = 0 el proceso se encontrará en equilibrio. 
Se define la energía libre de formación de un compuesto en condiciones de T= 25°C y P= 1 atm, 
el cambio de energía libre necesario para formar un mol del compuesto a partir de los elementos 
en estado fundamental es esas condiciones estándar de presión y temperatura. La variación de 
energía libre en un proceso químico se define como 
∆𝐺𝑅𝑒𝑎𝑐𝑐𝑖ó𝑛
0 = (∑𝑛 △ 𝐺𝑓
0)
𝑃𝑟𝑜𝑑𝑢𝑐𝑡𝑜𝑠
 − (∑ 𝑛 △ 𝐺𝑓
0)
𝑅𝑒𝑎𝑐𝑡𝑖𝑣𝑜𝑠
 
11- Calcular la energía libre de Gibbs para la reacción dada: 
4 HCl(g) + O2(g) ⎯→ 2 Cl2 (g) + 2 H2O (l) T= 298 K 
∆𝐻𝑓
0
(𝐻2𝑂,𝑙,298𝐾)
= −285,93𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙 
∆𝐻𝑓
0
(𝐻𝐶𝑙,𝑔,298𝐾)
= −92,31𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙 
𝑆0(𝐶𝑙2,𝑔,298𝐾) = 222,9𝐽/𝐾𝑚𝑜𝑙 
𝑆0(𝐻𝐶𝑙,𝑔,298𝐾) = 186,91𝐽/𝐾𝑚𝑜𝑙 
𝑆0(𝑂2,𝑔,298𝐾) = 205,14𝐽/𝐾𝑚𝑜𝑙 
𝑆0(𝐻2𝑂,𝑙,298𝐾) = 69,9𝐽/𝐾𝑚𝑜𝑙
 
i) −46,57 kJ/mol ii) −93,14 kJ/mol iii) −164,01 kJ/mol iv) −93,14 J/mol 
12- Considere para el proceso: H2O(s) ⎯→ H2O (l), H = +1436 cal/mol y S = 5,26 cal/(K mol) 
a) Calcule G para este proceso a –10°C. ¿Qué estado es estable a esta temperatura (sólido 
o líquido)? 
b) Calcule G para el proceso a +10°C. ¿Qué estado es estable a esta temperatura? 
c) Calcule la temperatura a la cual G = 0 ¿Qué importancia física tiene esta temperatura? 
Problemas Adicionales 
1- La energía interna de un sistema se incrementa en 323 kJ, mientras que el sistema realiza un 
trabajo de 111 kJ. ¿Cuánto calor se intercambia entre el sistema y el medio durante dicho 
proceso? Indique quién entrega calor, ¿el sistema o el medio? 
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2- Diga cuáles de las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas. Fundamente. 
a) La entalpía del sistema disminuye si en él ocurre una reacción química exotérmica a presión 
constante. 
b) El ΔH de reacción tiene signo negativo para las reacciones endotérmicas. 
c) La entalpía de los productos es mayor que la de los reactivos en las reacciones exotérmicas. 
d) Toda reacción exotérmica libera calor. 
3- Al disolver cloruro de calcio en agua cuando el sistema se encuentra aislado del exterior, se 
observa que la temperatura de todo el sistema se eleva. La reacción que tiene lugar es: 
𝐶𝑎𝐶𝑙2 (𝑆) ⎯→ 𝐶𝑎
 2+
(𝑎𝑐) + 2 𝐶𝑙
 −
(𝑎𝑐) 
¿Cómo será el ΔH de esta reacción, negativo o positivo? ¿La reacción es exotérmica o 
endotérmica? 
4- Observe la siguiente ecuación termoquímica y responda las preguntas fundamentando su 
respuesta. 
Fe(s) + Br2 (l) ⎯→ FeBr2 (s) ΔH = – 249,8 kJ (P=1 atm) 
a) ¿Cómo es la reacción exo o endotérmica? ¿La entalpía de los productos es mayor o menor que 
la entalpía de los reactivos? 
b) Calcule la cantidad de calor intercambiada con el medio cuando se forman 10 g de bromuro de 
hierro (II), en las condiciones correspondientes a la ecuación termoquímica. Indique si es calor es 
absorbido o cedido por el sistema al medio. 
5- Calcule S para las transiciones de fase siguientes: 
a) Fusión del hielo a 0 ºC; Hfus hielo = +1,44 kcal/mol 
b) Evaporación del agua a 100 ºC; Hvap (H2O) = 9,72 kcal/mol 
6- Determine a qué temperatura es espontánea la formación de HI (g) a partir de sus 
componentes. 
7- Calcule el valor de G para las reacciones siguientes y en base a los valores obtenidos, diga 
si son espontáneas o no 
a) C(s) + 2 H2(g) ⎯→CH4(g) d) C6H4(OH)2(ac) ⎯→ C6H4O2(ac) + H2(g) 
b) C (s) + O2 (g) ⎯→ CO2 (g) e) 1/2 O2 (g) + H2O (l) ⎯→ H2O2 (ac) 
c) CH4 (g) + 2 O2 (g) ⎯→ CO2(g) + 2H2O(l) f) 2 N2H4(l) + N2O4(g) ⎯→ 3 N2 (g) + 4 H2O (g) 
8- Los valores de la entalpia y entropía en una reacción química son, respectivamente, –94;5 
kJ/mol y –189 J/mol K. Suponiendo que estos valores permanecen constantes, aunque 
cambie la temperatura, calcule: 
a) La energía libre de reacción a 300 K y a 1000 K. 
b) A esas temperaturas ¿será la reacción espontánea? 
c) ¿A qué temperatura será G = 0? 
9- a) Calcule la entalpía de la reacción de oxidación del etanol a ácido acético según la ecuación: 
C2H5OH (l) + O2 (g) ⎯→ CH3COOH (l) + H2O (l) 
sabiendo que, a 25°C las entalpías de formación del etanol, ácido acético y agua son -227,6 
kJ/mol, -487,0 kJ/mol y -285,8 kJ/mol, respectivamente. 
b) Calcule la variación de energía libre de Gibbs a 298 K sabiendo que las entropías del 
etano, ácido acético, agua y oxígeno, a esa temperatura, son -160,7 J/mol K, 159,9 J/mol K, 
70,0 J/mol K y 205 J/mol K, respectivamente. 
10- Para los siguientes procesos a 25 oC y 1 atm: 
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Indique en cada caso si la reacción es exotérmica o endotérmica, si ocurre espontáneamente a 
25oC y 1 atm y si esa tendencia se modificara al aumentar la temperatura. 
11- El polvo de hornear contiene bicarbonato de sodio (NaHCO3), un sólido que al calentarse se 
descompone según: 2 NaHCO3 (s) ⎯→ Na2CO3 (s) + H2O (g) + CO2 (g) 
a) Prediga el signo de So. 
b) A partir de las entropías absolutas de reactivos y productos calcule el valor de So. 
c) A partir de su percepción cotidiana sobre la estabilidad del NaHCO3, ¿qué signo espera para 
Ho? 
d) Calcule Ho a partir de los datos de formación de los compuestos intervinientes en la reacción. 
e) Calcule Go y decida si el bicarbonato de sodio es estable a 25 oC y 1 atm. 
f) Prediga a partir de qué temperatura será espontanea la descomposición del NaHCO3. 
Datos: 
Hof(NaHCO3, s) = -947,7 kJ/mol 
Hof(Na2CO3, s) = -1131 kJ/mol 
Hof(H2O, g) = -241.8 kJ/mol 
Hof(CO2, g) = -393,5 kJ/mol 
So(NaHCO3, s) = 102,1 J/(mol K) 
So(Na2CO3, s) = 136,0 J/(mol K) 
So(H2O, g) = 188,7 J/(mol K) 
So(CO2, g) = 213,64 J/(mol K)
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SEMINARIO 8: Cinética Química 
La cinética química estudia el mecanismo y velocidad de una reacción química aislada, 
independientemente de la reacción contraria y de otras reacciones que puedan producirse de 
manera simultánea. Depende principalmente de: la naturaleza de las sustancias reaccionantes, sus 
concentraciones (o presiones si se trata de gases), la temperatura y la presencia de un catalizador. 
La velocidad de una reacción puede medirse por la velocidad de formación de los productos o por la 
de desaparición de los reactivos, pues existe una relación estequiométrica de proporcionalidad entre 
las concentraciones de dichas sustancias 
En general para una reacción dada: a A + b B → c C + d D 
 
Expresión que relaciona la velocidad de una reacción con las concentraciones de los reactivos y de 
los productos, donde: a, b, c y d son coeficientes estequiométricos. [A], [B], [C], [D]: son las 
concentraciones, en moles por litro, de reactivos y productos. 
1- Con respecto a cada una de las siguientes reacciones en fase gaseosa, escriba la expresión de 
velocidad en términos de la aparición de cada producto o la desaparición de cada reactivo: 
a) H2(g) + I2(g) → 2 HI(g) 
b) N2O5 (g) → N2 O4 (g) + 1/2 O2 (g) 
2- Para la reacción química A → B la concentración inicial de A es 5 M y su 
concentración después de 30 minutos es de 3 M ¿Cuál es la velocidad promedio de 
esta reacción en M/s? 
a)1,91.10-3M/S b)1,11.10-3M/S c)2,11.10-3M/S d)0,51.10-3M/S 
 
LEY DE LA VELOCIDAD: de una reacción se escribe para describir la manera en que su 
velocidad depende de la concentración. Se deduce experimentalmente. 
a A + b B → c C + d D 
La expresión de la ley de la velocidad de una reacción en la que A y B son reactivos tiene la forma: 
general = k [A]x[B]y, donde k recibe el nombrede constante de velocidad de la reacción a una dada 
temperatura. Los valores x e y son ordenes de la reacción respecto de A y B respectivamente. 
ORDEN DE LA REACCIÓN (u orden global): se calcula sumando los órdenes de los reactivos que 
aparecen en la ley de velocidad (= x + y). 
3- Determine el orden global de las reacciones a las que se aplican las siguientes leyes de 
velocidad: a) velocidad = k[NO2]2 b) velocidad = k c) velocidad =k [N2O5] 
4- El N2O5 se descompone mediante una reacción de primer orden. Calcule la velocidad de 
descomposición del N2O5 cuando 2,50 moles de N2O5 reaccionan en un recipiente de 5,00 L a una 
cierta temperatura. Dato: k = 1,68 x10–2 s-1. ¿Cuántos moles de N2O5 quedaran después de 1 minuto 
de transcurrida la reacción? 
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5- En la obtención del ácido nítrico, una de las etapas principales es la oxidación del óxido nítrico a 
dióxido de nitrógeno: 
2 NO(g) + O2(g) 2 NO2(g). 
Para esta reacción, se ha determinado experimentalmente que su ecuación de velocidad es: 
 v = k [NO]2 ·[O2] y que la constante de velocidad, a 250 ºC, vale k = 6,5.10-3 M-2s-1. 
Calcule la velocidad de oxidación del NO, a dicha temperatura, cuando las concentraciones iniciales 
(mol L-1) de los reactivos son: 
 a) [NO] = 0,100 M; [O2] = 0,210 M b) [NO] = 0,200 M; [O2] = 0,420 M. Analice los resultados y 
comente. 
a) 2,09.10-4 mol L-1s-1 1,37.10-5 mol L-1s-1 3,19.10-5 mol L-1s-1 
b) 0,09.10-5 mol L-1s-1 1,09.10-4 mol L-1s-1 2,36.10-4 mol L-1s-1 
 
6- Considere la siguiente reacción: 
A +2 B → C 
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 
Concentración inicial mol L-1 
Velocidad inicial de formación de C mol L-1 s-1 [A] [B] 
1 1,0.10-2 1,0.10-2 1,5.10 -6 
2 1,0.10-2 2,0.10-2 3,0.10-6 
3 2,0.10-2 1,0.10-2 6,0.10-6 
A partir de ellos: 
a) Escriba la ley de velocidad para la reacción 
b) ¿Cuáles son los órdenes de reacción de los reactivos? 
c) ¿Cuál es el orden global de la reacción? 
d) Determine el valor de la constante de velocidad 
CONCENTRACION EN FUNCION DEL TIEMPO: ECUACION INTEGRADA 
REACCIONES DE PRIMER ORDEN 
En reacciones del tipo: a A→ productos que son de primer orden respecto de A y de primer 
orden global, la ecuación de velocidad integrada es: 𝑙𝑛 [𝐴] = -𝑘 𝑡 
[𝐴]0 
Donde [A]0 es la concentración inicial del reactivo A y [A] es su concentración a un tiempo t. 
Otra medición de una reacción, que se relaciona con la concentración y el tiempo es la vida 
media, t1/2, que es el tiempo en el que la concentración de uno de los reactivos disminuye a la 
mitad de su concentración inicial. La expresión para una reacción de primer orden se escribe: 
𝑡1/2 = 
𝑙𝑛 2 
 𝑘 
= 
0,693 
 𝑘
En estas reacciones, el tiempo de vida media no depende de la concentración inicial de A 
 
 
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7- El N2O5 se descompone por una cinética de primer orden con una constante de velocidad de 
3,7.10–3 s-1 a 298 K 
a) ¿Cuál es la vida media, en segundos, para la descomposición de N2O5 a 298 K. 
b) Si [N2O5]o = 0,0567 mol L-1 ¿cuál será la concentración de N2O5 después de 20 s? 
c) ¿Cuánto tiempo, en minutos, transcurrirá antes que la concentración de N2O5 disminuya de 
0,0567 mol L-1 a 0,0135 mol L-1? 
 
Tiempo de vida media Concentración Tiempo 
268,30 s 0,0526 M 10,5 min 
187,30 s 0,0526 M 6,46 min 
360,30 s 0,0526 M 8,45 min 
520,30 s 1,1000 M 10,7 min 
 
REACCIONES DE SEGUNDO ORDEN 
En reacciones del tipo aA → productos que son de segundo orden respecto de A y de 
segundo orden global, le ecuación de velocidad integrada es: 
Y el tiempo de vida media: 
En este caso el t1/2 depende de la concentración inicial de A 
8- Una sustancia se descompone según una cinética de segundo orden. Si la constante de velocidad 
específica es de 6,8 x 10 -4 1/Ms, calcule el tiempo de vida media de la sustancia si la concentración 
inicial es de 0,05 M. 
a) 65250 s b) 85263 s c) 12354 s d) 29412 s 
 
TEORIA DE LAS COLISIONES: De acuerdo a esta teoría una reacción se lleva a cabo cuando las 
moléculas chocan con la energía suficiente, llamada energía de activación, (Ea), que es la mínima 
cantidad de energía que se requiere para iniciar una reacción química. Cuando las moléculas chocan 
forman un complejo activado, una especie formada temporalmente por las moléculas de los 
reactivos, como resultado de las colisiones, antes de formar el producto. 
 
TEORIA DEL ESTADO DE TRANSICION: Teoría de la velocidad de reacción que establece que los 
reactivos pasan por estados de transición de alta energía por un período corto de tiempo antes de 
convertirse en productos. Cuando los átomos pasan del estado de transición a las moléculas de 
productos, se desprende energía. Si en la reacción se produce un desprendimiento neto de energía 
mayor a la energía de activación, regresa a los alrededores y la reacción es Exotérmica. Si en la 
reacción hay una absorción neta de energía, se libera una cantidad de energía menor a la Ea cuando 
el estado de transición se convierte en producto la reacción es Endotérmica. 
 
9- Con base en sus energías de activación y sus cambios de energía, y suponiendo que todos 
los factores de colisión son iguales, ¿cuál de las reacciones siguientes sería la más rápida y cuál la 
más lenta? a) Ea = 50 kJ/mol; ΔE = –30 kJ/mol; b) Ea = 60 kJ/mol; ΔE = –20 kJ/mol; c) Ea = 100 
kJ/mol; ΔE = 30 kJ/mol; d) ¿Cuál de las reacciones será la más rápida en el sentido inverso? 
¿Cuál será la más lenta? 
 
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ECUACION DE ARRHENIUS: La dependencia de la constante de velocidad de una reacción 
respecto de la temperatura absoluta se puede expresar por medio de la siguiente ecuación, conocida 
como la ECUACION DE ARRHENIUS 
k = Ae–Ea/RT o en la forma logarítmica lnk = ln A - Ea/RT 
Donde Ea es la energía de activación de la reacción (en kJ/mol), R la constante de los gases (8,314 
J/Kmol), T la temperatura absoluta, A representa la frecuencia de colisiones y se conoce como factor 
de frecuencia y e la base de la escala de logaritmos naturales. 
10- La constante de velocidad para la descomposición del acetaldehído a 700 K es de 0,011. 
¿Cuál será la constante de velocidad a 790 K sabiendo que la energía de activación de la misma es 
177 kJ/mol? 
 
11- ¿Cuál es el valor de la energía de activación para una reacción si la constante de velocidad se 
duplica cuando la temperatura aumenta de 15 a 25 ºC? 
 
CATALIZADORES: son sustancias que pueden agregarse a un sistema para incrementar la 
velocidad de una reacción, lo que permite que las reacciones tengan lugar a través de trayectorias 
alternativas en las que se incrementa la velocidad de reacción y disminuye la energía de activación. 
12- Indique cuál de las afirmaciones siguientes sobre catalizadores son correctas: 
a) aumentan la velocidad de reacción 
b) disminuyen la energía de activación de la reacción 
c) se consumen durante la reacción 
d) No modifican la constante de equilibrio 
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EJERCICIOS ADICIONALES 
1. En la reacción de formación del agua a partir de hidrógeno molecular y oxígeno molecular, en 
un cierto momento de la reacción el hidrógeno molecular reacciona a una velocidad de 0,05 M/s. 
a) ¿Cuál es la velocidad de formación del agua?; 
b) ¿Cuál es la velocidad a la que reacciona el oxígeno? 
2. Una reacción de un reactivo A con un reactivo B muestra los siguientes datos de velocidad,cuando se estudia a diferentes concentraciones de A y B 
 
Experimento 
Concentración inicial mol L-1 
Velocidad inicial mol L-1s-1 
[A] [B] 
1 0,10 0,10 0,25 
2 0,20 0,20 2,0 
3 0,10 0,20 1,0 
4 0,20 0,40 8,0 
 
a) ¿Cuál es la ecuación de velocidad de la reacción? 
b) ¿Cuál es el orden global de la reacción? 
c) ¿Cuál es el valor de la constante de velocidad de la reacción? Calcule la velocidad cuando la 
concentración de A y B es 0,3 M 
3. La descomposición térmica de la fosfina en fósforo e hidrógeno molecular es una reacción de 
primer orden, sabiendo que luego de 540 segundos queda el 32,5 % del reactivo. 
a) calcule la constante específica de la reacción 
b) el tiempo necesario para que se descomponga el 25% de fosfina. 
 
Constante de velocidad Tiempo 
2,07 x 10-3 s-1 258,56 s 
4,54 x 10-5 s-1 526,26 s 
2,07 x 10-3 s-1 137,76 s 
7,58 x 10-5 s-1 352,78 s 
4. La descomposición en fase gaseosa de SO2Cl2: SO2Cl2(g) → SO2(g) +Cl2(g), es de primer orden 
respecto a SO2Cl2. A 600 K, la vida media de este proceso es de 2,3.105 s. 
a) ¿Cuál es la constante de velocidad a esta temperatura? 
b) A 320°C la constante de velocidad es de 2,2.10–5 s–1 ¿Cuál es la vida media a esta temperatura? 
 
Constante de velocidad Tiempo de vida media 
2,54 x 10-3 s-1 31500 s 
3,06 x 10-6 s-1 31500 s 
3,06 x 10-3 s-1 15500 s 
7,58 x 10-2 s-1 7500 s 
5. La constante de velocidad de algunas reacciones se duplica cada vez que se aumenta la 
temperatura 10°C. Suponga que una reacción se lleva a cabo a 295K y a 305K. ¿Cuál es la energía 
de activación para que la constante de velocidad se duplique como se ha descripto? 
a) 102,24 kJ/mol b) 254,56 kJ/mol c) 52,151 kJ/mol d) 25,202 kJ/mol 
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Cátedra de Química I 
 
 
6. Con base en el siguiente perfil de reacción, 
¿cuántos intermediarios se forman en la 
reacción Reactivos → Productos? 
¿Cuántos estados de transición hay? ¿Cuál 
paso es el más rápido? ¿Es exotérmica o 
endotérmica la reacción? 
 
 
 
 
 
 
 
 
7. a) ¿En qué parte del perfil de energía de una reacción influye un catalizador? 
b) ¿Cuál es la diferencia entre un catalizador homogéneo y uno heterogéneo? 
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SEMINARIO 9: Equilibrio Químico 
El equilibrio químico se establece cuando existen dos reacciones opuestas que tienen lugar 
simultáneamente a la misma velocidad. 
Ley de acción de las masas: En un proceso elemental, el producto de las concentraciones en el 
equilibrio de los productos elevadas a sus respectivos coeficientes estequiométricos, dividido por el 
producto de las concentraciones de los reactivos en el equilibrio elevadas a sus respectivos 
coeficientes estequiométricos, es una constante para cada temperatura, llamada constante de 
equilibrio. 
1. Utilizando la ley de Guldberg y Waage o ley de acción de las masas, escriba las expresiones de las 
constantes de equilibrio Kc y Kp para cada una de las siguientes ecuaciones químicas e indique, en cada 
caso, si se trata de un equilibrio homogéneo o heterogéneo: 
a) CO2 (g) + H2 (g) CO (g) + H2O (g) 
b) NaOH (s) + CO2 (g) NaHCO3 (s) 
c) C (s) + 2 H2 (g) CH4 (g) 
d) Cu 2+ (ac) + NH3 (ac) [Cu (NH3)4]2+ (ac) 
e) Fe (s) + H2 O (g) Fe3 O4 (s) + H2 (g) 
f) ½ H2(g) + ½ Cl2 (g) HCl (g) 
2. La constante de equilibrio de la reacción: H2 (g) + CO2 (g) H2O (g) + CO (g), 
tiene un valor de 4,4 a 2000 K. Si inicialmente se carga un recipiente de 10 litros con 1,5 moles de H2 
y con 1,5 moles de CO2, la concentración de CO en el equilibrio es: 
a ) 0,5 b) 0,002 c) 0,1 d) 1 x 10-5 
3. Para la reacción: NOCl (g) NO (g) +1/2 Cl2 (g), el valor de Kc es 1.4.10–5a 25 ºC. La 
concentración molar, en el equilibrio, de NO contenida en un recipiente de 2 litros, si se parte de 0,4 
moles de NOCl, es: 
a) 5x10–2 b) 0,04 c) 2,5x 10–4 d) 0,01 
4. A 670 K, un recipiente de 2 dm3 contiene una mezcla gaseosa en equilibrio de 0,003 moles 
de hidrógeno; 0,003 moles de yodo y 0,024 moles de yoduro de hidrógeno, según la reacción: 
H2(g) + I2(g) 2HI (g) en estas condiciones, el valor de Kc es: 
a) 64 b) 0,016 c) 8 d) 16 
5. En un recipiente de 10,0 dm3se introducen 0,61 moles de CO2 y 0,39 moles de H2 calentando 
hasta 1250 ºC. Una vez alcanzado el equilibrio según la reacción: 
CO2 (g) + H2 (g) CO (g) + H2O (g) 
se analiza la mezcla de gases, encontrándose 0,35 moles de CO2. 
a) Calcule los moles de los demás gases en el equilibrio. 
b) Calcule el valor de Kc a esa temperatura. 
El grado de disociación en tanto por uno de un proceso químico es el cociente entre el número de 
moles disociados dividido el número total de moles iniciales. (α = x / n0). 
6. En un matraz de 5 litros se introducen 2 moles de PCl5 (g) y 1 mol de PCl3 (g) y se establece el 
siguiente equilibrio: PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g) 
Sabiendo que Kc (250 ºC) = 0,042 determine: 
a) las concentraciones de cada sustancia en el equilibrio 
b) el grado de disociación 
7. Para la siguiente reacción: NH4HS (s) NH3 (g) + H2S (g), 
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la constante de equilibrio Kc = 1,2 x 10–4 a 25 ºC. Considerando que una muestra de NH4HS se encierra 
en un recipiente a 25ºC, calcule la presión parcial de NH3 en equilibrio con el sólido. 
a) 7,2 x 10–2 atm b) 0,27 atm c) 1,2 x 10–4 atm d) 0.6 x 10–3 atm 
Relación entre Kc y Kp: Kc = Kp (RT)–∆n 
Donde Δn = moles de gases en los productos – moles de gases en los reactivos 
8. En un matraz de 5 L se introduce una mezcla de 0,92 moles de N2 y 0,51 moles de O2 y se 
calienta hasta 2200 K, estableciéndose el equilibrio: N2(g) + O2(g) 2 NO (g) 
Teniendo en cuenta que en estas condiciones reacciona el 1,09 % del nitrógeno inicial: 
a) Calcule la concentración molar de todos los gases en el equilibrio a 2 200 K. 
Calcule el valor de las constantes Kc y Kp a esa temperatura. 
9. Para la reacción química: 3 Fe (s)∆ ∆ +4 H2O (g) Fe3O4 (s) + 4 H2 (g), la relación entre las 
constantes Kp y Kc es: 
a) Kp = Kc–2 b) Kp = Kc/RT c) Kp= Kc d) Kp =Kc (RT)2 
Si se conoce el valor de la constante de equilibrio se puede conocer el estado de la reacción 
calculando Q, que es el llamado cociente de reacción. Si 
• Q < Keg, predomina la reacción hacia la derecha hasta alcanzar el equilibrio. 
• Q = Keg, el sistema está en equilibrio 
• Q> Keg, predomina la reacción hacia la izquierda hasta alcanzar el equilibrio. 
 
10. Para la reacción: N2(g)+ 2H2O(g) 2NO(g)+ H2(g); Kp = 1,54·10–3 a una determinada 
temperatura. Si en un recipiente cerrado hay nitrógeno, vapor de agua, óxido de nitrógeno (II) e hidrógeno 
con las siguientes presiones parciales a esa temperatura: pN2= 0,165 atm, pH2O= 0,990 atm, pNO= 0,225 
atm, pH2= 0,075 atm, determine si el sistema ha llegado al equilibrio y si no es así indique en qué 
dirección se producirá la reacción. 
Principio de Le Chatelier: si en un sistema en equilibrio se modifica alguno de los factores que 
influyen en el mismo (temperatura, presión, concentración), el sistema evoluciona de forma que se 
desplaza en el sentido que tienda a contrarrestar dicha variación. 
Un aumento de temperatura hará que se desplace la reacción en el sentido en que absorba calor. Se 
favorecerá una reacción endotérmica. 
Un aumento de presión hará que la reacción o el sistema se desplace hacia el menor número de 
moles gaseosos. 
Un aumento en la concentración de un reactivo hará que la reacción se desplace hacia los productos. 
Un aumento en la concentración de un producto hará que la reacción se desplace hacia los reactivos. 
11. Teniendo en cuenta que la oxidación de la glucosa es un proceso exotérmico,C6H12O6(s) + 6 O2 (g) 6 CO2(g) + 6 H2O (g) ΔH< 0 
Indique el desplazamiento del equilibrio si llevamos a cabo las siguientes modificaciones: 
a) Aumento de la concentración de CO2. 
b) Disminución a la mitad de la concentración de glucosa. 
c) Aumento de la presión. 
d) Disminución de la temperatura. 
12. Dada la siguiente reacción: 2 H2O(g) + 2 Cl2 (g) 4 HCl (g) + O2 (g) 
El equilibrio puede desplazarse hacia la derecha por: 
a) eliminación de H2O (g) de la mezcla 
b) adición de más O2 (g) a la mezcla 
c) adición de Ne (g) a la mezcla 
d) aumento de volumen de la mezcla
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13. Para la siguiente reacción en equilibrio que debe igualar: 
HCl (g) + O2 (g) H2 O (g) + Cl2 (g) ∆H<0 
Justifique cuál es el efecto sobre la concentración del HCl en el equilibrio en los siguientes casos: a) 
aumentar [O2]; b) disminuir [H2 O]; c) aumentar el volumen; d) reducir la temperatura; e) añadir un gas 
inerte como He; f) introducir un catalizador. 
Relación entre el cambio de energía libre de una reacción y la constante de equilibrio: 
ΔGo = - RT ln K , siendo R la constante de los gases y T la temperatura absoluta. 
Cuanto mayor sea el valor de K más negativa será ΔGo y más espontaneo será el proceso y más favorecida 
la reacción. 
14. Calcule la constante Kp correspondiente al equilibrio siguiente: 
SO2 (g) + ½ O2 (g) SO3 (g) a 1 atm de presión y 25 ºC. 
Datos: ∆GºSO2 = -300 kJ/mol; ∆GºSO3 = - 370 kJ/mol 
15. Para la reacción en fase gaseosa: 4 HBr (g)+ O2 (g) 2 Br2 (g)+ 2 H2O (g) se tienen 
los siguientes datos: 
 
Compuesto ∆Hºf(kJ/mol) Sº(J/Kmol) 
HBr(g) -36,3 198,7 
O2(g) --- 205,2 
Br2(g) 30,9 246 
H2O(g) -242 189 
a) ¿Cuál es la variación de energía libre en dicho proceso? b) ¿Cuál es la temperatura de equilibrio? 
c) ¿Cuál es la constante de equilibrio a esa temperatura? 
La constante de equilibrio varía con la temperatura según lo expresado por la ecuación de 
Van´tHoff: 
 
16. La constante de equilibrio para la síntesis del amoníaco es 6,8 x 105 a 298 K. Prediga su 
valor a 400K. Dato:∆Hºf(NH3)= – 46,11KJ/mol 
PROBLEMAS ADICIONALES 
1. Calcule el valor de Kc de la reacción: 2 H2S (g) 2 H2 (g) + S2 (g) a 700ºC, si 1,0 
mol/L de H2S se descompone a esta temperatura para producir en el equilibrio las siguientes 
concentraciones: 0,0222 M de H2 (g) , 0,0111 M de S2 (g) y 0,989M de H2S (g). 
a) 6,2 b) 65 c) 6,2 x 10–8 d) 0,65 
2. Para las reacciones: 2 SO2 (g) + O2 (g) 2SO3 (g) [1] 
SO2 (g) + 1/2 O2 (g) SO3 (g) [2] 
Se cumple a la misma temperatura que:. 
a) Kp1 = Kp2 b) Kp1 = (Kp2)2 c) Kp1 = (Kp2 )1/2 d) Kp1 = ½ Kp2 
 
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3. En un recipiente de 10 litros se introduce una mezcla de 4 moles de N2(g) y 12 moles de H2(g) 
para la siguiente reacción: N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) 
Una vez establecido el equilibrio se observa que hay 0,92 moles de NH3 (g). Determine las 
concentraciones de N2 e H2 en el equilibrio y el valor de la constante K. 
4. Para la reacción: H2(g) + I2(g) 2 HI(g) 
El valor de Kc a 1100 K es 25. Si inicialmente sólo existe HI (g) en concentración de 4 mol/L, 
¿Cuál será la concentración de I2(g) en el equilibrio, expresada en mol/L? 
a) 0,363 b) 2,00 c) 0,667 d) 0,571 
5. Calcule la constante Kc de la reacción: CO (g) + H2 O (g) CO2 (g) + H2 (g) 
sabiendo que las concentraciones iniciales de CO y H2O son iguales y que, cuando se alcanza el 
equilibrio han reaccionado el 10% de dichas sustancias. 
a)12 b)0,012 c) 0,0003 d) 1,2 
6. Al calentar dióxido de nitrógeno en un recipiente cerrado, se descompone según: 
2 NO2 (g) 2 NO (g) + O2(g). 
Un recipiente contiene inicialmente 0,0189 mol/ L de NO2. Se calienta hasta 327 °C y, una vez 
alcanzado el equilibrio, la concentración de NO2 es de 0,0146 mol/l. Calcule Kp , Kc y P total en el 
equilibrio. 
7. En un recipiente de 3 litros se introducen 0,6 moles de HI, 0,3 moles de H2 y 0,3 moles de I2 a 
490 ºC. Si Kc = 0,022 a 490ºC para la reacción: 2 HI (g) H2 (g) + I2 (g) 
a) diga si el sistema está en equilibrio 
b) si el sistema no está en equilibrio diga en qué sentido se desplazará la reacción 
8. En el equilibrio: Hb(O2)4 (dis) + 4 CO (g) Hb(CO)4 (dis) + 4 O2 (g) 
Donde Hb indica hemoglobina, ¿cómo se debería actuar en caso de envenenamiento por CO? 
a) Disminuyendo la presión de oxígeno 
b) Aumentando la presión de oxígeno 
c) Disminuyendo la concentración de hemoglobina 
d) Metiéndose en una bañera 
9. Considere el equilibrio dado por la reacción: PCl5 (g) PCl3 (g) + Cl2 (g) diga qué 
ocurre al disminuir la cantidad de cloro en la mezcla en equilibrio: 
a) Aumenta la cantidad de PCl3 (g) y disminuye la de PCl5 (g) 
b) Aumenta la cantidad de PCl3 (g) y la de PCl5 (g) 
c) Aumenta la cantidad de PCl5 (g) y disminuye la de PCl3 (g) 
d) Disminuye la cantidad de PCl5 (g) y disminuye la de PCl3 (g) 
10. En la siguiente reacción: 
Fe3O4 (s) + 4 CO (g) 3 Fe(s) + 4 CO2 (g); ΔHºR = 43,7 kJ; 
la formación de Fe sólido se ve favorecida por: 
a) Un aumento de presión 
b) Una disminución de temperatura 
c) Por el agregado de un ácido 
d) La extracción de CO2 (g) 
11. Para el equilibrio correspondiente a la síntesis del metanol: 
CO (g) + 2 H2(g) CH3OH (g); ∆Hrº = -75,97 kJ/mol, 
Calcule el valor de la constante de equilibrio Kc a 298,15 K. Datos: Sº[CO(g)] =197,56 J/K mol; 
Sº[H2(g)] = 130,57 J/K mol; Sº[ CH3OH(g)] = 239,70 J/K mol
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12 
Cátedra de Química I 
 
 
4 
4 
SEMINARIO N° 10: EQUILIBRIO IÓNICO 
 
SEGÚN: Ácido Base 
 
Arrhenius 
Se ioniza en agua para producir 
iones hidrógeno, H+ 
Se ioniza en agua para producir iones HO– 
(hidróxido o hidroxilo u oxhidrilo) 
Brönsted 
Es capaz de donar iones hidrógeno, 
H+ 
Es capaz de aceptar iones hidrógeno, H+ 
Lewis Acepta pares de electrones Cede pares de electrones 
1. a) Clasifique según el concepto de ácido y base de Arrhenius las siguientes especies 
escribiendo su disociación en agua: H2SO4, H3PO4, Ca(OH)2, HClO3 y NaOH. 
2. Identifique de acuerdo al criterio de Brönsted-Lowry los pares conjugados acido-base de los 
siguientes equilibrios y complete las ecuaciones: 
a) ……… + H2O (l) CO3 2- (ac) + H3O+ (ac) 
b) ……… + H2O (l) NH + (ac)+ OH— (ac) 
c) F– (ac) + H2O (l) OH– (ac) + ……….. 
3. Identifique los ácidos y bases de Lewis en las siguientes reacciones: 
a) BrF3 + F − ↔ BrF – 
b) o 
 
 
pH: con el objeto de medir, de modo más práctico, la acidez de una solución se definió el término pH 
(potencial hidrógeno) como: 𝑝𝐻 = – 𝑙𝑜𝑔10[𝐻+] 
Se puede deducir que conociendo el valor de pH de la solución, se puede calcular la concentración 
molar de iones hidrógeno, o sea: [𝐻+] = 10–𝑝𝐻 
4. Ordene las siguientes soluciones según 
a) Su acidez creciente: 
A: pH = 2,00 B: [HO-] = 1x 10-10 M C: pOH = 1,00 
b) Su basicidad creciente: 
A: pH = 2 B: pOH = 11 C: [H3O+] = 10-6 
5. a) Calcule el pH de una solución de hidróxido de magnesio 2,4 x 10-2 M: 
A) 12,68 B) 10 Ci) 5,4 D) 14 
b) Calcule el pH de una solución acuosa de HCl de concentración 5 x10-3 M: 
A) 1 B) 2,30 C) 5 D) 3,14 
Una forma de saber si un ácido (o una base) es fuerte o no, es mediante los valores de las constantes 
de equilibrio de disociación: mientras más grande sea el valor de Ka (o Kb), el ácido (o la base) será 
más fuerte; es decir que será mayor la concentración de H+ (o de HO–) producidos por la disociación 
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13 
Cátedra de Química I 
 
 
en el equilibrio. 
6. Ordene, sin efectuar cálculos, las siguientes soluciones acuosas de igual concentración, de 
acuerdo consu pH creciente. 
a) HCN (Ka = 6,2 x 10-10) b) NaOH c) HCOOH (Ka = 1,8 x 10-5) 
d) HCl e) CH3NH2 (Kb = 3,9x10-4) f) NH3 (Kb = 1,8x10-5 ) 
7. a) Calcule el pH, el pOH y la concentración de todas las especies presentes en 768 mL de una 
solución de amoníaco obtenida por disolución de 2,63 g de NH3. Kb = 1,8 x 10-5. 
A) 8,9 y 1 B) 11,97 y 2,03 C) 5 y 9 D) 10 y4 
b) A 25ºC una disolución 0,1 M de amoniaco tiene un pH de 11,12. Determine la constante de 
basicidad del amoniaco y la constante de acidez del ion amonio. 
A) 5,7 x 10-10 y 1,76 x 10-5 B) 1,2 x 10-5 y 5,7 x 10-10 C) 1,76 x 10-5 y 5,7 x 10-10 
c) El ácido butírico, C3H7COOH, se utiliza en jarabes y sabores artificiales. Se encuentra que una 
disolución acuosa 0,250 M de este ácido tiene un pH de 2,72. Determine pKa. 
A) 4 B) 4,84 C) 2,3 D) 6,5 
8. Sabiendo que la Ka del ácido nitroso, HNO2, es 7,2 × 10-4, calcule la masa, en gramos, de 
este ácido que se necesita para preparar 100 mL de disolución cuyo pH sea 2,5. 
A) 0,080 g B) 0,011 g C)0,75 g D) 0,099 g 
El grado de disociación 𝖺 se define como la cantidad de moles de electrolito que se disocia por cada 
mol de soluto disuelto inicialmente y 
𝖺 = 
número de moles disociados 
número de moles disueltos 
Como el número de moles disociados es menor que los disueltos, el grado de disociación es un 
número que varía entre 0 y 1, es decir: 0 < 𝖺 < 1 
9. a) Para una solución acuosa de HCN 0,1 M con Ka = 6,2 x 10-10, calcule: a) el pH, b) el 
porcentaje de disociación (= grado de disociación x 100 %, es decir: 𝖺 x 100 %) 
A) 3,1 y 7,87 % B) 4 y 10 % C) 5,1 y 7,87 x 10–3 % D) 5,1 y 6,8 x 10–3% 
b) Determine el pH y el grado de disociación que tendrá una disolución de anilina (C6H5NH2) si su 
concentración es 0,11 mol/L. Dato: Kb = 3,80 x 10–10 
 
 
A) 8,8 y 6,9 x 10–3 B) 8,8 y 5,87 x 10–5 C) 5 y 2,0 x 10–3 D) 3,8 y 3,87 
10. El ácido cloroacético (ClCH2COOH), en concentración 0,01 M y a 25ºC se encuentra 
disociado en un 31 %. Calcule: 
ClCH2COOH (ac) + H2O (l) ClCH2COO–(ac) + H3O+ (ac) 
a) la concentración de H3O+ en el equilibrio es: 
A) 3,1 x 10-3 B) 2,5 x 10-3 C) 6 x 10-3 D) 1 x 10-3 
b) la constante de disociación de dicho ácido es: 
A) 2,5 x 10-3 B) 1,4 x 10-3 C) 3,5 x 10-3 D) 1,4 x 10-4 
c) según el valor de la constante de este ácido, ¿lo considera fuerte o débil? 
Soluciones reguladoras son soluciones cuyo pH permanece casi inalterado por el agregado de 
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14 
Cátedra de Química I 
 
 
pequeñas cantidades de un ácido o una base fuerte. También se las conoce como soluciones 
amortiguadoras o buffer. 
11. Se prepara una disolución amortiguadora disolviendo 0,20 moles de ácido fórmico (HCOOH) 
y 0,40 moles de formiato de sodio (HCOONa) en agua hasta obtener 1 litro de disolución. Determine 
el valor de su pH. Dato: Ka (HCOOH) = 1,77·x 10–4 
A) 3,45 B) 6,2 C) 4,05 D) 5,04 
12. Al agregar pequeñas cantidades de un ácido o una base al buffer, las concentraciones de todas 
las especies se modifican sin producir variación considerable del pH. Se prepara 1 L de una solución 
buffer con amoníaco 0,2 M y cloruro de amonio 0,18 M. Calcule el pH: a) inicial del buffer; b) luego 
del agregado de 0,01 mol de HCl al buffer inicial, y c) luego del agregado de 0,01 mol de NaOH al 
buffer inicial. Considere que el volumen de la solución no cambia. Dato: Kb (NH3): 1,8 x 10-5 
A) 4,7 - 4,74 - 4,65 B) 9,3 - 9,25 - 9,34 C) 9,3 – 9 – 10 D) 9,3 - 9,25 - 9,99 
Las sales que en solución acuosa se disocian en iones pueden modificar el pH del agua como 
resultado de la reacción de uno o de los dos iones, que forman la sal, con el agua. Se usa para 
describir este tipo de reacciones el término Hidrólisis. 
13. a) Indique si el pH de las siguientes soluciones acuosas será mayor, menor o igual a 7: 
i) NH4Cl ii) NaNO3 iii) KCN iv) NH4CH3COO v) NaCH3COO vi) KClO3 
b) Escriba las ecuaciones químicas que expliquen su respuesta. 
14. a) Calcule el pH de 500 mL de disolución que contiene 0,005 moles de nitrato de amonio, 
NH4NO3, disueltos en agua. Dato: Kb del NH3 = 1,8.10-5 
A) 6 B) 3,5 C) 7,2 D) 5,63 
b) Calcule el pH y el porcentaje de hidrólisis de una solución de KCN 0,1 M sabiendo que la constante 
del CN– es Kb: 1,6 x 10-5 
A) 11,1 y 1,26% B) 10 y 2% C) 11,1 y 3,1% D) 1,26 y 11,1 % 
En general para cualquier electrolito poco soluble de fórmula MxAy, en contacto con una solución 
saturada, el equilibrio entre el sólido y los iones en solución se puede representar de la siguiente 
manera: 
MxAy (s) ⇆ x M
+y (ac) + y A-x (ac) 
La expresión del Kps es: 
Kps = [M+y ]x . [A-x ]y 
Kps es una constante a una temperatura dada y para cada sistema en particular. Los valores de Kps 
están tabulados. El valor de Kps permite el cálculo de la solubilidad de un compuesto: cuanto más 
pequeño sea su valor, menos soluble será el compuesto. 
15. a) Calcule Kps del PbSO4 si al agregar 0,1 g de la sal en 500 mL de agua a 25°C, sólo se 
disuelven 2,05 x 10-2 g 
A) 3,2 x 10–8 B) 1,82 x 10–6 C) 1,83 x 10–8 D) 5,2 x 10–8 
b) Calcule la solubilidad, en mol/L, del CaF2 a 25 °C (Kps en tabla adjunta): i) en agua pura; ii) en 
CaCl2 0,1M. 
A) 1,98 x 10-3 y 1,15 x 10-4 B) 3,5 x 10-3 y 2 x 10-4 C) 1,15 x 10-3 y 1,98 x 10-4 
Si se conocen las concentraciones de los iones, se puede calcular el producto iónico Q. Entonces 
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15 
Cátedra de Química I 
 
 
sí: 
Q < Kps la solución es insaturada Q 
= Kps la solución es saturada 
Q > Kps la solución es sobresaturada, y cualquier perturbación provoca la precipitación 
c)-Se mezclan 10 mL de BaCl2 0,1 M con 40 mL de Na2SO4 0,1 M. ¿Precipitará sulfato de bario?. El 
Kps (BaSO4)= 1,1x10−10. 
Problemas adicionales 
1. Indique para las siguientes especies: H2O, HS-, HPO42-, HSO4- 
a) Cuál es el ácido conjugado de cada una. 
b) Cuál es la base conjugada de cada una. 
2. El pH de la sangre es 7,35, mientras que el de un determinado vino es 3,35. Con estos datos 
puede afirmar que la concentración de iones hidronio en la sangre es: 
a) Cuatro veces menor que en el vino. b) 107,35 mol/L c) 10.000 veces mayor que en el vino. d) 
10.000 veces menor que en el vino. 
3. Calcule los datos necesarios para completar la 
tabla siguiente e indique, en cada caso, si la 
disolución es ácida o básica. 
 
 
 
 
 
4. El fenol C6H5OH, es un ácido orgánico monoprótico débil que se utiliza en la fabricación de 
algunos plásticos. Una disolución preparada disolviendo 0,442 g de fenol en agua, hasta obtener 2 
litros de disolución, tiene un pH de 6,29. Calcule Ka del fenol. 
 
i)11 x 10–10 ii) 2,4 x 10-10 iii) 1,11 x 10-8 iv) 1,11x 10-9 
 
5. Se tiene una solución de una base débil de 
metilamina (CH3NH2) 5 x 10-3 M. Calcule: a) El pH 
de la solución; b) La concentración molar de 
metilamina en el equilibrio. Datos: pKb = 3,43 Donde 
R= CH3 para la metilamina 
A) 12 y 0,004 B) 11,07 y 0,00381 C) 11,07 y 0,00220 D) 12 y 0,00381 
 
6. Se tiene una disolución de amoniaco 0,01 N cuyo pH es 10,63. Calcule: a) la concentración de 
OH– en equilibrio; b) el grado de disociación del amoniaco; c) el valor de la constante de basicidad 
del amoniaco, Kb. 
A) 4,26 x10-4, 0,0426 y 1,8x 10–5 B) 3,6 x10-4, 0,067 y 1,8 x 10-3 C) 3,6 x10-4, 0,67 y 1,8 x 10-3 
7. Calcule el pH de una solución reguladora preparada con 0,1 mol/litro de ácido acético HAc y 0,1 
mol/litro de acetato de sodio NaAc. La constante de ionización del ácido acético es 1,8 x 10 - 5: 
 pH [H3O+] (M) [OH−] (M) 
a) 1 
b) 2 10−4 
c) 2 10−5 
 
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Cátedra de Química I 
 
 
Calcule el nuevo pH: i) si se le agrega NaOH 0,02 M y ii) si se le agrega HCl 0,01 M. 
A) 5 - 5,25 - 5,34 B) 4,74 - 4,92 - 4,66 C) 4,74 – 5 - 4,66 D)5 - 4,92 - 4,66 
8. Se tiene una disolución que contiene 2,45 g de la sal NaCN en 500 mL de solución. Calcule: 
a) El pH de la disolución y b) El porcentaje de sal hidrolizada. Ka (HCN)=6,02x10-10 
A) 11,95 y 3,0 % B) 11,95 y 0,18 % C 13 y 0,18 % D) 13 y 0,20 % 
9. Calcule el pH y el porcentaje de hidrólisis de una disolución 0,02 M de hipoyodito de sodio (Ka 
= 2,3 x 10–11). 
A) 10 y 13,65 % B) 11,43 y 10 % C) 11,43 y 13,65 % D) 10 y 21 % 
10. a) ¿Cuántos moles de yodato de cobre (II) se pueden disolver en 5 litros de solución acuosa 
si su producto de solubilidad es Kps (Cu(IO3)2)= 7,4x10−8 ? 
A) 0,003 moles B) 0,0132 moles C) 0,0189 moles D) 0,0178moles 
b) ¿En cuál de estos dos líquidos se disolverá una mayor cantidad de cloruro de plomo (II)( ver en tabla 
su kps): i) agua; ii)-una disolución 0,1 M de nitrato de plomo (II) (a diferencia de la mayoría de las sales 
de plomo el nitrato de plomo tiene un kps muy alto). Justifique con cálculos su respuesta. 
CONSTANTES DE IONIZACIÓN DE ACIDOS (Ka) Y BASES (Kb) A 25 °C 
ÁCIDOS INORGÁNICOS Y ORGÁNICOS 
 
NOMBRE FÓRMULA Ka NOMBRE FÓRMUL Ka 
A 
arsénico H3AsO4 
H2AsO – 
3 
HAsO –2 
4 
H3AsO3 
H3BO3 
6,5 10–3 fosfórico H3PO4 
H2PO4
– HPO 
–2 
4 
fosforoso H3PO3 
H2PO3
– 
hipofosforoso H3PO2 
pirofosfórico H4P2O7 
H3P2O – 
7 
H2P2O –2 
7 
HP2O7–3 
7,5 10–3 
 1,1 10–7 6,6 10–8 
 3,0 10–12 1,0 10–12 
arsenioso 5,1 10–10 3, 10–2 
bórico 6,0 10–10 1,6 10–7 
bromhídrico HBr grande 1,23 10–2 
hipobromoso HBrO 2,2 10–9 1,2 10–1 
acético CH3COOH 
C6H5COOH 
H2CO3 
HCO – 
3 
CH2ClCOOH 
HNCO 
CHCl2COOH 
HCOOH 
HCN 
H2C2O4 
HC2O – 
4 
CH3CH2COOH 
HNCS 
CCl3COOH 
1,8 10–5 7,9 10–2 
benzoico 6,6 10–5 2,0 10–7 
carbónico 4,5 10–7 4,8 10–10 
 4,8 10–11 metasilísico H2SiO3 3,2 10–10 
cloroacético 1,4 10–3 HSiO3– 1,5 10–12 
ciánico 3,3 10–4 sulfhídrico H2S 1,0 10–7 
dicloroacético 3,32 10–
2 
HS– 3,0 10–13 
fórmico 1,77 10–
4 
sulfúrico H2SO4 grande 
cianhídrico 6,2 10–10 HSO – 
4 
1,0 10–2 
oxálico 5,6 10–2 sulfuroso H2SO3 1,43 10–2 
 6,2 10–5 HSO – 5,0 10–8 
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Cátedra de Química I 
 
 
3 
propiónico 1,3 10–5 tiosulfúrico H2S2O3 2,0 10–2 
tiociánico grande HS2O3– 3,2 10–3 
tricloroacético 2 10–1 HIDRÓXIDOS ANFÓTEROS 
clorhídrico HCl grande de aluminio Al(OH)3 
de antimonio Sb(OH)3 
(III) 
de cromo (III) Cr(OH)3 
de cobre (II) Cu(OH)2 
HCuO2– 
de plomo (II) Pb(OH)2 de 
estaño (II) Sn(OH)2 de 
estaño (IV) Sn(OH)4 
de zinc Zn(OH)2 
4 10–13 
1 10–11 
9 10–17 
1 10–19 
7,0 10–14 
4,6 10–16 
3,8 10–15 
1 10–32 
1,0 10–29 
perclórico HClO4 grande 
clórico HClO3 grande 
cloroso HClO2 1,1 10–2 
hipocloroso HClO 2,90 10–
8 
crómico H2CrO4 1,8 10–1 
 HCrO – 
4 
3,2 10–7 
fluorhídrico HF 6,5 10–4 
iodhídrico HI grande 
periódico HIO4 5,6 10–2 CATIONES METÁLICOS 
iódico HIO3 1,6 10–1 ion aluminio Al 3+ 1,4 10–5 
hipoiodoso HIO 2,3 10–11 ion amonio NH4+ 5,7 10–10 
permangánico HMnO4 grande ion bismuto (III) Bi3+ 1,0 10–2 
nítrico HNO3 grande ion cromo (III) Cr3+ 1,0 10–4 
nitroso HNO2 7,2 10–4 ion cobre (II) Cu2+ 1,0 10–8 
peróxido de H H2O2 2,2 10–12 ion hierro (II) Fe2+ 1,2 10–6 
 ion hierro (III) Fe3+ 4,0 10–3 
ion magnesio (II) Mg2+ 2,0 10–12 
ion mercurio (II) Hg2+ 2,0 10–3 
ion cinc (II) Zn2+ 2,5 10–10 
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SEMINARIO 11 
 
 
 
BASES INORGÁNICAS Y ORGÁNICAS 
NOMBRE FÓRMULA Kb NOMBRE FÓRMULA Kb 
amoníaco NH3 1,8 10–5 ion fluoruro F– 
HCOO
– NO – 
2 
C2O4
2– 
HC2O – 
4 
PO 3– 
4 
HPO 2– 
3 
H2PO – 
4 
HPO 2– 
3 
H2PO – 
3 
SiO 2– 
3 
HSiO – 
3 
SO 2– 
4 
SO 2– 
3 
HSO – 
3 
S2– 
HS– 
NCS– 
S2O3
2– 
1,5 10–11 
anilina C6H5NH2 4,2 10–10 ion formiato 5,64 10–11 
dietilamina (C2H5)2NH 9,5 10–4 ion nitrito 1,4 10–11 
dimetilamina (CH3)2NH 5,9 10–4 ion oxalato 1,6 10–10 
etilamina C2H5NH2 4,7 10–4 1,79 10–13 
metilamina CH3NH2 3,9 10–4 ion fosfato 1,0 10–2 
trietilamina (C2H5)3N 5,2 10–4 1,5 10–7 
trimetilamina (CH3)3N 6,3 10–3 1,3 10–12 
ANIONES ion fosfito 6,3 10–8 
ion acetato CH3COO– 
AsO 3– 
4 
HAsO 2– 
4 
H2AsO – 
4 
H2BO – 
3 
B4O 
2– 
7 
CO 2– 
3 
HCO 2– 
3 
CrO 2– 
4 
CN– 
5,7 10–10 3,0 10–13 
ion arsenato 3,3 10–3 ion metasilicato 6,7 10–3 
 9,1 10–8 3,1 10–5 
 1,5 10–12 ion sulfato 1,0 10–12 
ion borato 1,6 10–5 ion sulfito 2,0 10–7 
 1,0 10–3 6,99 10–13 
ion carbonato 2,1 10–4 ion sulfuro 3,0 10–2 
 2,2 10–8 1,0 10–7 
ion cromato 3,1 10–8 ion tiocianato 1,4 10–11 
ion cianuro 1,6 10–5 ion tiosulfato 3,1 10–12 
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SEMINARIO 11 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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SEMINARIO 11 
 
 
 
SEMINARIO 11: ELECTROQUIMICA 
 
ECUACIONES REDOX 
 
1) Iguale por el método de ion electrón las siguientes reacciones redox, identifique el agente 
oxidante y el agente reductor y calcule sus pesos equivalentes: 
A- En medio ácido 
a) H2S + NaMnO4 + HBr → S + NaBr + MnBr3 + H2O 
b) K2Cr2O7 + HI + H2SO4 → K2SO4 + Cr2(SO4)3 + I2 + H2O 
B- En medio básico 
a) Bi2O3 + KOH + KClO → KBiO3 + KCl + H2O 
b)- KMnO4 + NH3 → KNO3 + MnO2 + KOH + H2O 
2) A) Dada la siguiente ecuación en medio básico: 
 
KClO3 + KI + H2O → KCl + I2 + KOH 
Iguale y en base a ello indique verdadero o falso en los enunciados siguientes: 
a) El peso equivalente del agente oxidante 20,43 g/Eq g 
b) El agente reductor es KClO3 
c) El agente reductor es KI 
d) El Cl en el KClO3 gana 6 electrones 
e) En la ecuación igualada el coeficiente del H2O es 4 
B) Dada la siguiente ecuación en medio ácido: 
HBrO3 + HBr → Br2 + H2O 
Iguale y en base a ello indique verdadero o falso en los enunciados siguientes: 
a) El peso equivalente del agente oxidante 80,9 g/Eq g 
b) El agente oxidante es HBrO3 
c) El agente reductor es H2O 
d) En la ecuación igualada el coeficiente del Br2 es 4 
 
PILAS O CELDAS GALVÁNICAS 
 
3) A) Dados los potenciales estándar de los siguientes pares, 𝐸° (Sn2+/Sn) = – 0,13 V y 𝐸° 
(Ag+/Ag) = + 0,79 V. 
a) ¿Cuál sería la reacción espontánea en una pila formada por ellos? 
b) Haga un esquema completo de dicha pila, indicando todos los elementos necesarios 
para su funcionamiento. 
c) ¿En qué sentido circulan los electrones? 
d) ¿Cuál será la fem normal (∆E0) de la pila? 
B) Escriba las notaciones abreviadas de las pilas representadas a continuación: 
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4) Dadas las notaciones de las siguientes pilas, esquematícelas, escriba las hemirreacciones 
y calcule su potencial a 25°C. 
 
a- Cr(s) / Cr+3 (1 M) // Cu+2 (1M) / Cu (s) 
 
b- Zn (s) / Zn+2 (0,500 M) // Fe+3 (7,2 x 10 -6 M), Fe+2 (0,20 M) / Pt (s) 
 
5) a) Calcule el potencial de la celda cuya reacción global es: 
Fe2+ + Ce4+ Fe3+ + Ce3+ [Fe2+] = 0,05 M, [Fe3+] = 0,025 M, 
[Ce4+] = 0,1 M, [Ce3+] = 0,03 M. 
b) ¿Cuál sería el ΔG de la reacción siguiente a 
25°C? Datos: E° Fe+3/Fe+2 = 0,771 V; E° Ce+4/Ce+3 
=1,44 V 
 
i) 0,95 V ii) 0,66 V iii) 0,72 V iv) 0,2 V 
 
6) La constante de equilibrio para la reacción 
Sr (s) + Mg +2 (ac) ⇋ Sr+2 (ac) + Mg (s) 
es K=2,69 x 1012 a 25 °C. Calcule ΔE° para una celda constituida por las semiceldas de 
Sr/Sr+2 y Mg/Mg+2. 
 
a) 0,366 V b) 0,129 V c) 2,384 V d) 1,009 V 
 
CELDAS ELECTROLÍTICAS 
7) Se electroliza una disolución acuosa de NaCl 
a) Haga un esquema de la celda electrolítica 
b) Escriba las reacciones en los electrodos y la reacción total 
c) ¿Qué cantidad de carga se precisa para producir 0,015 mol de Cl2 (g) en el ánodo? 
i) 1890 C ii) 2895 C iii) 1900 C iv) 2600 C 
d)¿Cuánto tiempo, en segundos, deberá pasar una corriente de 0,010 A para producir 0,015 
mol de H2(g) en el cátodo 
 
i) 260000 b) 289500 c) 160000 d) 2895 
 
8) Se electroliza ZnCl2 fundido haciendo pasar 0,010 A durante 1 hora: 
a) Haga un esquema de la celda electrolítica y escriba las hemirreacciones en los electrodos. 
b) ¿Qué masa de Zn metálico se depositará en el cátodo? 
c) ¿Cuál será el potencial mínimo necesario para producir la electrólisis? 
d) Calcule la energía libre de Gibbs. Analice los resultados obtenidos. 
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CORROSIÓN 
9) La corrosión de los metales es un proceso químico o electroquímico en el que el metal se 
transforma en un óxido o cualquier otro compuesto. En general, es un ataque gradual, provocado 
por una amplia variedad de gases, ácidos, sales, agentes atmosféricos, sustancias de naturaleza 
orgánica. Con el fin de paliar las corrosiones, se han propuesto varios métodos. 
Complete las premisas con la opción que la defina: “protección catódica”, “galvanizado”, 
“recubrimiento superficial”, “pasivación”, “hojalata”. 
a) Se sumerge el hierro en una disolución concentrada de un oxidante fuerte, como ácido nítrico o 
dicromato de potasio, provocando la formación de una capa superficial de óxido de hierro que impide 
que la oxidación progrese hacia el interior es una técnica de …………………………. 
b) Se trata de evitar el contacto entre el metal y los agentes externos corrosivos (como el oxígeno 
y el agua), mediante pintura, o con una capa metálica, realizada mediante electrodeposición o por 
inmersión en un metal fundido, es una técnica de …………………………………………….. 
c) Consiste en introducir piezas de acero en zinc fundido, a una temperatura aproximada de 
450°C hasta lograr un recubrimiento de 7-42 micras ………………………………………… 
d) Se fabrica haciendo pasar la bobina de chapa negra ya preparada, a través de un electrolito de 
sales de estaño que incorpora varios aditivos. El estaño proviene de unos electrodos inmersos en el 
baño……………………………… 
e) Se conecta la estructura de hierro que se quiere proteger a un metal que presente más tendencia 
a oxidarse, es decir, que tenga un potencial de reducción más negativo, por ejemplo, el magnesio. 
El hierro actúa como cátodo y metal en contacto con él, como ánodo y se consume, lo que provoca 
la formación del óxido de dicho metal (ánodo de sacrificio) 
……………………………………………….. 
 
EJERCICIOS ADICIONALES 
1- Iguale empleando el método del ión electrón. Identifique la especie química oxidante y la reductora 
y calcule sus pesos equivalentes: 
A) En medio ácido 
a) K2Cr2O7 + HCl→KCl + CrCl3 + Cl2 + H2O 
b) NaNO2 + NaMnO4 + H2SO4→MnSO4 + NaNO3 + Na2SO4 + H2O 
B) En medio básico 
a) I2 + Na2SO3 +NaOH → NaI + H2O + Na2SO4 
b) KCrO2 + KClO + KOH →K2CrO4 + KCl+ H2O 
 
2- Se construye una pila con los pares Fe2+/Fe y Sn4+/Sn2+. a) Indique qué par actúa como ánodo, qué 
par actúa como cátodo y escriba las reacciones que tienen lugar en el electrodo. b) Calcule la f.e.m. 
de la pila. Datos: Eº (Fe2+/Fe) = - 0,45 V; Eº (Sn4+/Sn2+) = 0,15 V. 
 
3- Se dispone de una pila con dos electrodos de Cu y Ag sumergidos en una disolución 1M de sus 
respectivos iones Cu+2 y Ag+1. Conteste con Verdadero o Falso, y justifique las siguientes 
afirmaciones: 
i)-El electrodo de plata es el cátodo y el de cobre el ánodo ii)-El 
potencial de la pila es de 1,14 V 
iii)-En el ánodo de la pila tiene lugar la reducción del oxidante 
Datos: E°(Cu+2/Cu) = 0,337V; E°(Ag+/Ag) = 0,799V¿Cuál es el valor del potencial, ΔE, de la siguiente 
celda? 
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Pt / Sn+2 (0,233 M) / Sn +4 (1,05 M) // Ag+1 (2,22·10-2 M) / Ag (s) 
 
i) 0,763 V ii) 0,529 V iii) 0,412 V iv) 0,680 V v) 0,577 V 
4- Los potenciales normales de electrodo para el Al+3/Al y Cr+3/Cr son ‐1,66 V y ‐0,74 V, 
respectivamente. ¿Cuál de las siguientes afirmaciones es verdadera para la siguiente reacción 
en condiciones estándar? Al + Cr+3 → Al+3 + Cr 
i) ΔE° = 2,40 V y la reacción es espontánea. 
ii) ΔE° = 0,92 V y la reacción es espontánea. 
iii) Δ E° = – 0,92 V y la reacción es no espontánea. 
iv) ΔE° = – 0,92 V y la reacción es espontánea. 
5- La reacción neta en una celda voltaica con ΔE° = +0,726 V es: 
2 Fe+3(ac) + 3 Zn (s) ⇋ 2 Fe (s) + 3 Zn+2 (ac) El 
valor de ΔG° para esta reacción es: 
 
i) ‐210 kJ ii) ‐140,25 kJ iii) ‐700 kJ iv) ‐463 kJ v) ‐420,35 kJ 
Dato. Constante de Faraday = 96485 C·mol-1 
6- Por una cuba electrolítica que contiene cloruro de cobre (II) fundido, circula una corriente 
eléctrica de 3 A durante 45 minutos. Calcule: a) La masa de cobre que se deposita. b) El volumen 
de cloro que se desprende, medido en condiciones normales. Datos: F = 96500 C; Masa atómica: 
Cu = 63,5. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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