13 - Quimica i

8/16/2019 13 - Quimica i

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Alexander Fleming… 20 años insuperables en tu preparación

GUÍA 4 - CIENCIAS172

INTRODUCCIÓN:

Todos estamos familiarizados con procesos con los que algunapropiedad cambia con el tiempo, un automóvil viaja a 100 km/h, ungrifo proporciona 3 galones/min o una fábrica produce 50000 bolsasal día.

Cada una de estas relaciones se llama VELOCIDAD.La velocidad de una reacción describe la rapidez con que seconsumen los reactivos y se forman los productos.

Las velocidades de las reacciones abarcan un intervalo enorme:

desde aquellas que se completan en fracciones de segundo, comociertas explosiones, hasta otras que toman millones de años, como laformación de diamantes.El campo de la química que se ocupa de la rapidez o velocidad de lasreacciones se llama CINÉTICA QUÍMICA

¿Por qué es importante la velocidad de reacción?Es importante para que un químico desarrolle un mecanismo paraobtener un alto rendimiento de producto. Mientras mayor sea lavelocidad, mayor cantidad de producto se formará por unidad detiempo. La velocidad de reacción también es importante en elprocesamiento de alimentos, donde es indispensable retardar lasreacciones que provocan su descomposición.En este capítulo, nuestro objetivo no es sólo comprender como sedeterminan las velocidades a las que se llevan a cabo las reacciones,sino además considerar los factores que regulan estas velocidades.

FIJACIÓN DE NITRÓGENO Y NITROGENASA El nitrógeno es uno de los elementos indispensables para losorganismos vivos. Se encuentra en muchos compuestos que sonimprescindibles para la vida y que incluyen proteínas, ácidosnucleicos, vitaminas y hormonas. Las plantas usan compuestosnitrogenados muy sencillos, en especial NH3, NH4

+ y NO3 – , como

materias primas a partir de las cuales se forman estos compuestoscomplejos y biológicamente necesarios. Los animales son incapacesde sintetizar los complejos compuestos de nitrógeno que requieren apartir de las sencillas sustancias que utilizan las plantas. En su lugar,se apoyan en precursores más complicados presentes en losalimentos ricos en vitaminas y proteínas.

El nitrógeno circula continuamente a través de los seres vivos endiversas formas. Por ejemplo, ciertos microorganismos convierten elnitrógeno de los desechos animales y las plantas y animales muertosen nitrógeno molecular. N2(g), el cual regresa a la atmósfera.

Para que se conserve la cadena alimenticia, debe haber algún mediode reincorporar o “fijar”, e ste N2 atmosférico en una forma que lasplantas puedan utilizarlo. El proceso de convertir N2 en compuestosque las plantas puedan usar se llamafijación de nitrógeno .

Fijar el nitrógeno es difícil; el N2 es una molécula muy poco reactiva,en gran medida a causa de su triple enlace, que es muy fuerte. Unacierta cantidad de nitrógeno se fija como resultado de la acción de

los rayos en la atmósfera, y otra parte se produce en escalaindustrial empleando un proceso que analizaremos en el siguienteartículo. Sin embargo, alrededor del 60 por ciento del nitrógenofijado es consecuencia de una notable y compleja enzima llamadanitrogenasa. Esta enzima no está presente en los seres humanos ni

en otros animales; se encuentran en bacterias que viven en losnódulos de las raíces de ciertas plantas como las leguminosas, eltrébol y la alfalfa.La nitrogenasa convierte el N2 en NH3, en un proceso que, enausencia de un catalizador, tiene una energía de activación muygrande. Este proceso es una reducción de nitrógeno; durante lareacción, su estado de oxidación se reduce de 0 en el N2 A –3 en elNH3. El mecanismo por el cual la nitrogenasa reduce el N2 no seentiende cabalmente. Como muchas otras enzimas, entre ellas lacatalasa, el sitio activo de la nitrogenasa contiene átomos de metalesde transición; estas enzimas se conocen como metaloenzimas.Puesto que los metales de transición pueden cambiar fácilmente deestado de oxidación, las metaloenzimas son especialmente útilespara llevar a cabo transformaciones en las cuales los sustratos seoxidan o se reducen.

Se sabe hace casi 20 años que una porción de la nitrogenasacontiene átomos de hierro y molibdeno. Se piensa que estesegmento, llamado cofactor FeMo, funciona como el sitio activo de laenzima. En 1998, químicos del Instituto Tecnológico de Californiausaron la cristalografía de rayos X para dilucidar la estructura delcofactor FeMo de la nitrogenasa. El cofactor es notableagrupamiento de siete átomos de Fe y un átomo de Mo, todos ellosligados por átomos de azufre. Las investigaciones actuales acerca dela nitrogenasa están explorando la posibilidad de que la molécula deN2 pueda penetrar en el “hueco” del interior del cofactor FeMo,punto en el cual se inicia la transformación del nitrógeno enamoniaco.

Una de las maravillas de la vida es que las sencillas bacterias puedencontener enzimas tan complejas e importantes como la nitrogenasa.Gracias a esta enzima, el nitrógeno circula continuamente entre suforma relativamente inerte en la atmósfera y su crítico cometido enlos organismo vivos; sin él, la vida como la conocemos no existiría enla Tierra.

VELOCIDAD DE REACCIÓN QUÍMICAEs el cambio en la concentración de un reactante (desaparición) ode un producto (aparición) en un intervalo de tiempo.

Velocidad media ( ): Es la medida del cambio. En laconcentración de un reactante o un producto en cierto intervalo detiempo.

[ ] : Concentración molarDt : Intervalo de tiempo(+): Productos ® Concentración aumenta( –) : Reactantes ® Concentración disminuye

Unidades de velocidad:

donde t puede ser segundo, minuto, horas, años, etc.Consideremos una reacción sencilla A B

concentracióntiempo

v

v

tv

molL

molL

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173 GUÍA 4 - CIENCIAS

Supongamos que en el momento inicial, al cual llamaremos tiempocero (t0 = 0 min) tenemos 10 moles de reactantes en un recipientede 1 L. Observemos lo que sucede luego de transcurrido un tiempot1 = 20 min después de iniciada la reacción.

La con que se consume o desaparece A en el intervalo t0 t1 será.

El valor numérico es negativo, pues para un reactante laconcentración disminuye con el tiempo. Sin embargo las velocidadesno pueden ser negativos, por esta razón cuando se trata develocidades de desaparición hay que colocar un signo menos delantede la expresión, para obtener valores positivos de velocidad.

La en términos de la rapidez de aparición de B, el producto será:

Como la concentración de un producto aumenta con el tiempo, laexpresión nos conduce a un valor positivo de velocidad.

RESUMIENDO:

Para el reactante se consume 0,2 mol por litro de A en un minutopara el producto se forma 0,2 mol por litro de B en un minuto.

Velocidad de reacción: Durante el análisis de la reacción sencilla A® B se vió que la estequiometría exige que la velocidad dedesaparición de A sea igual a la velocidad de B.

En general con respecto a la reacción:

a A + b B c C + d D

La relación de velocidades es igual a la relación de moles, es decir,las velocidades son proporcionales a los coeficientesestequiométricos de la ecuación balanceada.

TEORÍAS PARA EXPLICAR LA VELOCIDAD DE REACCIÓN

1. Teoría de las colisiones:Para la reacción hipotética: A + B productos.

Hay tres posibilidades de colisión entre moléculas distintas pero sicolocamos otra molécula de B, las posibilidades de choque seduplicarán, es decir, en el caso del ejemplo, se tendrían 6posibilidades:

La teoría de las colisiones moleculares permite explicar así ladependencia de la velocidad de reacción con la concentración dereactantes. Esta teoría también nos permite comprender el efecto dela temperatura. Sabemos que al aumentar la T, aumenta la energíacinética de las moléculas, sin embargo, la cuestión no es tan sencillacomo parece. Para casi todas las reacciones, sólo una pequeñafracción de las colisiones conduce a la formación de productos.

¿Qué es lo que impide que la reacción ocurra con mayor rapidez?Uno de los aspectos a considerar es la orientación relativa de lasmoléculas en el momento de la colisión. Esta debe ser la adecuadapara favorecer la formación de los productos. Por ejemplo, para lareacción en fase gas:

Cl + NOCl NO + Cl2

= 1 mol de A = 1 mol de B

0 20

[A] = 10 mol/L 0

[B] = 0 mol/L 0

[A] = 6 mol/L 1

[B] = 4 mol/L 1

' '

Velocidad promediode desaparición de A = [A] - [A]1 0

t - t1 0

=

=

Velocidad promediode desaparición de A

= [A]

=

t

v

Velocidad promediode desaparición de A

= [B]

=

t= [B] - [B]1 0

t - t1 0

A

A t

v

B

Bt

v

A B C Dv v v v

a b c d

A

A

A

B

A

A

A

B

B

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Pero falta considerar un factor adicional muy importante. Para queocurra la reacción debe romperse algunos enlaces y formar otrosnuevos, es decir, debe existir una energía mínima de choque, pordebajo de la cual no habrá ningún cambio después de la colisión.REACCIÓN EXOTÉRMICA

REACCIÓN ENDOTÉRMICA

Observa que el calor de reacción (DE) no tiene ningún efecto sobrela velocidad. Este más bien depende de la magnitud de la Ea; engeneral cuanto más baja es la Ea más rápida es la reacción.

FACTORES QUE AFECTAN LA VELOCIDAD DE REACCIÓN

1.

Naturaleza de los reactantes: Las propiedades químicas delos reactivos, es decir, su reactividad química determinan lacapacidad que tienen para reaccionar, por lo tanto, la velocidadde una reacción depende de las propiedades específicas oinherentes de los reactivos, a mayor reactividad química, mayorserá la velocidad de la reacción.

2. Grado de división o superficie de contacto: Los sólidos olíquidos al dividirse finalmente aumentan la superficie decontacto con los demás reactivos y reaccionan más rápidamente,es decir, a mayor grado de división o mayor superficie decontacto es mayor la velocidad de la reacción.

3. Temperatura.- La velocidad de las reacciones químicasaumenta con la temperatura: El aumento de temperaturaincrementa la energía cinética de la moléculas, al moverse conmayor rapidez, las moléculas chocan con más frecuencia ytambién con mayor energía, lo que origina velocidades mayores.

4. Concentración de los reactantes: expresión de la ley develocidad.- Casi todas las reacciones químicas se llevan a cabocon más rapidez si se aumenta la concentración de uno o más delos reactivos. A medida que la concentración aumenta lafrecuencia de colisión de las moléculas aumenta y esto originavelocidades mayores.

5. Catalizadores: Un catalizador es una sustancia que actúa paracambiar la velocidad de una reacción química, sin que esta sufraningún cambio químico permanente en el proceso. Casi todos loscatalizadores aumentan la velocidad de reacción, sin embargo,hay quienes más bien la retardan, en ese caso se le denominainhibidores.

Existen diferentes tipos de catálisis.

v Catálisis homogénea; es aquella en donde el catalizadorestá presente en la misma fase que las especiesreaccionantes.v Catálisis heterogénea; en este caso el catalizador existeen una fase diferente a la de las moléculas que reaccionan,comúnmente un sólido en contacto con reactivos gaseosos ocon reactivos en una solución líquida.

Observar que el calor involucrado es el mismo, ya sea para elproceso catalizado como para el no catalizado, únicamente estácambiando la energía de activación.

LEY DE VELOCIDAD DE REACCIÓN A medida que las concentraciones de los reactivos cambian atemperatura constante, la velocidad de reacción cambia, es decir, lavelocidad de reacción es proporcional a la concentración dereactivos, pero no necesariamente todos ellos influyen de la mismamanera. La expresión que relaciona la velocidad con lasconcentraciones de los reactivos que influyen en ella se denominaLEY DE VELOCIDAD.

La ley de velocidad de la reacción se representa mediante laexpresión:

Donde K, es una constante de proporcionalidad llamada constante develocidad, cambia la temperatura y, por tanto, determina comoinfluye la temperatura en la velocidad; m y n son las órdenesparciales de reacción: m es el orden parcial con respecto a A y n elorden parcial con respecto a B. La suma de (m + n) determina elorden total de reacción.

Cl O

Cl

Cl O

Cl

COLISIÓN INEFICAZ

Antes de lacolisión

Después de lacolisión

Cl

O

Cl ClO

Cl

COLISIÓN EFICAZ

Antes de lacolisión

Después de lacolisión

Ea

A + B2 2Reaccionantes E ó H

(-)

2ABProducto

Avance de lareacción

A A

BBComplejoactivado

E

Ea

A + B2 2Reaccionantes

E ó H(+)

2ABProducto

A A

BBComplejoactivado

E

Avance de la reacción

m nV K A B

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Los valores de m y n se determinan experimentalmente y nocorresponde necesariamente a los coeficientes estequiométricos.Únicamente en el caso de reacciones elementales, las órdenesparciales de reacción corresponderán a los coeficientesestequiométricos, en cualquier otro caso deberían ser determinadasen base a datos experimentales.Supongamos que se encuentra que m = 1 y n = 0.

La velocidad dependerá sólo de la concentración de A. La reacción esde primer orden con respecto a A y de orden cero con respecto a B.El orden total es 1, o lo que es lo mismo, la reacción es de primergrado.

Supongamos ahora que más bien m = 1 y n = 2.

__________________________________La velocidad no depende ni _______________________ni

____________________ Es de orden _________________ conrespecto a ______________, de orden _______________conrespecto a ____________ y el orden total de reacción es también

___________________

Para una reacción elemental las órdenes parciales son loscoeficientes estequiométricos de los reactantes. Para la reacciónelemental:

a A + b B c C + d D

Ley de velocidad:

USO DE LAS VELOCIDADES INICIALES PARA DETERMINARLEYES DE VELOCIDAD Para la reacción:

F2(g) + 2CIO2(g) → FCIO2

a 250ºK en tres experimentos.

Determine:a) La ley de velocidad.b) Orden de reacción.c) La constante de velocidad de reacción.

Solución:a) La ley de velocidad tendría la forma:

Reemplazando los datos del experimento 1:

...(1)


...(2)


...(3)Relacionando 1 y 2

Por lo tanto la ley de velocidad es:

b) La reacción es de primer orden con respecto a F2 de primerorden con respecto a ClO2 y el orden total de reacción es:

m + n = 1 + 1 = 2 o de segundo orden

c) Podemos determinar a partir de los datos y de la velocidad, elvalor y las unidades de K.Del experimento (1):

PRACTICA 1

Primer Bloque1. Escribe la ley de velocidad e indica el orden de reacción para las

siguientes reacciones (asume que ocurren en un solo pasoelemental).

A. NH3(g) N2(g) + H2(g)

Velocidad : .......……………………….................... Orden de Reacción: ……………………………......................

B. PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g)


C. O3(g) O2(g)


D. CO(g) + Cl2(g) COCl2(g)


E. H2O(g) + C(s) CO(g) + H2(g)


F. HCOOH(ac) HCOO (ac) + H+(ac)


1 0K A B K Av

v

R K A Ba b

x v

Experi-mento

Inicial[F ](M)2

Inicial[ClO ](M)2

Velocidad inicial(M . s )-1

1

2

3

0,1

0,1

0,2

0,01

0,04

0,01

1,2 10

4,8 10

2,4 10

-3

-3

-3

[ ] = mol/LM

m n2 2K F ClOv

m n3 11,2 10 M K 0,1M 0,01M s

m n3 14,8 10 M K 0,1M 0,04M s

m n3 12,4 10 M K 0,2M 0,01M s

m n m3

3 m nK 0,1 0,011,210 0,1

0,29,810 K 0,2 0,01m0,5 0,5 m 1

2 2K F ClOv

3 1

1 1

1 1

1,2 10 M K 0,1M 0,01M

K 1,2M

K 1,2M

s

s

s

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G. CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)


H. HgO(s) Hg(l) + O2(g)


I. 2ZnS(s) + 3O2(g) Productos

Velocidad : .......……………………….................... Orden de Reacción :……………………………......................

J. C(s) + CO2(g) 2CO(g)


2. Determina la constante especifica de velocidad para la reacción:2A + B2 2AB

si corresponde a una reacción elemental, en el instante que lavelocidad es de 0,08 mol/L min, cuando [A] = 0,2 mol/L y [B] =0,5 mol/L

A. 0,2 mol-1 L2 min-1 B. 0,4 mol-2 L2 min-1 C. 3 min-1 D. 4 mol-1 L min-1 E. 4 mol-2 L min-1

3. Indique lo que sucede a la velocidad de la reacción:X2(g) + Y2(g) 2XY(g)

para cierto tiempo transcurrido, sabiendo que la presión totaldel sistema se duplica a temperatura constante.

A. Se duplica B. Disminuye a la mitadC. Se cuadriplica D. No cambiaE. Disminuye a la cuarta parte

4. A 50ºC ocurre la reacción:2 N2O5(g) NO2(g) + O2(g)

¿Cómo cambiara la velocidad inicial de reacción si la presión enel sistema se triplica? Considerando que experimentalmente sedetermino que la reacción es de primer orden.

A. Se duplica B. Disminuye a la mitadC. No cambia D. Se triplicaE. Aumenta 9 veces

5. En la reacción: 2A + B A2B reaccionan 2 mol/L de cadareactante. Transcurrido cierto tiempo disminuye a la cuartaparte la concentración de A. Determine la velocidad final si la

constante de velocidad es 0,16 mol2 L2 s 1 A. 8 mol/ L s B. 128 C. 2 D. 0,05 E. 0,1

6. ¿Qué factor no determina la velocidad de reacción? A. Inhibidor B. Naturaleza de las reactantesC. Temperatura D. Presión E. Densidad

7. En general la velocidad de una reacción químicaI. Aumenta cuando se aumenta la temperatura.II. Aumenta cuando se aumenta la concentración de las

sustancias reaccionantes.III. Aumenta si la reacción se realiza en presencia de un

catalizador negativo.

A. Sólo I B. I, II, III C. Sólo I y IIID. Sólo I y II E. No se puede predecir

8. Indica verdadero o falso sobre la cinética de una reacción:I. La velocidad de una reacción se incrementa al disminuir

la energía de activación por medio de un catalizador.II. La velocidad de formación de los productos al inicio es

máxima.III. La velocidad de reacción se altera con la temperatura.IV. La velocidad de reacción es indiferente al grado de

división de las sustancias reactantes.

A. VVVF B. VVFV C. FFVF D. FVFV E. VFVF

9. Para la reacción:2 NO(g) + 2 H2(g) 1 N2(g) + 2 H2O(g)

se obtuvieron los siguientes datos a 1100 K

Velocidad [NO] [H2]3x10 5 5x10 3 2,5x103 9x10 5 15x103 2,5x103 3,6x105 15x103 10x103

Determina el orden de la reacción:

A. 0 B. 1 C. 2 D. 3 E. 410. Si se considera el siguiente proceso como no elemental:

A(g) + B(g) productos

Halla el orden de la reacción si la velocidad de reacción respectoa “A” y “B” son 0,20 mol/min y 0,10 mol/min respectivamente,siendo además “B” del primer orden.

A. 2do orden B. 3er orden C. 4to ordenD. Orden cero C. 1er orden

11. Si se considera a la reacción de combustión completa de gaspropano como elemental, halla la velocidad de consumo delO2(g) y la velocidad de formación del CO2(g) si la velocidad deconsumo del gas propano es 15 mol/L por minuto:

C3H8(g) + O2(g) CO2(g) + H2O(g)

A. 60 mol/min; 30 mol/min B. 30 mol/min; 45 mol/minC. 90 mol/min; 60 mol/min D. 15 mol/min; 30 mol/minE. 75 mol/min; 45 mol/min

12. Se tienen los siguientes datos experimentales para la reacción:2A(g) + B(g) 3C(g)

Exp [A] [B] V(mol/s)1 3 3 3x10 5 2 6 6 1,2x104 3 6 9 2,7x104

Determina el orden de reacción y la constante de velocidad (K): A. 1er orden; 3x104 B. 2do orden; 6,6x105 C. 3er orden; 5x106 D. 2do orden; 3,3x106 E. 3er orden; 1,2x106

13. Según la ley de acción de masas de Gouldberg y Waage marquela velocidad de reacción que es incorrecta. Considere el ordende reacción como suma de coeficientes:

A. N2(g) + 3 H2(g) 2NH3(g) Vrxm = K [N2] [H2]B. C(s) + ½ O2(g) CO(g) Vrxm = K [O2]1/2 C. NH4HS(s) NH3(g) + H2S(g) Vrxm = K [NH4HS]D. H2(g) + I2(g) 2 HI(g) Vrxm = K [H2] [I2]E. 2 NO2(g) 2 NO(g) + O2(g) Vrxm = K [NO2]2

14. La urea (NH2)2CO, es el producto final del metabolismo de lasproteínas en los animales, su descomposición en medio ácidoestá regido por:

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(NH2)2CO(ac) NH4+ + HCO3 (ac)

A 60ºC, 10 g de urea se descomponen en 2 horas. ¿En quétiempo se descompone 40 g de urea si la temperatura seincrementa a 100 ºC?

A. 7,5 min B. 15 C. 30 D. 45 E. 60

15. Se tiene la siguiente reacción química elemental:2 SO2(g) + O2(g) 2 SO3(g)

Si a temperatura constante el volumen del reactor disminuye ala mitad. ¿Cómo cambia la velocidad de reacción?

A. Aumenta en 4 veces la velocidad inicialB. Se duplicaC. Se triplicaD. Se reduce a la mitadE. Se incrementa en 7 veces la velocidad inicial

16. Los siguientes datos corresponden a la reacción del NO con Cl2para formar: NOCl a 295 K

Velocidad (mol/L x S) [Cl2] [NO]1x10 3 0,05 0,053x10 3 0,15 0,059x10 3 0,05 0,15

¿Cuál es el orden total de la reacción? A. 0 B. 1 C. 2 D. 3 E. 4

Segundo Bloque

17. Sobre la cinética de las reacciones lo falso es: A. La temperatura modifica la velocidad de la reacción.B. La velocidad de una reacción se incrementa a medida que

transcurre el tiempoC. Depende de las naturales de los reactantes.D. Solo en algunos casos las molecularidad es igual orden de la

reacción.E. La constante de velocidad varia con la velocidad

18. Indique cuántas proposiciones son correctas:I. La molecularidad y el orden de reacción son iguales.II. La siguiente reacción es de tercer orden aún sin ser

elemental: 2A + B C + 3D.III. La siguiente reacción es de orden cero, si fuera

elemental: 2 HgO(s) 2 Hg(s) + O2(g)IV. Si la reacción es de orden cero su velocidad es constante.

A. Sólo II B. I, II y III C. Sólo IVD. III y IV E. I y II

19. De la siguiente reacción gaseosa:

NH3 + O2 N2 + H2OLa velocidad con respecto al NH3 es 10 mol/min. Calcula lavelocidad con respecto al O2:

A. 2 B. 5 C. 7,5 D. 9,5 E. 11,0

20. Se tiene la siguiente reacción elementalnB productos.

Si se duplica la concentraciónde “B” la velocidad de reacciónaumenta en un factor 8. Halla el orden de la reacción.

A. 1 B. 2 C. 3 D. 4 E. 5

21. Para la siguiente reacción elemental la temperatura de 57 ºC:2A(g) + C(g) 4 D(g)

Si la concentración de A es 0,25 M y la de C es de 0,1 M, hallala constante de velocidad, si la reacción es 5 M/s.

A. 1200 B. 80 C. 475 D. 800 E. 200

22. Para la reacción elemental: 2A + B 3C + D

la velocidad de reacción de A es 20 mol/s. Calcula la velocidadde formación de C.

A. 30 M/s B. 20 C. 35 D. 25 E. 40

23. Se tiene la segunda reacción elemental: O2 O3

Además V = 100 mL al inicio se tiene 0,40 moles de O2 si eneste instantes su velocidad de 1,6 mol/min. Halla la cantidad deozono producido al cabo de 2 minutos.

A. 2,10 M B. 0,90 C. 0,45 D. 1,95 E. 1,60

24. Determina la constante de velocidad en la siguiente reacción: A + B AB

Sabiendo que su velocidad es 4x105 mol/min cuando[A] = 4x102 M, [B] = 103 M

A. 10-1 B. 100 C. 1 D. 10 E. 0,01

25. Indique lo que sucede a la velocidad de la reacción mostradapara cierto tiempo transcurrido, sabiendo que la presión totaldel sistema se duplica a temperatura constante

X2(g) + Y2(g) 2XY(g)

A. Se duplica B. Disminuye a la mitadC. Se cuadriplica D. No cambiaE. Disminuye a la cuarta parte

26. Dada la siguiente reacción: A + B C

y los correspondientes datos experimentales:

Experimento [A] [B] Velocidad de rx1 0,2 M 0,1 M 5x10 3 M/s2 0,3 M 0,1 M 7,5x106 M/s3 0,4 M 0,2 M 4x10 5 M/s

A. V = K [A] B. V = K [A] [B] C. V = K [A]2 D. V = K [A] [B]2 E. V = K [B]2

27. Sea la siguiente reacción elemental: A + B AB

Halla la constante específica de velocidad, si las concentracionesde A y B son 0,05 M y 0,08 M respectivamente y la velocidad dereacción es igual a 5x105 M/s

A. 1 B. 0,1 C. 0,2 D. 10 E. 0,002

28. Sea la reacción elemental: 2A(g) + B(g) 3C(g)

la velocidad con que se consume B es 7 mol/L s. Halla la suma

de velocidades de consumo y aumento de A y Crespectivamente. A. 14 B. 21 C. 17,5 D. 21 E. 35

29. Para la reacción C +2D E, se ha obtenido experimentalmentela ley de velocidad V = K[C][D]. Si las concentraciones de C y Dse duplican simultáneamente, la velocidad

A. Se duplica B. Se reduce a la mitadC. Se hace 4 veces mayor D. No varíaE. No se puede predecir

30. Un catalizador A. Afecta un sistema en equilibrioB. Hace que la reacción alcance el equilibrio más rápidoC. Aumenta la energía cinética de los reactivosD. Se puede consumir durante la reacción.E. N.A.

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31. Para la reacción xA + yB 3C se obtuvieron los siguientesdatos experimentales

[A] [B] Velocidad (mol/L min)Exp. I 0,1 1,0 0,5Exp. II 1,0 1,0 5,0Exp. III 1,0 0,1 0,05

Encuentre la ley de velocidad para la reacción

A. V = k[A][B] B. V = k[A]2[B] C. 2[A][B]

3[C]

V

D. V = k[A][B]2 E.) V = k

32. Indica cuál es la representación más apropiada para la velocidadde la reacción:

2P + Q R + 3S

Si “V” es la velocidad de la reacción señalada, y k es laconstante de velocidad.

A. V = k[P][Q] B. V = k[R][S]3 C. V = k[P]2[Q]

D. V = k [R][S] E.[R][S]

[Q]2

[P]kV

33. A una temperatura de 16 °C cierta reacción química sedesarrolla a 2,5 mol/L min ¿Con qué velocidad se desarrolla lamisma reacción a 36 °C?

A. 2,5 mol/L min B. 12,5 mol/L min C. 7,5 mol/L minD. 5 mol/L min E. 10 mol/L min

34. Identifique las relaciones correctas suponiendo que lasreacciones ocurren en un solo paso elemental.

I. 3A + B Productos; (orden 3)II. M + 2N Productos; (V = k[M]2[N])III. 3Q + 3R Productos; (orden 6)IV. 2T + 3V Productos; (V = k[T]2[V] 2)

A. Sólo I B. Sólo III C. Sólo IV D. III y IV E. I y II

35. Indique la relación que hay entre la velocidad de reacción final yla velocidad de reacción inicial, si para la reacción

S(s) + 2CO(g) SO2(g) + 2C(s)

El volumen del recipiente donde se produce la reacción, sereduce a la mitad.

A. 12: 5 B. 8: 1 C. 5: 1 D. 3: 1 E. 1: 8

36. Considere la reacción: A(g) + B(g) C(g)

Si la concentración de A varía desde 0,02 mol/L hasta 0,01mol/L y la de B desde 0,04 mol/L hasta 0,32 mol/L ¿Cuántasveces aumenta la velocidad de reacción directa?

A. 2 veces B. 3 veces C. 4 veces D. 6 veces E. 8 veces

Le Chatelier Henry (1850 - 1936)

Químico - físico francés, nacido en París, que elaboró un principiomuy utilizado a pesar de su dudosa validez. El principiotermodinámico que lleva su nombre fue su mayor aportación a la

química.Le Chatelier había recibido durante su juventud la influencia de supadre, ingeniero. En 1877, ingresó en la Escuela de Minas en calidadde profesor. Sus primeros trabajos abordaron el estudio delcemento. Estudió la estructura de las aleaciones, las llamas y latermometría.

Durante la década de 1880 a 1890, elaboró el denominadoprincipio de Le Chatelier: si las condiciones (presión, volumen otemperatura) de un sistema químico inicialmente en equilibriocambian, entonces el equilibrio se desplazará, si es posible, en ladirección que tienda a anular la alteración producida.Este principio, pronostica la dirección hacia la que se puede forzar unequilibrio químico. Para la industria, supuso la racionalización yeconomía de los procesos, pues al variar adecuadamente lascondiciones elegidas, se conseguía aumentar sus rendimientos.

Toda reacción química ocurre a una determinada velocidad. Algunasson muy rápidas y otras son extremadamente lentas. Lavelocidadde una reacción describe la rapidez con que se consumen losreactivos o la rapidez con la que se forman los productos.La cinética química es el área de la química que se encarga delestudio de las velocidades con las que ocurre una reacción química;los mecanismos de reacción, razonamientos especulativos,basados en hechos experimentales, que tratan de explicar cómoocurre una reacción; y los factores que determinan la velocidad dereacción:

1. La naturaleza de los reactantes.2. Las concentraciones de los reactivos.3. La temperatura.4. La presencia de un catalizador.

LA VELOCIDAD DE UNA REACCIÓNLas velocidades de reacción química se suelen expresardeterminando como varían las concentraciones de los reactantes ode los productos en determinados intervalos de tiempo.Consideramos la reacción hipotética.

La velocidad a la cual procede la reacción se puede describir entérminos de la velocidad de la cual desaparece un reactivo.

.......... (1)

O la velocidad a la cual aparece uno de los productos.

.......... (2)

aA + bB cC + dD

t] A[Velocidad

t]C[Velocidad

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Las concentraciones de los reactivos disminuyen a través delintervalo de tiempo.

...... (3)

............. (4)

Entonces la cantidad sería negativa. Como las velocidades dereacción son positivos, entonces, cuando se desee medir la velocidadde reacción usando reaccionantes, se le tiene que poner signonegativo, para que así, la velocidad resulte positiva.Describiremos la velocidad de reacción sobre la base de que es lamisma, independientemente del reactivo o producto que queremosmedir. Por lo tanto, dividimos cada cambio por su coeficiente en laecuación ajustada, así para la reacción hipotética:

aA + bB↔ cC + dD

……....(5)

FACTORES QUE AFECTAN LA VELOCIDAD DE UNA REACCIÓN

NATURALEZA DE LOS REACTIVOSEl estado físico de los reactantes es importante en la determinaciónde la velocidad con la que ocurre una reacción. La gasolina líquidapuede arder suavemente, pero los vapores de la gasolina puedenarder explosivamente.La extensión de la subdivisión de sólidos y líquidos también esimportante en la determinación de las velocidades de reacción. Porejemplo, 10 gramos de una barra metálica de magnesio reaccionalentamente con el ácido clorhídrico diluido, 10 gramos de virutas demagnesio reacciona rápidamente con el ácido clorhídrico diluido,mientras que, 10 gramos de magnesio en polvo reaccionaviolentamente con el ácido clorhídrico diluido:

A mayor estado de subdivisión de los sólidos, se ofrecemayor área superficial para la reacción.Otro factor que afecta las velocidades de reacción es la identidadquímica de los reactivos. Por ejemplo, el sodio metálico, que poseeuna baja energía de ionización, reacciona rápidamente con el agua atemperatura ambiente; el calcio metálico reacciona lentamente conagua a temperatura ambiente dado que posee una energía deionización superior.

CONCENTRACIÓN DE LOS REACTIVOS A mayor concentración de los reaccionantes, mayor es el número dechoques moleculares de las moléculas reaccionantes y por tanto,mayor es la probabilidad de que estos choques sean eficaces,aumentado así la velocidad de reacción.

EFECTO DE LA TEMPERATURA

Al aumentar la temperatura, aumenta la energía cinética media delas moléculas reaccionantes, es decir, las moléculas tienen mayorcontenido energético para poder superar la energía de activación,aumentando así la velocidad de reacción.

EFECTO DE LOS CATALIZADORESSon especies químicas que aumentan la velocidad de reacción, enrazón a que disminuyen la energía de activación, proporcionandomecanismos alternativos con menor energía de activación.Las características de los catalizadores son:

* Los catalizadores sólo forman compuestos intermedios paraejercer la acción catalítica, por lo tanto no se consumen en elcurso de la misma y se les puede recuperar finalizada lareacción.

* El catalizador no altera el equilibrio, pues aumenta por igual lasvelocidades de las reacciones directa e inversa.

* El catalizador permanece invariable al final de la reacción; en loque respecta a su composición química, pues en su forma físicapuede variar.

* El catalizador no inicia una reacción, sólo aumenta la velocidad.

* La acción catalítica es específica y es ejercida sin violar las leyesde la estequiometría.

* Los catalizadores se utilizan en pequeñas cantidades, debido aque la acción catalítica es rápida.

Los catalizadores disminuyen la energía de activación. Ello significa,con la misma energía cinética promedio de las moléculas, una mayorfracción de moléculas ya tienen la suficiente energía para alcanzar elestado de transición, aumentando así la velocidad de reacción.Los catalizadores llamados inhibidores, aumentan la energía deactivación. Ello significa que una menor fracción de moléculasalcanzan el estado de transición en la misma unidad de tiempo,disminuyendo así la velocidad de reacción.

Los catalizadores no pueden disminuir la velocidad dereacción, por tanto, no existen catalizadores negativos.

EXPRESIÓN DE LA LEY DE LA VELOCIDAD Anteriormente, se aprendió que la velocidad de una reacción esproporcional a la concentración de los reactivos. La ley de lavelocidad expresa la relación de la velocidad de una reacción con laconcentración. Para la reacción general:

aA + bB↔

cC + dDLa expresión de la ley de la velocidad tiene la forma:velocidad = k[A] x [B] y,

Leyenda: [A], [B]: concentraciones molares de los reactivos (mol/L). Lossólidos y líquidos puros al tener concentración constante, no seconsideran para esta ecuación. x, y: exponentes hallados experimentalmente. Pueden ser númerosenteros, cero o fraccionarios. x: orden de reacción respecto al reactivo A. y: orden de reacción respecto al reactivo B. x+y: orden global de reacciónk : constante específica de velocidad.

Sus unidades dependen de la expresión de la ley de velocidad.Los siguientes son ejemplos de leyes de velocidad de reacciónobservadas experimentalmente:

3NO(g ) N2O(g) + NO2(g) velocidad = k[NO]2

2NO2(g) + F2(g) 2NO2F(g) velocidad = k[NO2][F2]

Nótese que el orden de reacción no coincide necesariamente con loscoeficientes de la ecuación química balanceada.

Si la reacción es elemental, es decir, si ocurre en una solaetapa, los órdenes de reacción son los correspondientescoeficientes estequiométricos.

EQUILIBRIO QUÍMICOEl equilibrio se refiere a aquel estado de un sistema en el cual no seproduce ningún cambio neto adicional. Cuando A y B reaccionanpara formar C y D a la misma velocidad a la que C y D reaccionanpara formar A y B, el sistema se encuentra en equilibrio.La mayoría de las reacciones no llegan a completarse. Esto es,cuando se mezclan los reactivos en cantidades estequiométricas; nose convierten completamente en los productos. Las reacciones queno llegan a completarse y que tienen lugar en ambos sentidos sellaman reacciones reversibles.Los equilibrios químicos sonequilibrios dinámicos , esto es, lasmoléculas individuales están reaccionando constantemente, aunquela composición y propiedades de la mezcla en equilibrio no cambiaen el tiempo, mientras no actúe una fuerza externa que perturbe lacondición de equilibrio.

Considere la siguiente ecuación hipotética reversible A(g) + B(g) C(g) + D(g)

inicialfinal ] A[] A[] A[

inicialfinal ] A[] A[

] A[

t]D[

d1

t]C[

c1

t]B[

b1

t] A[

a1deVelocidad

cciónaRe

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Esta ecuación puede leerse en ambos sentidos, hacia adelante yhacia atrás. Si A y B se mezclan, reaccionarán para formarC y D.Por otra parte, una parte deC y D, reaccionarán para formar A y B.Supongamos que colocamos una mezcla de A y B en un recipiente.Reaccionarán para formarC y D y sus concentraciones disminuirángradualmente a medida que ocurre la reacción hacia la derecha.

Al comienzo del experimento, no puede ocurrir la reacción inversapuesto queC y D no se han formado. Tan pronto como la reacciónhaya comenzado produce alguna cantidad deC y D y comienza lareacción inversa. La reacción inversa comienza lentamente (puestoque la concentración deC y D es baja) y aumenta gradualmente.

Figura: Variación de la concentración de las sustancias en el cursode la reacción.

LA CONSTANTE DE EQUILIBRIOEn una reacción química reversible en equilibrio, las concentracionesde reactivos y productos son constantes; esto es, no varían. Lasvelocidades de las reacciones directa e inversa son constantes eiguales. Las velocidades de las reacciones directa e inversa sonconstantes, y se puede escribir una expresión como la constante deequilibrio, que relaciona a los productos con los reactivos. Para lareacción general:

aA + bB cC + dD

Aplicando la ley de acción de masas, se establece: Vdirecta = k d [A]a[B]b (1) Vdirecta = k i [C]c[D]d (2)

Como en el equilibrio las velocidades de reacción directa e inversa seigualan, tenemos:

Vdirecta = Vinversa k d [A]a[B]b = k i [C]c [D]d

a temperatura constante, se define a la constante de equilibrio

como:

siendo K eq o K c la constante de equilibrio en función deconcentraciones molares. Las cantidades en corchetes son lasconcentraciones de cada sustancia en moles por litro. Losexponentesa, b, c y d son los coeficientes de las sustancias en laecuación balanceada. Las unidades de K eq no son las mismas paratodas las reacciones de equilibrio y generalmente se omiten.Obsérvese que se eleva la concentración de cada sustancia a unapotencia igual al coeficiente estequiométrico, deducido de laecuación balanceada.Cuando algún reactivo y/o producto de una ecuación química es gas,podemos formular la expresión de equilibrio en términos depresiones parciales, en vez de concentraciones molares. En estecaso, la constante de equilibrio se denota como K p. Para la reaccióngeneral.

aA(g) + bB(g) cC(g) + dD(g)

donde Pi es la presión parcial del componente "i" en equilibrio. Porlo general, los valores de K

c y K

p son diferentes. Por ello, es

importante indicar cuál de ellas estamos usando por medio de lossubíndices.La expresión general que relaciona K p y K c es:

: es la diferencia de coeficientes de productos y reaccionantes.Numéricamente es igual al número de moles de productos gaseososmenos el número de moles de reactivos gaseosos. De la reaccióngeneral:

R : constante universal de los gases ideales.T: temperatura absoluta (K)

PRINCIPIO DE LE CHATELIEREl químico francés Henri Le Chatelier (1850-1936) enunció, en 1888,una generalización sencilla, pero de grandes alcances, acerca delcomportamiento de los sistemas en equilibrio. Esta generalización,que se conoce como Principio de Le Chatelier, dice:"Si se aplicaun activante a un sistema en equilibrio, el sistemaresponderá de tal modo que se contrarreste la activación yse restaure el equilibrio bajo un nuevo conjunto decondiciones". La aplicación del Principio de Le Chatelier nos ayudaa predecir el efecto de las condiciones variables sobre las reaccionesquímicas. Examinaremos los efectos de cambios de concentración,temperatura y presión.

Aumento de la TemperaturaLa reacción se desplazará en el sentido que consuma calor.Ejemplo: La reacción en el equilibrio

N2(g) + H2(g) NH3(g) + calor

Si aumentamos la temperatura la reacción va hacia la derecha.Si disminuimos la temperatura la reacción va hacia la izquierda.

Efecto de la PresiónSi aumentamos la presión externa al sistema en equilibrioentonces éste se desplazará hacia el sentido donde se tengamenor volumen.Ejemplo: La reacción en el equilibrio

2 SO2(g) + O2(g) 2 SO3(g)

Si en el sistema anterior, aumentamos la presión, el equilibrio sedesplazará hacia la derecha.

Efecto del Aumento o Disminución de la ConcentraciónSi a un sistema en equilibrio le añadimos más de una sustancia,el sistema se desplazará en el sentido que consuma parte dedicho incremento.Ejemplo: La reacción en el equilibrio

N2(g) + 3H2(g) 2 NH3(g)

Si al sistema ya en el equilibrio, le añadimos más N2(g) lareacción se desplazará hacia la derecha.Si quitamos un poco de N2(g) en el equilibrio, el sistema sedesplazara hacia la izquierda.Si añadimos más NH3(g), el sistema se desplazará hacia laizquierda.Si quitamos NH3(g) en el equilibrio, el sistema se desplazaráhacia la derecha.

avance de reacción

Productos

Reaccionantes

b]B[a] A[

d]D[c]C[eqK

b)B(a) A(

d)D(c)C(p PP

PPK

ncp )RT(K K

n

)ba()dc(n

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PRACTICA 2

NIVEL I

1. A 425 ºC la K Cdel siguiente proceso vale 300:2 H2(g) + CO(g)⇌ CH3OH(g)

Si las concentraciones de todas las especies son iguales a 0.1 M, ¿seencuentra el sistema en equilibrio?Rpta: …………………………….

2. La descomposición del NaHCO3 tiene lugar según la reacción:2 NaHCO3(s) ⇌ Na2CO3(s) + CO2(g)+ H2O(g) ; Kc= 2.5x10-4

Si en un matraz de dos litros partimos de 2’5 moles de NaHCO 3(s),0.15 moles de Na2CO3(s) + 2.5x10 –2 moles de CO2(g) y 4x10 –2 molesde H2O(g) razona hacia dónde se producirá la reacción.Rpta: …………………………….

3. Un recipiente de 306 cm3 contiene a 35 ºC una mezcla enequilibrio de 0.384 g. de NO2 y 1.653 g. de N2O4 Determina:a) La presión en el recipiente y la densidad de la mezcla.

b) El valor de K Cy K P para la reacción N2O4 (g) ⇌ 2 NO2 (g).Sol: a) P = 2’18 atm. ρ = 6’66 g/L. b ) K C = 0’0126; K P =0’32.

4. En un recipiente de 5 L. se introducen un mol de dióxido deazufre y otro de oxígeno, y se calienta el sistema a 1.000 ºC, con loque se da la reacción:

2 SO2 (g) + O2 (g) ⇌ 2 SO3 (g) a) Establece la cantidad de trióxido de azufre formado si en elequilibrio hay 0’15 moles del dióxido.b) ¿Qué valor tiene K Ca esa temperatura?Sol: a) 0.85 mol. b) Kc= 279.2

5. Dada la siguiente reacción: 2 NO(g) ⇌ N2(g) + O2(g) a 500 ºC,calcula la K C a dicha temperatura sabiendo que las concentracionesen el equilibrio son: [N2 (g)] = [O2 (g)] = 0’05 M y [NO (g)] = 0’02 M.¿Cuál será el valor de K P?Sol: K C= K P = 6.25.

6. Calcula la constante de equilibrio K P, a 2.000 ºC, del siguienteequilibrio:

CO2 (g) ⇌ CO(g) + 21 O2 (g) para el cual el grado de disociación es 0’018 a la presión de 1 atm. Sol: K P = 1.73x10 – 3

7. Al calentar el cloruro de nitrosilo, NOCl, se disocia según:NOCl(g) ⇌ NO(g) + 1/2 Cl2 (g)

Cuando se calienta a 350 ºC en un volumen de 1 L. una muestra deNOCl puro que pesa 1.75 g, el grado de disociación es del 56.8 %.Calcúlense K C, K P y la presión total en el sistema a esta temperatura.Sol: K C= 0.115; K P = 0.82; P = 1.75 atm.

8. En un recipiente de 1 L. y a la temperatura de 400 ºC el amoníacose encuentra dis-ociado en un 40 % en nitrógeno e hidrógenomoleculares, cuando la presión de todo el sis-tema es 710 mm Hg,según la reacción:

2 NH3 (g) ⇌ N2 (g) + 3 H2 (g). Calcula:a) La presión parcial de cada uno de los componentes en elequilibrio.b) K Cy K P.Sol: a) P (NH3) = 0.400 atm; P (N 2) = 0.133 atm; P (H 2) =0.400 atm. b) K C=1.74x10 – 5; K P = 0.053.

9. En un matraz de 250 cm3 a la temperatura de 27 ºC seintrodujeron 213 mg. de fosgeno, COCl2. Cuando se hubo alcanzado

el equilibrio, la presión que se alcanzó en el matraz fue de 230 mmHg. Calcula:a) El grado de disociación del fosgeno.b) La presión parcial de cada componente gaseoso en la mezcla. c)El valor de las constantes K Cy K P.La reacción de disociación del fosgeno es:

COCl2 (g) ⇌ CO(g) + Cl2 (g)

Sol: a) 43 %. b) P (COCl2) = 0.12 atm; P (CO) = 0.09 atm; P(Cl2) = 0.09 atm. c) K C= =2.7x10 – 3; K P = 0.067.

10. A 200 ºC y 1 atm. de presión el pentacloruro de fósforo sedisocia según la reacción:

PCl5 (g) ⇌ PCl3 (g) + Cl2 (g) en un 48’5 %. Calcula el grado de disociación a la mismatemperatura de 200 ºC pero a una presión de 10 atm.Sol: 17’3 %.

11. Un mol de etanol puro se mezcla con un mol de ácido acéticopuro a 25 ºC. Cuando se alcanza el equilibrio, se forman 2/3 demoles de acetato de etilo y 2/3 de moles de agua. Calcula laconstante de equilibrio a esa temperatura para la reacción:

CH3CH2OH(l)+ CH3COOH(l)⇌

CH3COOCH2CH3 (l)+ H2O (l) Sol: K C= 4.

12. En el equilibrio a 100 ºC de la reacción:H2 (g) + CO2 (g) ⇌ H2O (g) + CO(g)

se ha medido el valor K P = 0.772. Responde razonadamente:a) ¿Cuáles serán las concentraciones en el equilibrio si inicialmenteestán presentes 2’0 moles de H 2 y 2’0 moles de CO 2 en un recipientede 10 L?b) ¿Cuáles serán las nuevas concentraciones de los reactivos si unavez alcanzado el equilibrio se introducen 0’5 moles adicionales de H 2a la mezcla?Sol: a) [H2] = [CO2] = 0.1065 M; [H2O] = [CO] = 0.0935 M. b) [H2]= 0.146 M;[CO2] = 0.096 M; [H2O] = [CO] = 0.104 M.

13. A una determinada temperatura se introducen en un recipientede 2 litros 128 g. de SO2. ¿Cuántos gramos de O2 deberán añadirsepara que en el equilibrio la mitad del SO2 se oxide a SO3?Para la reacción 2 SO2 (g) + O2 (g) ⇌ 2 SO3 (g) , se sabe que K C =2.33.Sol: 43.5 g.

14. Se sabe que la constante de equilibrio K P para la reacción dedescomposición del pentacloruro de fósforo en tricloruro de fósforo ycloro (PCl5 (g) ⇌ PCl3 (g) + Cl2 (g)) es de 1.05 a 250 ºC. Sabiendo quelas presiones parciales del pentacloruro de fósforo y del tricloruro defósforo en el equilibrio son, respectivamente, 0.875 atm. y 0.463atm:a) ¿Cuál es la presión parcial del cloro en el equilibrio a 250 ºC?b) ¿Cuál será el valor de K Ca esta temperatura?c) A la vista de los resultados obtenidos, di si la descomposición delpentacloruro de fósforo a 250 ºC será o no un proceso espontáneo.Sol: a) 1.98 atm. b) K C= 0.024. c) El proceso es espontáneo.

16. En un cilindro metálico cerrado, de volumen V, se tiene elsiguiente proceso quími-co en equilibrio:

2 A(g) + B(s) ⇌ 2 C(s) +2 D(g) ; ΔHº < 0.Indica razonadamente el sentido hacia el que se desplazará elequilibrio si:a) Se duplica la presión.b) Se reduce a la mitad la cantidad de los componentes B y C.

c) Aumenta la temperatura.Rpta: ……………………………………..

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17. Suponiendo que la reacción A(g) + 3 B(g) ⇌ 2 C(g) , exotérmica,estuviese en equilibrio, indica razonadamente tres procedimientospara que el equilibrio se desplace a la derecha.

Rpta: ……………………………………..

18. En un recipiente cerrado se introducen oxígeno y el doble

número de moles de NO, los cuales reaccionan parcialmente paradar NO2 en condiciones de presión y temperatura tales que semantienen todas las especies en estado gaseoso:

2 NO + O2 ⇌ 2 NO2 ; ΔH = -112’5 kJ. Una vez que se alcanza el equilibrio a dicha temperatura, indica y

justifica cómo variará el número de moléculas de NO2 en equilibriopor:a) Aumento de la temperatura a presión constante.b) Extracción de NO del recipiente.c) Adición de un catalizador.d) Disminución del volumen del recipiente.

19. A 298 K la K P del equilibrio N2O4 (g) ⇌ 2 NO2 (g), es igual a 0.15.a) Razona en qué sentido evolucionará, hasta alcanzar el equilibrio,una mezcla de los dos gases en la que ambos tengan presión parcialigual a 1 atm.b) Si una vez alcanzado el equilibrio se comprime la mezcla, indica sila cantidad de dióxido de nitrógeno aumentará, disminuirá o novariará. Justifica la respuesta.

Rpta: ……………………………………..

20. A la temperatura de 35 ºC disponemos en un recipiente de 310cm3 de capacidad de una mezcla gaseosa en equilibrio que contiene0.385 g. de NO2 y 1.660 g. de N2O4. Con-testa razonadamente a lassiguientes cuestiones:a) Calcula, a la temperatura de 35 ºC, K P y K C de la reacción dedisociación del tetróxido de dinitrógeno (N2O4 (g) ⇌ 2 NO2 (g)).b) A 150 ºC, el valor numérico de K

Ces 3.20. ¿Cuál debe ser el

volumen del recipiente para que estén en equilibrio un mol deltetróxido y dos moles del dióxido?c) ¿Cómo respondería el equilibrio a un aumento de presión?Contesta razonadamente.

Sol: a) K C= 0.0125; K P = 0.315. b) 1.25 L.

NIVEL II

1. En el equilibrio del siguiente sistema: A + 2B CLas concentraciones son:[A] = 0,6 mol/L [B] = 0,5 mol/L [C] = 0,3 mol/L

Halla kc A. 1 B. 2 C. 3 D. 4 E. 5

2. Determine kc para un sistema en equilibrio que tiene unvolumen de 2 L si los moles de fosgeno (COCl2) son 0,8; los demonóxido de carbono 0,6; y los de cloro 0,4

COCl2(g) CO + Cl2(g)

A. 0,15 B. 0,25 C. 0,5 D. 0,3 E. 0,75

3. La constante de equilibrio kc para el sistema que se muestra acontinuación es 49 a 500 °C

H2(g) + I2(g) 2HI(g)

Si en un vaso de 1 L se introducen 1 mol de H2 y 1 mol de I2 yse cierra hasta alcanzar el equilibrio a 500°C determina laconcentración de H2 en equilibrio:

A. 9/2 B. 9/7 C. 4/3 D. 2/9 E. 7/9

4. Se tiene inicialmente 8 mol de H2 y 8 mol de I2 los que sehacen reaccionar según:

H2(g) + I2(g) 2 HI(g)

Determine la constante de equilibrio kc si en el equilibrio se hanencontrado 2 mol de H2

A. 6 B. 18,3 C. 36 D. 9 E. 1,85

5. En un sistema homogéneo representado por:2 H2(g) + O2(g) 2H2O(g)

se tiene inicialmente 24 mol de H2, 16 mol de O2 y 2 mol devapor de agua. Halla el valor de la constante kc del sistema enel equilibrio si se han encontrado 8 mol de H2. El volumen totales 1 L

A. 0,63 B. 0,18 C. 3,6 D. 0,36 E. 0,2

6. Inicialmente reaccionan 12 mol de N2 con 24 mol de H2 segúnN2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)

Halla el valor de kc si en el equilibrio se han encontrado 12 molde NH3 y además el volumen del sistema es de 10 L

A. 45 B. 2,13 C. 11,1 D. 3,6 E. 13,33

7. Si se tienen inicialmente 4 mol de H2 y 4 mol de Cl2 paraformar cloruro de hidrógeno, determina cuántos mol dehidrógeno existen en el equilibrio si kp = 4 a 1 000 K

Cl2(g) + H2(g) 2HCl(g)

A. 4 B. 2 C. 4,2 D. 1,8 E. 0,16

8. En un recipiente de 1 L se han introducido 4 mol de N2 y 8 molde H2 para efectuar la siguiente reacción:

N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) Al llegar al equilibrio se obtienen 4 mol de amoníaco. Calcula elvalor de kc en el equilibrio

A. 4 B. 3 C. 2 D. 1 E. 5

9. Inicialmente reaccionan 1 mol de CO y 1 mol de vapor de agua.CO + H2O CO2 + H2

Determine la constante de equilibrio kc a 27 °C sabiendo que enel equilibrio ha reaccionado el 60% del vapor de agua. Elvolumen total del sistema es 6 L

A. 4/9 B. 2/5 C. 3/2 D. 2/3 E. 9/4

10. En un recipiente de 200 cm3 se colocan 46 g de tetraóxido denitrógeno. Si al calentarlo se disocia en un 80 % en dióxido denitrógeno, calcula la cantante de equilibrio kc

N2O4 2 NO2

A. 25 B. 32 C. 23 D. 48 E. 64

11. Al reaccionar a 100 °C 1mol de ácido acético con 1 mol dealcohol etílico, se forman 2/3 mol de acetato de etilo y 2/3 molde agua. Si todos son líquidos en la reacciónCH3 COOH + CH3 CH2OH CH3 COOC2H5 + H2O

Calcula la constante de equilibrio kc a 100 °C A. 0,25 B. 0,40 C. 2,25 D. 4,00 E. 8,00

12. En un recipiente se tiene H2; I2 y HI en equilibrio de tal maneraque la presión total del sistema es 2 atm. Halla kp si en elequilibrio la presión parcial del hidrógeno es 0,4 atm y la delyodo es 0,4 atm.

A. 7 B. 8 C. 9 D. 10 E. 11

13. En la reacción: PCl3 + Cl2 PCl5Calcula kx si a 100°C reaccionan 2,15 mol de PCl3 y 1 mol deCl2 para producir 0,76 mol de PCl5 A. 70 B. 5,4 C. 3,5 D. 7,0 E. 35

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14. Para la reacción: S(s) + 2 CO(g) SO(g) + 2 C(s)

calcula el valor de kp si en un frasco que contiene azufre sólidoen exceso se introduce gas CO a una presión de 2 atm y al finalse observa una presión de equilibrio en el sistema de 1,05 atm

A. 95 B. 59 C. 81 D. 9,5 E. 8,1

15. Los procesos mostrados se acompañan de su respectivasconstantes de equilibrio a 1 123 K

C(s) + CO2(g) 2 CO(g) kp’ = 1,3x10 14 CO(g) + Cl2(g) COCl2(g)kp’’ = 6,0x10 3

Halla el valor de kp para:C(s) + CO2(g) + 2 Cl2(g) 2 COCl2(g)

A. 7,8x1014 B. 7,8x109 C. 46,8D. 4,68x1017 E. 4,68x107

16. Para la siguiente ecuación a 27°C3 A(s) + 4 B(g) 3 C(g) + D(g)

¿Cuál es la relación entre kc y kp?

A. 9/4 B. 3/2 C. 1/5 D. 1 E. 1/0,8217. Las corrientes de equilibrio de las reacciones han sido medidas

a 823 KCaO(s) + H2(g) Ca(s) + H2O k1 = 67CaO(s) + CO(g) Ca(s) + CO2(g) k2 = 201

Con estos datos calcule la constante de equilibrio de la reacción:CO2 + H2 CO + H2O

A. 67 B. 15,61 C. 0,137 D. 0,33 E. 0,2

18. Para el equilibrio: H2 + CO2 H2O + CO

la constante de equilibrio es 3 a 2 000 KCalcula la concentración del agua al final, si se introduceninicialmente 1 mol de H2, 1 mol de CO2 y 1 mol de H2O en unvolumen de 1 L

A. 1,5 B. 5 C. 0,5 D. 0,33 E. 3

19. A 1000 K la síntesis del HCl presenta el siguiente equilibrio :H2(g) + Cl2(g) HCl(g) kc = 4

Si se parte de 1 mol de cada reactante, halla las molaridadesdel H2 y Cl2 una vez alcanzado el equilibrio.

A. 0,5; 1,0; 11, 2 L B. 0,5; 2,5; 112 LC. 0,5; 0,5; 22, 44D. 0,2; 0,2; 44,8 L E. 0,1; 0,1; 22, 4 L

20. Para la reacción en la fase gaseosa3H2(g) + N2(g) 2 NH3(g)

las presiones parciales de H2 y N2 son 0,4 atm y 0,8 atmrespectivamente: La presión total del sistema es 2,0 atm.¿Cuánto vale kp si el sistema está en equilibrio?

A. 1 B. 50 C. 25 D. 125 E. 12,5

21. Para la ecuación: 2A(g) B(g) + C(g) k c = 0,25Halla kc para la reacción, si se produce a la misma temperatura:

3 B(g) + 3C(g) 6A(g)

A. 16 B. 4 C. 64 D. 0,4 E. 6,4

22. Se tiene inicialmente 4 mol de H2 y 4 mol de Cl2 para formar

cloruro de hidrógeno (HCl). Determina cuántos mol dehidrógeno existe en equilibrio si a 727 ºC se tiene que Kp = 4

A. 1 B. 2 C. 3 D. 4 E. 5

23. Una mezcla de equilibrio para la reacción:2 H2S(g) 2 H2(g) + S2(g)

tenía 1 mol de H2S; 0,2 moles de H2 y 0,8 moles de S2 en unrecipiente de 2 L de capacidad. Halla kc.

A. 0,004 B. 0,08 C. 0,016 D. 0,032 E. 0,160

24. Determine el proceso para el que kc = kp A. H2(g) + N2(g) NH3(g)B. NO(g) + O2(g) NO2(g)C. H2(g) + Br2(g) HBr(g)D. NH3(g) + O2(g) NO(g) + H2O(v)E. C(s) + O2(g) CO(g)

25. A 500 °C se tiene el sistema en equilibrio:I2(g) + H2(g) HI(g)

Para el cual, se tiene las siguientes presiones parciales:I2: 2 atm H2: 2 atm HI: 8 atm

Calcula kp A. 3,2 B. 4,8 C. 0,16 D. 6,4 E. 2,4

26. En un recipiente, inicialmente vacío, cuya capacidad es 10 L seubican 18,4 g de N2O4 Si alcanzando el equilibrio, se disocia el20 % del N2O4 en NO2 halla kp: N2O4 NO2

A. 0,4 B. 4x103 C. 4 x 105 D. 4 E. 0,4

27. A 200 ºC 1 mol H2 y 2 mol de CO2 reaccionan para producir COy H2O Si el 80 % del H2 se transforma en H2O calcula kc si laoperación se realiza en un recipiente de 20 L

H2(g) + CO2(g) H2O(v) + CO(g)

A. 1 B. 2,6 C. 2,8 D. 3,8 E. 6

28. Para la siguiente reacción en equilibrio:H2(g) + I2(g) HI(g)

Moles equilibrio: 2 2 4Presión total es 1,6 atm.Halla kp a 448ºC:

A. 2 B. 4 C. 8 D. 16 E. 20

29. Halla el grado de disociación de 0,1 mol de PCl5 contenidos enun recipiente de 1 L si kp para este proceso es de 0,82 a 127 ºC

PCl5 PCl2 + Cl2

A. 70 % B. 60 % C. 59 % D. 40 % E. 30 %

30. Si Kc para la reacción es 49 a determinada temperatura si secolocan 0,4 moles A y B en un recipiente de 2 litros a esatemperatura. Indica cuál es la concentración de C y D en elequilibrio: A + B C + D

A. 0,075 M ; 0,025 M B. 0,025 M ; 0,025 MC. 0,750 M ; 0,075 M D. 0,075 M ; 0,075 ME. 0,025 M ; 0,075 M

31. Halla kp a 100 K si la presión en el equilibrio es 10 atm para lareacción química donde la disociación es de 40%:

C(g) + CO2(g) 2 CO(g)

A. 3,05 B. 3,85 C. 4,85 D. 4,05 E. 4,5

Nivel III

01. En una autoclave de 5 se coloca una mezcla de limaduras dehierro y agua. La autoclave se cerró y se calentó a 1000 °C.

Alcanzando el equilibrio se encontró 1,1 g de H2 y 42,5 g de H2O.Hallar el KC de la reacción:

Fe(s) + H2O Fe2 O4(s) + H2

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a) 2,9.10 –3 b) 0,14.10 –2 c) 4,1.10 –5 d) 1,5.10 –3 e) 2,5.10 –4

02. En un matraz de un litro de capacidad a 100°C se mezclan 3molg de C2H5OH con 1 molg de CH3 – COOH; calcular laconcentración en (molg/) de CH3 – COO – CH5 formado.

SI el Kc = 4 de la siguiente reacción:C2H5 OH + CH3 – COOH CH3 – COO – C2H5 + H2O

a) 0,8 b) 0,9 c) 4,4 d) 1,3 e) 2,6

03. Se introduce en un recipiente de 6 a 1260 K, una molg de aguay una molg de CO, el 45% del agua reaccionan con el monóxido decarbono. Hallar la constante de equilibrio (Kc) de la reacción.

H2O + CO CO2 + H2

a) 0,82 b) 0,74 c) 0,67 d) 0,57 e) 0,44

04. Para la siguiente reacción en equilibrio:PCl5 (g) PCl3 (g) + Cl2 (g)

A 270°C, existen 0,32 molg PCl5; 0,4 molg PCl3 y 0,4 molg Cl2 en unrecipiente de 12 de capacidad. Calcular el Kp del proceso en ATM.a) 3,64 b) 0,84 c) 2,68 d) 1,38 e) 1,85

05. A 900 K se inyecta en un recipiente P. (ATM) de COCl2 (g).Cuando se alcanza el equilibrio, la presión total en el recipiente es5/4 p (ATM). Calcular el Kp en ATM para la reacción.

COCl2(g) CO(g) + Cl2(g)

a) 3/4 P b) 1/2 P c) 1/3 Pd) 1/4 P e) P

06. En el sistema en equilibrio: HI(g) H2(g) + I2(g) Se tiene 2 molg HI; 1 molg I2 y 1 molg H2. La constante específicade la velocidad de reacción directa es Kd = 0,018; a 490 °C. Calcularla constante específica de la velocidad de reacción inversa (Ki).a) 0,072 b) 0,84 c) 0172d) 0,272 e) 0,146

07. En la siguiente reacción en equilibrio en un recipiente de un litrode capacidad a 527°C.

H2 + S2 H2 SSe observa 2 molg H2; 1 molg S2 y 0,8 molg H2S. Calcular el Kc de lareacción en( /molg).a) 0,84 b) 0,32 c) 0,48 d) 1,42 e) 0,16

08. La siguiente reacción en equilibrio a 127°C y en un recipiente deun litro de capacidad, tienen un Kc = 9

H2 I2 HISi inicialmente se tiene 1 molg H2 y 1 molg I2. Calcular laconcentración de HI en el equilibrio.a) 1,2 molg/ b) 0,6 molg/ c) 2,4 molg/

d) 3,6 molg/ e) 1 molg/

09. El KC = 1.10 –4 para N2 + O2 NO a 3000° C, si el reactortiene 3 de capacidad. Calcular la concentración de No i se colocan1,2 molg N2 y 1,2 molg 0,2 inicialmente.a) 3,98.10 –3 molg/ b) 1,14 molg/

c) 0,43.10 –2 molg/ d) 1,36.10 –5 molg/ e) 1,42.10 –6 molg/

10. En un sistema en equilibrio se tiene 2 molg de A y 8 molg de B.Si la presión de la mezcla en equilibrio es 10 ATM. Calcular el Kp dela reacción: A(g) 2B(g)

a) 0,23 ATM b) 83,4 ATM c) 40 ATMd) 32 ATM e) 61,3 ATM

11. Se encontró que la composición de equilibrio para la siguientereacción era:

CO(g) + H2O(g) CO2(g) + H2(g)Equilibrio 0,1 0,1 0,4 0,1

Se añadieron entonces 0,3 molg de H2 en el reactor de 1 . ¿Cuál

será la nueva concentración de CO2(g) una vez restablecido elequilibrio?.a) 0,07 M b) 0,40 M c) 0,8 Md) 0,33 M e) 0,47 M

12. En un recipiente de 2,0 se pone COCl2 (g) se calienta hastadescomponerlo parcialmente.

COCl2(g) CO(g) + Cl2(g)

Cuando se alcanza el equilibrio, la concentración de COCl2 es 0,4molg/ . Luego se añade más COCl2 al recipiente y cuando se

restablece el equilibrio la concentración de COCl2 es 1,6 molg/.¿Cómo habrá cambiado la concentración del CO?.a) Se habrá reducido a la mitad b) Se habrá duplicadoc) F.D. d) No habrá cambiadoe) Se habrá triplicado

13. A 1000 °C y presión total e 1 ATM, el agua se encuentradisociado en un 0,002% de acuerdo a la siguiente reacción enequilibrio.

H2O(g) H2(g) + O2(g)

¿Cuál será el valor de Kp de la reacción?.a) 2.10 –15 ATM b) 2.10 –6 ATMc) 4.10 –15 ATM d) 5.10 –8 ATM e) 3.10 –14 ATM

14. El hidrógeno y el yodo reaccionan a 699 K según la siguientereacción: H2(g) + I2(g) HI(g)Si se coloca una molg de H2 y una molg de I2 en una vasija de 10 y se permite que reaccionan. ¿Qué masa de HI estará presente en elequilibro sabiendo que Kc = 64?.a) 204, 8 g b) 201,4 g c) 401,2 gd) 201,8 g e) 501,8 g

15. Las constantes de equilibrio de las reacciones siguientes han sidomedidos a 823 K.

CaO(s) + H2 Ca(S) + H2O K 1 = 67CaO(s) + CO Ca(s) + CO2 K 2 = 489

Con estos datos, calcúlese la constante de equilibrio de la reacción.CO2 + H2 CO + H2O K 3 = ?a) 0,137 b) 489 c) 67d) 1,461 e) 15,61

16. Calcular la concentración molar de los iones hidrógeno en unasolución acuosa de NH3 a 25°C; al 0,5 M; si Ki = 1,8.10 –5 Ma) 3,3.10 –12 b) 4,1.10 –11 c) 8,4.10 –10 d) 1,8.10 –5 e) 0,5

17. Calcular el porcentaje de ionización de una solución acuosa de

CH3 – COOH al 0,1 M; se halla a 25°C, si su constante de ionizaciónes 1,8. 10 –5 Ma) 1,84% b) 2,1% c) 25%d) 1,34% e) 100%

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18. En la reacción en equilibrio.N2 + H2 NH3

Se encontró 0,1 molg H2; 0,1 molg N2 + 0,2 molg. NH3 en unrecipiente de 10 . Calcular el Kc de la reacción en (molg/) –2 a) 2.10 –4 b) 3.103 c) 4.10 – 3

d) 4.104 e) 5.10

2

19. Para la siguiente reacción en equilibrio:PCl5 PCl3 + Cl2

a 227° C su Kc es igual a 0,4 (molg/). ¿Cuál será el Kp de lareacción?.a) 16,4 ATM b) 8,31 ATM c) 10,5 ATMd) 0,21 ATM e) 100 ATM

20. La siguiente reacción en equilibrio a 27° C en un recipiente de 5 de capacidad.

SO3 SO2 + O2 Se tiene inicialmente 5 molg de SO

3. Si en la reacción sufre una

disociación del 60%.Hallar el Kc de la reacción en (molg/)a) 0,134 b) 0,37 c) 2,68d) 1,62 e) 0,675

Nivel IV (Sólo para estudiantes Fleming)

1. El equilibrio de formación del HI tiene una constante Kc= 54,4 a698 K. En un matraz de 10 L se introducen 0,1 moles de H2 y0,1 moles de I2. Calcular las concentraciones en el equilibrioRpta: 2.1x10 -3M, 2.1x10-3M, 0.016M

2. Al calentar dióxido de nitrógeno en un recipiente cerrado, se

descompone según: 2 NO2(g)↔

2 NO (g) + O2(g). Unrecipiente contiene inicialmente 0,0189 mol/ L de NO2. Secalienta hasta 327 °C y, una vez alcanzado el equilibrio, laconcentración de NO2 es de 0,0146 mol/l. Calcula Kp , Kc y Ptotal en el equilibrio.Rpta: Kp= 9.3x10 -3 ,Kc=1.9x10-4 PT= 1,04 atm

3. A 200ºC se produce la siguiente reacción : Xe (g) + 2 F2 (g)↔ XeF4(g).Se mezclan0,4 moles de Xe con 0,8 moles de flúor enun recipiente de 2 L. Cuando se alcanza el eqquilibrio solo el60% de Xe se ha convertido en XeF4. Determina las constantesKc y Kp y la presión en el equilibrioXe (g) + 2 F2 (g)↔ XeF4(g).Rpta: Kc=58.6, Kp=0.039, Pt:13.9atm

4. A 450 °C y 10 atm el amoníaco está disociado en un 95,7 % ensus elementos. Calcular Kp y Kc para ese equilibrio:2NH3(g)↔ N2(g) + 3 H2(g)Rpta: Kp= 2.2x10 -4 ,Kc=6.3

5. Un matraz de un litro contiene 6,28 milimoles de N2O4. Alcalentar a 25ºC, la presión es de 0,2118 atm. Calcula Kc, Kp y elgrado de disociación para la descomposición del N2O4 gas paradar NO2 gas. A esa temperatura.Rpta: Kp= 0.14 ,Kc= 5.74x10 -3 α = 37,7 %

6. En un recipiente inicialmente vacío, se introducen dos gases A yB a la presión parcial de 1 atm. y 100 ºC. Manteniendo latemperatura y la presión constantes, se produce la siguientereacción:

A(g) + 2 B(g) ↔ 2 C(g) + D(s) Cuando se alcanza el equilibrio el grado de disociación es de0.25. Calcular las constantes K c y K p así como las presionesparciales de A, B y C.

Rpta: Kp=1.2 Kc= 36.7 P(A) = 0.86 atm.P(B) = P(C) = 0.57 atm.

7. Se ha encontrado que cuando la reacción:3 NO2 + H2O ↔ 2 HNO3 + NO

llega al equilibrio a 300ºC contiene 0.60 moles de dióxido denitrógeno, 0.40 moles de agua, 0.60 moles de ácido nítrico y0.80 moles de óxido nítrico. Calcular cuántos moles de ácidonítrico deben añadirse al sistema para que la cantidad final dedióxido de nitrógeno sea de 0.90 moles. El volumen delrecipiente es de 1.00L.Rpta: 0.91 moles de HNO3

8. La formación del trióxido de azufre por oxidación del dióxido esun paso intermedio en la fabricación del ácido sulfúrico. Laconstante de equilibrio (K p) de la reacción:

2 SO2(g) + O2(g) ↔ 2 SO3(g) es 0.13 a 830ºC. En un experimento se hacen reaccionar 2.00moles de dióxido de azufre con 2.00 moles de oxígeno. ¿Cúaldebe ser la presión total de equilibrio para tener un rendimientodel 70% en trióxido de azufre?Rpta: P = 105 atm.

9. A 300ºC y una presión total de 629 atm. la reacción entre elcloruro de hidrógeno y el oxígeno para dar cloro y agua, alcanzael equilibrio cuando se ha completado en un 80%. ¿Cuál tendríaque ser la presión para que la reacción alcanzara el equilibriocuando se hubiese completado en un 50%?Rpta: P = 1.1 atm

10. La constante K p para la reacción entre el dióxido de carbonopuro y el grafito, en exceso, caliente es 10. Calcular: a) ¿Cuál esla composición en volumen de los gases en equilibrio a 817ºC yuna presión total de 6,1 atm? ¿cuál es la presión parcial deldióxido de carbono? y b) ¿Para qué presión se obtendrá un 10%en volumen de dióxido de carbono?

CO2(g) + C(s) ↔ 2 CO(g)

Rpta: P(CO2) =1.82 atm. P = 1.2 atm.11. En un recipiente se introduce cierta cantidad de carbamato

amónico, NH4CO2NH2 sólido que se disocia en amoniaco ydióxido de carbono cuando se evapora a 25ºC. Sabiendo que laconstante K p para el equilibrio

NH4CO2NH2(s) ↔ 2 NH3(g) + CO2(g) y a esa temperatura vale 2,3·10-4 . Calcular K c y las presionesparciales en el equilibrio.Rpta: K c = 1.57·10 -8 PCO2 = 0.039 atm. YPNH3 = 0.078 atm.

12. A 60ºC y 1 atm de presión, el tetróxido de dinitrógeno estádisociado un 53,0%. Calcular:a) el porcentaje de disociación a a misma temperatura y 2000mm Hg de presiónb) la presión a la cual el tetróxido estaría disociado en un 67% ala misma temperatura. La reacción que tiene lugar esN2O4(g) ↔ 2 NO2(g) Rpta: α = 0,36 P' = 0,48 atm

13. Para la siguiente reacción:4 HCl(g) + O2(g) ↔ 2 Cl2(g) + 2 H2O(g)

0,80 0,20 1,60 1,60los valores indicados corresponden a los moles de cada una delas especies cuando el sistema alcanza el equilibrio a 300ºC yuna presión total de 629 atm. ¿A qué presión habrá que llevar alsistema para que se reduzca el número de moles de cloro a

1,00?Rpta: P = 1,1 atm

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14. A 480ºC y 1 atm de presión, el amoniaco se disocia en un 66%en sus elementos. Determinar la composición en volumen de lamezcla en las condiciones anteriores y bajo un presión total de 4atm.La reacción que tiene lugar es:

2 NH3(g) ↔ N2(g) + 3 H2(g)Rpta: X(NH3) = 0,42 X(N2) = 0,18 X(H2) = 0,44

15. La constante de equilibrio, a 745K, de la reacción H2 + I2 ↔ 2HI es Kc = 50. a) ¿Qué cantidad de HI se encontrará tras

alcanzarse el equilibrio, si inicialmente, introducimos 1,00 molesde yodo y 3,00 moles de hidrógeno en un recipiente de 1 L a esatemperatura. b) Una vez se ha alcanzado el equilibrio en a)añadimos 3,00 moles más de hidrógeno, ¿cuál será la nuevaconcentración de HI en el nuevo estado de equilibrio?Rpta: 2,74mol (HI) = 4,58M

16. Para la reacción 2 NO2 ↔ N2O4 ΔHº = - 13,9 kcal/mol. A273K y presión total de 0,824 atm, el dióxido de nitrógeno estáasociado en un 9,37%. Calcular el porcentaje de asociación a298K.Rpta: 1,38%

17. Se establece el equilibrio SbCl5 (g) ↔ SbCl3 (g) + Cl2 (g)calentando 29,9 g de SbCl5 (g) a 182 ºC en un recipiente de3,00 L. Calcular: a) La concentración de las distintas especies enequilibrio si la presión total es de 1,54 atm, b) el grado dedisociación y c) las constantes Kc y Kp. Datos: Sb (121,8u.m.a.), Cl (35,45 u.m.a.)Rpta: SbCl5 (g) = 0,0253M SbCl3 (g) = 0,08M = Cl 2 (g) α = 0,24 Kc = 2,53·10 -3 Kp = 9,45•10 -2

18. Un recipiente de volumen V se llena con gas amoniaco a 150ºChasta que alcanza una presión de 200 atm. El amoniaco sedisocia en los elementos que los forman y cuando se alcanza elequilibrio, la presión del nitrógeno es de 29,8 atm. Determinar lapresión total en el equilibrio, así como la constante Kp del

mismo.Rpta: P =259,6 atm Kp =1,08·10 3

19. La formación de SO3 a partir de SO2 y O2 es un paso intermedioen la fabricación del ácido sulfúrico, y también es responsable dela lluvia ácida. La constante de equilibrio Kp de la reacción 2SO2 + O2 ↔ 2 SO3 es 0,13 a 830 ºC. En un experimento setenían inicialmente en un recipiente 2,00 mol de SO2 y 2,00 molde O2 ¿cuál debe ser la presión total del equilibrio para tener unrendimiento del 80,0 % de SO3?Rpta: P = 328 atm

20. Si en un matraz de 2,00 L se calienta cierta cantidad debicarbonato sódico a 110 ºC, la presión en el equilibrio es de1,25 atm. Calcular el valor de Kp y el peso de bicarbonatodescompuesto, sabiendo que éste dá lugar a carbonato sódico,dióxido de carbono y agua.Datos: Na = 23 u.m.a.Rpta: Kp = 0,39 m (NaHCO3 ) = 6,68 g

21. Un recipiente de 1.00L se llena con una mezcla en volumenesiguales de oxígeno y dióxido de nitrógeno a 27ºC y 673 mm Hgde presión parcial. Se calienta a 420ºC y una vez alcanzado elequilibrio se encuentran 0.0404 moles de oxígeno. Calcular laconstante de equilibrio para el proceso y la presión total de lamezcla

2NO(g) + O2(g) ↔ 2 NO2(g) Rpta: Kp= 4,1 Pt= 4.3 atm

NIVEL V (Ejercicios de Le Chatelier)

1. En un sistema en equilibrio, si bajamos la temperatura, entoncessiempre:

A. Se favorece la reacción exotérmicaB. Se favorece la reacción endotérmicaC. Aumentará la velocidad de reacciónD. Aumentará la presión de la reacciónE. Aumentará la concentración de los productos2. Si se aumenta la presión al sistema en equilibrio:

2 SO2 + O2 2SO3se produce:

A. Más SO3 B. Menos SO3 C. Más SO2D. Más O2 E. Faltan datos

3. Indica en qué casos aumenta la concentración de H2 gaseoso enel sistema en equilibrio

H2 + I2 2 HI + 3 kcal/mol

I. Aumentando yodo gaseosoII. Aumentando la temperaturaIII. Aumentando HI gaseoso

A. I B. II y III C. II D. III E. I, II, III

4. En la siguiente reacción en equilibrio:H2(g) + I2(g) HI(g)

¿Qué sucede si aumenta la presión de la reacción? A. Aumenta la concentración de H2B. Aumenta la concentración del HIC. Aumenta la concentración del I2D. Es independiente de la presiónE. Aumenta el volumen de la reacción

5. Con el aumento de la presión en la reacción: O2 O3¿Se verá favorecida la reacción directa o la reacción inversa?

A. La reacción directaB. La reacción inversaC. Ninguna de las reacciones (independencia de la presión)D. Faltan datosE. Depende de otros factores como el catalizador

6. En la siguiente reacción en equilibrio: PCl3 + Cl2 PCl5¿Qué sucede con su constante de equilibrio kp si disminuye el

volumen de la reacción?

A. Disminuye B. Aumenta C. Permanece igualD. Se duplica E. Faltan datos

7. Si 2 moles de A y 2 moles de B se colocan en un recipiente de 1L y se deja que alcancen el equilibrio según:

A(g) + B(g) 2C + calor

¿Cuál es la concentración de C si kc = 100? A. 1,66 B. 1 C. 3,32 D. 0,34 E. 1,85

8. Para el siguiente sistema en equilibrio:

SO3(g) + calor SO2(g) + O2(g)Marca V o FI. Un aumento de presión origina disminuye los productos.II. Un aumento en SO3 desplaza el equilibrio a la derecha.III. Un enfriamiento desplaza el equilibrio a la izquierdaIV. La adición de un catalizador aumenta el valor de kc

A. FVVF B. FVFV C. FVFF D. VFFV E. VVFF

9.

Observe el sistema en equilibrio:C(s) + CO2(g) 2 CO(g) H = 119,8 kJ

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¿Cuántos de los siguientes efectos favorecen la reacción directa? Adición de CO2(g) Adición de C(s) Calentamiento Incremento de la presión en el sistema al disminuir el volumen Adición de un catalizador

A. 1 B. 2 C. 3 D. 4 E. 5

10. Sea la siguientes reacción en equilibrio:CO(g) + O2(g) CO2(g) H = 238 kJ/mol

¿Qué efecto favorece el rendimiento en la formación del producto? A. Disminución de presiónB. Aumento de volumenC. Adición de catalizadorD. Incremento de la concentración del O2E. Aumento de temperatura

11. Indica cuál será el efecto de aumentar la temperatura en elsistema en equilibrio:

2 SO2(g) + O2(g) 2 SO3(g) + 198 kJ

A. No se modifica B. Se consume más oxígenoC. Disminuye el volumen D. Aumenta el volumenE. N.A.

12. Para el equilibrio N2O4 (g)↔ 2 NO2 (g) a 25ºC, el valor de Kces 0,04.

a) Calcule el valor de Kp a la misma temperaturab) ¿Cómo influye la presión en este equilibrio?c) El tetraóxido de dinitrógeno es una sustancia sin color, mientras

que el dióxido tiene un color rojo muy peculiar. Si una mezcla delos dos gases se mete en un tubo de gases, y se introduce en unbaño de agua y hielo, la mezcla queda incolora. Por el contrario,si se mete el tubo en un baño a 90ºC, la mezcla toma color rojo.Justifique si el equilibrio indicado al comienzo es una reacciónendotérmica o exotérmica.

13. En qué sentido es desplazado el equilibrio:SO2 (g) + 1/2 O2 (g)↔ SO3 (g) ΔH = -100 KJ / mol

Si lo perturbamos:a) aumentando el volumen del recipiente (es decir, disminuyendo la

presión).b) adicionando SO3.c) aumentando la temperatura.¿ En cuál / cuáles de dichas perturbaciones ha variado la constante

de equilibrio?.

14. Dada la siguiente reacción en equilibrio:(..)H2 ( g ) + Cl2 ( g )↔ 2HCl ( g ) ; Δ H = - 148 KJ

podemos decir que: A. Al aumentar la temperatura aumenta la concentración de clorurode hidrógeno.B. Al aumentar la presión aumenta la concentración de cloruro dehidrógeno.C. Si se aumenta la concentración de gas cloro, aumenta laconcentración de HCl (g)D. Que ni la temperatura ni la presión influyen en la cantidad decloruro de hidrógeno formado.

15. Dada la siguiente reacción en equilibrio:(..)CaCO3 ( s )↔ CaO ( s ) + CO2 ( g ) ; Δ H = + 175,6 KJ

podemos decir de él que: A. Si se aumenta la temperatura, se desplaza hacia la izquierda.B. Los aumentos de temperatura no influyen sobre el valor de la

constante de equilibrio.C. Si se aumenta la presión se desplaza hacia la derecha.D. Las variaciones de presión no influyen sobre el valor de la

constante de equilibrio.16. Dada la siguiente reacción en equilibrio:(..)

CaCO3(s)↔ CaO(s) + CO2(g) ; ΔH = + 175,6 KJ

podemos decir de él que: A. Si se aumenta la temperatura, se desplaza hacia la izquierda.B. Los aumentos de temperatura no influyen sobre el valor de laconstante de equilibrio.C. Si se aumenta la presión se desplaza hacia la izquierda.D. Al aumentar la presión disminuye el valor de la constante deequilibrio.

17. Para el equilibrio : 2 NO2(g) <===>N2O4(g) ; Δ H = - 57,5 Kjpodemos afirmar que: A. Las variaciones de la presión no afectan al equilibrio.B. Los valores de K p y de K c son iguales.C. Las variaciones de la temperatura no afectan al equilibrio.D. El aumento de la presión favorece la reacción directa.

18. Indicar cuál de los siguientes factores no influye en eldesplazamiento de un equilibrio químico hacia uno u otromiembro:

A. Temperatura. B. Concentración de los reactivos.C. Catalizadores D. Presión.

19. Dado el equilibrio: N2(g) + O2(g)↔ 2 NO(g); ΔH = +21 Kcalindicar cuál de las siguientes afirmaciones es cierta para el

mismo: A. La reacción es exotérmica de izquierda a derecha.B. El equilibrio se desplaza hacia la izquierda al aumentar la presiónC. El equilibrio se desplaza hacia la derecha al aumentar latemperatura.

20. La ley o principio de Le Chatelier nos permite asegurar que: A. Al alterar las condiciones de un sistema cerrado reaccionante éstetiende a evolucionar en el sentido de restablecer el estado inicialB. Al variar la presión de un sistema reaccionante, éste se desplazahacia el extremo de la reacción en que haya menor número demoles.C. Si se aumenta la concentración de un reactivo en un sistemacerrado en equilibrio, las de los restantes reactivos, en caso dehaberlos, tienden a disminuir.D. Si se varía la presión de un sistema reaccionante que contienecantidades iguales de moles en ambos miembros de la ecuaciónquímica, el sistema permanece inalterado

21. Dado el sistema representado por la ecuación siguiente:H2 ( g ) + 1/2 O2 ( g )↔ H2O ( g ) ; ΔH = - 285,5 Kj Si se quiereaumentar la cantidad de agua formada tendremos que:

A. Disminuir la temperaturaB. Aumentar el volumenC. Aumentar la presiónD. Disminuir la temperatura y aumentar la presión

22. Los factores que pueden modificar el estado de equilibrio de unsistema son los siguientes:

A. Solamente los siguientes: Presión, temperatura y concentraciónde alguna de las especies químicas involucradas en el proceso encuestión.B. Entre otros, la variación de la concentración de cualquier especiequímica, intervenga o no en el equilibrio.C. Entre otros, el aumento de la temperatura solamente si se tratade un proceso exotérmico.D. Solamente los siguientes: Variación de la presión, de latemperatura o de la concentración de alguna de las especiesquímicas involucradas en el proceso en cuestión.

23. Para la siguiente reacción:4 NH3(g) + 7 O2(g)↔ 2 N2O4(g) + 6 H2O(g) .

Si inicialmente N2O4 = H2O = 3,60 mol/l y en el equilibrio H2O =0,60 mol/l. Calcula la concentración de equilibrio de O2 (g) enmol/l

a. 2,40.

b. Se necesita la constante de equilibrio para el cálculo.c. 3,50. d. 3,00. e. 0,70.

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24. Para la reacción. MgCl2(s) + 1/2 O2(g)↔ MgO(s) + Cl2(g), Kp=2,98. Calcula la constante de equilibrio para la reacción: 2Cl2(g) +2MgO(s)↔ 2MgCl2(s) + O2(g).a. 0,113. b. – 8,88. c. 0,336.d. 1,73. e. 5,99.

25. Dado el sistema representado por la ecuación:H2(g) + 1/2 O2(g)↔ H2O (g) ΔH= – 285,5 KJ / mol.

Si se quiere aumentar la cantidad de agua formada se tendrá que(señala la afirmación falsa).a. Aumentar la temperatura.b. Disminuir el volumen.c. Aumentar la presión.d. Disminuir el volumen y la temperatura.

26. Dada una mezcla de C(s), CO2 (g) y CO(g) en equilibrio según lareacción representada por la ecuación:C(s) + CO2 (g)↔ 2 CO (g) , si expansionamos el recipiente en elque tiene lugar hasta un volumen mayor, a temperatura constante.a. La composición del sistema será la misma.b. Aumentará la proporción del CO2 (g).c. Disminuirá la proporción del CO (g).d. Las presiones parciales del CO (g) y del CO2 (g) serán inferiores a

las iniciales.27. Sobre la constante de equilibrio podemos decir que (Señala laafirmación falsa):a. Tiene un valor que sólo en función de la temperatura y de laforma como está escrita la ecuación química correspondiente.b. Tienen una expresión que sólo es función de la forma como estáescrita la ecuación química correspondiente.c. Tiene un valor que es función de la temperatura, la concentracióny en el caso de que existan gases en el proceso, de la presión.d. Es una relación útil para estudiar cuantitativamente cualquiersituación de un sistema que reaccione reversiblemente.

28. Dado el sistema representativo por la ecuación químicasiguiente: A(s) + B (s)↔ C (s) acerca de ella puede decirse que:a. El valor de su constante de equilibrio es igual a cero.b. El proceso no se verá influenciado en su estado de equilibrio porlas cantidades presentes de cada uno de los reactivos ó productos adiferencia de otros sistemas.c. Para esta reacción no puede hablarse de constante de equilibrio,ni de equilibrio químico siquiera, ya que el proceso directo esimprobable que suceda salvo en las superficies de contacto entre lassustancias.d. Para este proceso sólo pueden hablarse de equilibrio químico parael proceso inverso al escrito, ya que un sólido sí puededescomponerse por sí sólo en otros aunque estos no pueden a suvez reaccionar entre sí.

29. Dada la ecuación química: 2HCl (g)↔ H2 (g) + Cl2 (g); ΔH = – 133,8 KJ, podemos afirmar que nos proporciona entre otrasinformaciones, la siguiente:a. Cada 2 moles de HCl que se descomponen, se obtiene un mol deCl2 y otro de H2.b. Está en equilibrio.c. La reacción se realiza con gran rapidez.d. La relación entre las cantidades iniciales de cada sustancianecesaria para poder llegar al equilibrio.

30. Si para el equilibrio: 2 SO2(g) + O2(g)↔ 2 SO3 (g), suponemosque las concentraciones iniciales de SO2, O2 y SO3 son todas 2,0 M.¿cuáles de los siguientes grupos de valores no es posible comoconcentración de equilibrio?

[SO2] [O2] [SO3]a. 1,8 1,9 2,2b. 2,2 2,1 1,8

c. 2,4 2,4 1,6d. 1,4 1,7 2,6

31. En una reacción en equilibrio:a. Lo único que puede modificar las concentraciones de loscomponentes es un cambio en la temperatura.b. Un cambio en la temperatura no cambiará nunca lasconcentraciones de los componentes.c. Un cambio de presión bastará siempre para cambiar lasconcentraciones de los componentes.d. Un cambio en la concentración de cualquier componente cambiarátodas las concentraciones.32. Para las reacciones[1] 2 SO2 ( g ) + O2 (g)↔ 2 SO3 ( g )[2] SO2 (g) + 1/ 2 O2↔ SO3 ( g )a la misma temperatura se cumple que:a. Kp1 = Kp2 b. Kp1 = (Kp2 )2c. Kp1 = 2 Kp2 d. Kp1 = ( Kp2 )1/2

33. Dado el sistema representado por NO (g) + Cl2 (g)↔ 2 NOCl(g), únicamente podemos afirmar que:a. Es un sistema en equilibrio en el que se cumple que [NO] eq =[NOCl] eq.b. En este proceso siempre debemos hacer reaccionar inicialmente eldoble de cantidad de sustancia de NO (g) que de Cl2 (g).

c. Se cumple siempre, de acuerdo con la estequiometría de lareacción, que la relación molar de las sustancias presentes en elequilibrio es: NO : Cl2 : NOCl es 2 : 1 : 2d. Una vez alcanzado el equilibrio, existe una relación entre lasconcentraciones de productos y reactivos que es siempre constantee independiente de las cantidades iniciales puestas a reaccionar.

34. Dado el equilibrio químico representado por la siguienteecuación: N2 (g) + 3 H2 (g)↔ 2 NH3 (g). Si una vez establecido elequilibrio se añade una cierta cantidad de N2 (g), podemos decir, sinerror, que para alcanzar la nueva situación de equilibrio:a. El sistema evolucionará disminuyendo la masa de N2 (g),permaneciendo constante el resto de los gases.b. Disminuirá la masa de N2 (g) y aumentará la de NH3 (g),permaneciendo constante la de H2 (g).c. El H2 (g) actuará de reactivo limitante, por lo que se consumirácompletamente.d. El sistema evolucionará, pero no podemos decir, en primeraaproximación, si la masa de amoniaco aumentará ó disminuirá.

35. Dado el siguiente equilibrio: NH4Cl (s)↔ NH3 (g) + HCl (g); ΔH> 0, señala cuál de las siguientes afirmaciones con respecto a estesistema es falsa:a. Aumentando la temperatura a presión constante se desplaza elequilibrio hacia la formación de productos.b. Añadiendo más NH4Cl(s), el equilibrio se desplaza hacia laformación de productos.c. Aumentando la presión a temperatura constante, disminuye lacantidad de gases que se encuentran en equilibrio.d. En el estado de equilibrio, el NH4Cl(s) se forma y se descomponecon la misma velocidad.

36. Dadas las siguientes ecuaciones:[1] H2 (g) + I2 (g)↔ 2 HI (g) K1[2] 1/ 2 H2 (g) + 1/2 I2 (g)↔ HI ( g) K2[3] 2 HI (g)↔ H2 (g) + I2 (g) K3

Se cumple que:a. K1 = K2 = K3b. K1 = K2 = 1 / K3c. K2 = (K1)1/2 = ( 1 / K3)1/2 d. K3 = ( 1 / K1 )1/2 = K22

37. La siguiente afirmación: “la constante de equilibrio de unareacción exotérmica disminuye cuando aumenta la temperatura”. a. Es cierta sólo para reacciones espontáneas.b. Es cierta siempre.c. Es cierta sólo para reacciones no espontáneas.d. Es cierta sólo para reacciones en fase gaseosa.

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38. Para la reacción NH2 (CO)2 NH4 (s)↔ 2 NH3 (g) + CO2 (g), enel equilibrio, la presión total del gas es 0,843 atm a 400 K. Laconstante de equilibrio Kp a esta temperatura es:a. 0,02222 atm b. 0,00701 atmc. 0,843 atm d. 0,0888 atm

39. El dióxido de azufre, reacciona con el oxígeno y forma trióxido deazufre, según la reacción:

SO2 + ½ O2↔ SO3 ΔH = – 98,9 Kj¿Cuáles de las siguientes afirmaciones son ciertas?1. Al disminuir la presión se elevará la concentración de SO32. El rendimiento de este proceso disminuye al elevar latemperatura.3. Para aumentar la concentración de SO3 tendríamos que efectuarla reacción en presencia de un catalizador.4. Si dejamos expandir la mezcla en equilibrio, disminuirá laconcentración de SO3 en el medio.

a. 1 y 4. b. 2 y 3. c. 2 y 4. d. 1 y 2.

40. Para la reacción: SnO2(s) + 2 H2(g)↔ 2 H2 O (g) + Sn(l), conKp a 900 K es 1,5 y a 1100 K es 10. Para conseguir una reducción

más eficiente del SnO2(s) deberán emplearse:a. Temperaturas elevadas. b. Altas presiones.c. Temperaturas bajas. d. Bajas presiones.

41. Para la siguiente reacción: NO(g) + CO(g)↔ 1/2 N2(g) +CO2(g) ΔH = -374 kJ. ¿Qué condiciones favorecen la conversiónmáxima de reactivos a productos?a. Alta temperatura y baja presión.b. Baja temperatura y baja presión.c. Alta temperatura y alta presión.d. Baja temperatura y alta presión.

42. Para las reacciones:2 SO2(g) + O2(g)↔ 2 SO3(g)SO2(g) + ½ O2(g)→ SO3(g) ,se cumple, a la misma temperatura, quea. Kp1 = Kp2 b. Kp1 = (Kp2 )2 c. Kp1 = 2Kp2 d. Kp1 = (Kp2 )1/2

43. Para la reacción: H2(g) + I2(g)↔ 2HI(g) , el valor de Kc a 1100K es 25. Si inicialmente sólo existe HI(g) con concentración de 4.00mol L-1, ¿cuál será la concentración de I2(g) en el equilibrio,expresada en mol L-1?a. 0.363 b. 2.00 c. 0.667 d. 0.571

1. CARACTERÍSTICAS DE ÁCIDOS & BASES

A. ÁCIDOS Tienen sabor agrio. Son corrosivos para la piel. Enrojecen ciertos colorantes vegetales. Disuelven sustancias Atacan a los metales desprendiendo H2. Pierden sus propiedades al reaccionar con bases.

B. BASES Tiene sabor amargo. Suaves al tacto pero corrosivos con la piel. Dan color azul a ciertos colorantes vegetales. Precipitan sustancias disueltas por ácidos. Disuelven grasas. Pierden sus propiedades al reaccionar con ácidos.

2. TEORÍA DE ARRHENIUS Publica en 1887 su teoría de “disociación iónica” , en la que

afirma que hay sustancias (electrolitos), que en disolución,se disocian en cationes y aniones.

Ácido: Sustancia que en solución acuosa produce iones H+ HA(ac) H+(ac) + A –(ac)

Ejemplos:HCl(ac) H+(ac) + A – (ac)H2SO4(ac) 2H+(ac) + SO42 –(ac)

Base: Sustancia que en solución acuosa produce iones OH

BOH(ac) B+(ac) + OH –(ac)

Ejemplo:NaOH Na+(ac) + OH –(ac)

Neutralización: Se produce al reaccionar un ácido con unabase por formación de agua:

H+(ac) + OH –(ac) H2O(l)

El anión que se disoció del ácido y el catión que se disoció dela base quedan en disolución inalterados (sal disociada):

NaOH + HCl H2O + NaCl

3. TEORÍA DE BRÖNSTED LOWRY

Ácido: Sustancia que en disolución cede H+ Base: Sustancia que en disolución acepta H+ Par ácido / base conjugado

Siempre que una sustancia se comporta como ácido (cedeH+) hay otra que se comporta como base (capta dichos H+)Cuando un ácido pierde H+ se convierte en su “baseconjugada” y cuando una base captura H + se convierte ensu “ácido conjugado”.

ÁCIDO(HA)

BASECONJUGADA

(A

BASE(B)

ÁCIDOCONJUGADO

– H+

– H+

+ H +

+ H +

(HB+)

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Ejemplo de disociación de un ácido:HCl(g) + H2O(l) H3O+(ac) + Cl –(ac)

En este caso el H2O actúa como base y el HCl como ácido,que al perder el H+ se transforma en Cl – (base conjugada).

Ejemplo de disociación de una base:

NH3(g) + H2O(l) NH4+(ac) + OH

–

(ac)En este caso el H2O actúa como ácido pues cede H+ a labase NH3 que se transforma en NH4+ (ácido conjugado).

4. TEORÍA DE LEWIS

Ácido: Sustancia que contiene al menos un átomo capaz deaceptar un par de electrones y formar un enlace covalentecoordinado.

Base: Sustancia que contiene al menos un átomo capaz deaportar un par de electrones para formar un enlace covalentecoordinado.

Ejemplo 1:HCl(g) + H2O(l) H3O+(ac) + Cl (ac)

En este caso el HCl es un ácido porque contiene un átomode H que al disociarse y quedar como H+ va a aceptar unpar de electrones del H2O formando un enlace covalentecoordinado (H3O+)

Ejemplo 2:NH3(g) + H2O(l) NH4+(ac) + OH –(ac)

En este caso el NH3 es una base porque contiene un átomode N capaz de aportar un par de electrones en la formacióndel enlace covalente coordinado (NH4+)

De esta manera, sustancias que no tienen átomos dehidrógeno, como el AlCl3 pueden actuar como ácidos:

AlCl3 +:NH3 Cl3Al:NH3

Al

Cl

Cl

Cl + N

H

H

H Al

Cl

Cl

Cl N

H

H

H

5. EQUILIBRIO DE IONIZACIÓN DEL AGUA A. Concepto de pH

La experiencia demuestra que el agua tiene una pequeñaconductividad eléctrica, lo que indica que está parcialmentedisociado en iones:

2H2O(l) H3O+(ac) + OH –(ac)

2O][H

OHO[Hkc

2

3 ]][

Como [H2O] es constante, por tratarse de un líquido:

kw = k C[H2O]2 = [H3O

+] [OH

–]

conocido como “ producto iónico del agua ”

El valor del producto iónico del agua es:kw(25ºC) = 10 –14 M2

En el caso del agua pura:[H3O+] = [OH –] = (10 –14 M2)1/2 = 10 –7 M

Se denomina pH:

pH = log[H3O+] = [H

+]

Como para el caso de agua pura [H3O+]=10 –7 M, entonces:pH = –log 10 –7 = 7

Tipos de disoluciones: Ácidas : [H3O+] > 10 –7 M pH < 7Básicas : [H3O+] < 10 –7 M pH > 7Neutras : [H3O+] = 10 –7 M pH = 7

En todos los casos: kw = [H3O+] [OH –]Luego si [H3O+] aumenta (disociación de un ácido),entonces [OH –] debe disminuir y así el producto de ambas

concentraciones continúa valiendo 10 –14

M2

B. Concepto de pOH Se define al pOH como:

pH = log[OH –]

Como kw = [H3O+][OH –] = 10 –14 M2 aplicamos logaritmos ycambiamos el signo, obteniendo:

pH + pOH = 14 a 25 ºC

Ejemplo:El pH de una disolución acuosa es 12,6. ¿Cuál será la [H3O+]

y el pOH a 25 ºC?

pH = –log [H3O+] = 12,6 de donde se deduce que:

[H3O+] = 10 pH = 10 12,6 M = 2,5x1013 M

Como kw = [H3O+] [OH –] = 10 –14 M2 entonces:

pOH = – log [OH –] = – log 0,04 M = 1,4

Comprobamos como pH + pOH = 12,6 + 1,4 = 14

6. ELECTROLITOS FUERTES Y DÉBILES

A. Electrolitos Fuertes:

Están totalmente disociados ( )

Ejemplos:HCl(ac) Cl – + H+

NaOH(ac) Na+ + OH –

B. Electrolitos Débiles:

Están disociados parcialmente ( )Ejemplos:

CH3 – COOH(ac) CH3 – COO – + H+ NH3(ac) + H2O NH4+ + OH –

7. CONCEPTO DE pk

Al igual que el pH se denomina pk a:pka= –log ka

pkb= –log kb

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Cuanto mayor es el valor de ka o kb, mayor es la fuerza delácido o de la base.

Igualmente, cuanto mayor es el valor de pka o pkb menor esla fuerza del ácido o de la base.

Ejemplo:Determina el pH y el pOH de una disolución 0,2 M de NH3sabiendo que kb (25ºC) = 1,8x1010 –5 M

Equilibrio: NH3 + H2O ↔ NH4+

+ OH – conc. in.(mol/l): 0,2 0 0conc. eq.(mol/l): 0,2 – x x x

M5

1,8x10x0,2

2x

]3[NH

]][OH4[NHkb

De donde se deduce que:x = [OH –] = 1,9x1010 –3 MpOH = – log [OH –] = – log 1,9x10 –3 = 2,72pH = 14 – pOH = 14 – 2,72 = 11,28

8. INDICADORES DE PH (ÁCIDO- BASE)

Son sustancias orgánicas que cambian de color al pasar de laforma ácida a la básica:

HIn + H2O In – + H3O+ forma formaácida básica

Uno de los indicadores más utilizados es la fenolftaelína cuyaforma ácida es incolora y la forma básica rojo grosella, ycuyo intervalo de viraje se encuentra entre 8 y 10 de pH.

Igualmente, para medir el pH de una disolución de maneraaproximada en el laboratorio se utiliza habitualmente el papelde tornasol que da una tonalidad diferente según el pH, porcontener una mezcla de distintos indicadores.

Algunos indicadores de los más utilizados son:

Indicador Color formaácida

Color formabásica

Zona deviraje (pH)

Violeta de metilo Amarillo Violeta 0 2

Rojo Congo Azul Rojo 3 5

Rojo de metilo Rojo Amarillo 4 6

Tornasol Rojo Azul 6 8

Fenolftaleína Incoloro Rosa 8 10

PRACTICA 3

NIVEL I

1. Calcular el valor del pH de las siguientes soluciones asumiendocompleta ionización:a) Ac. monoprótico 4.9x10-4Nb) Base monobásica 0.0016N

Solución: 3.31, 11.204

2. Calcular el pH de una solución que contiene 0.038g de HCl porlitro.Solución: 2.98

3. El pH de una solución es 7.2. ¿Cuál es la concentración de ioneshidrogeniones?Solución: 6.31x10 -8

4. La constante de disociación de un ácido monoprótico es 0.8x10-6,cuál será su pH , si la solución es 0.1N?Solución: 3.55

5. Calcular el pH de una solución que contiene 4g de NaOH por litrode solución.Solución: 13

6. Calcular el pH de:a) Una solución de HCl 0.1Nb) Una solución que contiene 0.014g de H2SO4 por litro de solución.Solución: 1, 3.55

7. Calcular el pH de una solución de un ácido monoprótico cuyaconcentración es de 0.01N y que está ionizado al 85.5%Solución: 2.068

8. Se hace burbujear 224ml de HCl medidos a CN. En 10L de agua¿Cuál es la concentración del ión OH- en la solución resultante?a) 2x10-12 M b) 2x10-7 M c) 2x10-6 Md) 1x10-11 M e) 1x10-3 M

9. Se mezclan 50ml de KOH 0.2M y 40ml de NaOH con 110ml deagua destilada ¿Cuál es la concentración del ión H+ en la soluciónresultante?a) 2x10-16 M b) 5x10-12 M c) 1x10-13 Md) 1x10-10 M e) 2x10-2 M

10. Un ácido monoprótico, en solución acuosa tiene unaconcentración de 0.02M, si se encuentra ionizado en un 0.5% ¿cuáles su constante de acidez?a) 8x10-8 M b) 5x10-7 M c) 4x10-6 M

d) 6x10-6

M e) 2x10-5

M11. La etilamina es un derivado del amoniaco, en disolución acuosaactúa como base monobásica cuya concentración del ión H+ es6.3x10-13 M ¿Cuál es el valor de Kb?a) 6.3x10-5 M b) 8.4x10-4 M c) 8.9x10-4 Md) 4.6x10-6 M e) 3.6x10-5 M

12. Un ácido monoprótico tiene una constante de acidez igual a1.8x10-5, si está ionizado en un 3% ¿Cuál es la concentración molardel ácido?a) 0.03M b) 0.5M c) 0.6M d) 0.2M e) 0.02M

13. Se adiciona 0.46g de Sodio, el volumen de la solución resultante

es 200ml ¿cuál es el pH de la solución?a) 12.5 b) 11 c) 12 d) 10 e) 13

14. El pH de una solución de un ácido monoprótico de 0.5M es 4, sisu concentración disminuye en un 80%. ¿cuál es el cambio de pH?a) 0.8 b) 0.25 c) 0.35 d) 0.65 e) 0.45

15. Al mezclar las siguientes soluciones: 100ml de HCl 0.2M y 200mlde HNO3 0.1M y 50ml de KOH 0.8M ¿Cuál es el pH de la soluciónresultante?a) 7 b) 8 c) 10 d) 6 e) 12

16. Se combina 50ml de HI 0.5M con 50ml de NaOH 0.3M ¿Cuál esel pH de la solución resultante?a) 1 b) 6 c) 3 d) 2 e) 9

17. Calcular el pOH de una solución acuosa sabiendo que sus ioneshidronio tienen una concentración de 0.000008 mol/La) 5.1 b) 8.9 c) 2.8 d) 11.2 e) 13.5

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18. Una solución amoniacal tiene Kb= 10-5 mol/L. Si su pH=12,calcular la normalidad.a) 2 b) 4 c) 6 d) 8 e) 10

19. Una solución acuosa tienen pOH= 4.5 ¿Cuál es la concentraciónde sus iones hidronio en mol/L?a) 2.15x10-8 M b) 8.3x10-5 M c) 3.16x10-10 M

d) 4.2x10-12

M e) 5x10-8

M20. Hallar la constante de ionización de una solución 0.01M deHCOOH que se ioniza en un 0.04%a) 2.5x10-8 M b) 3x10-12 M c) 2.5x10-6 Md) 5.4x10-8 M e) 1.6x10-9 M

21. Calcula el pH de una solución acuosa que contiene 0.4g deNaOH por litro.a) 10 b) 11 c) 12 d) 14 e) 13

22. Calcule la concentración de iones hidronio y el porcentaje dedisociación de una solución 4x10-2 M de HCN (Ka= 4.5x10-10)a) [H+]= 4.24X10-6 , α = 1.06X10-2%

b) [H+]= 5.24X10

-6 , α = 8.56X10

-2%c) [H+]= 6.2X10-6 , α = 2.3X10-2%

d) [H+]= 2.84X10-6 , α = 3.76X10-2%e) [H+]= 8.9X10-6 , α = 5.6X10 -2%

23. En un recipiente se disuelven 0.8g de NaOH y 1.12g de KOH enagua pura hasta completar un volumen de 2 litros. Hallar el pH y elpOH de la solución:a) 2.5 – 11.5 b) 12.31 – 1.69 c) 10 – 4d) 4 – 10 e) 13.5 – 0.5

24. Determine el pH de una solución de un ácido monoprótico cuyaconcentración es de 0.01N y que está ionizado en un 94.2%

a) 11.97 b) 2.03 c) 8.97 d) 0.65 e) 3.45

25. Calcular el pH de una solución con 0.36g de HCl por litro.

a) 4 b) 3 c) 2 d) 1 e) NA

26.- Una disolución A contiene 3,65 g. de ácido clorhídrico en 1litro de disolución. Otra disolución B contiene 19,5 g. de hidróxidode sodio en 1 litro de disolución.

a) Calcule el pH de la disolución A y de la disolución B.b) Calcule el pH final después de mezclar las dos disoluciones.

DATOS: Masas atómicas: Cl = 35,5; H = 1; Na = 23; O = 16Solución: a)pH= 1; pH= 13,69; b) pH= 13,28

27.- Se dispone de una botella de ácido acético que tiene lossiguientes datos: densidad 1,05 g/ml, riqueza en masa 99,2 %. a)

Calcule el volumen que hay que tomar de esta disolución parapreparar 500 ml de disolución de ácido acético 1,0 M. b) Calcule elpH de la disolución preparada.Masas atómicas: Carbono = 12; oxígeno = 16; hidrógeno = 1.Ka (ácido acético) = 1,8.10-5.Solución: a) 28,8 ml; b) pH=2,4

28.- Se necesita disponer de una disolución cuyo pH sea 11,50. Paraello se disuelven en agua 18,4 g de una base (BOH) hasta alcanzarun volumen de 1,0 l. Si la masa molecular de la base es 160, calculesu constante de disociación.Solución: K b= 8,9.10 -5

29.- Calcule el pH de la disolución que resulta cuando se añaden 0,8litros de ácido acético 0,25 M a 0,2 litros de hidróxido de sodio 1,0 M

K a (ácido acético) = 1,8x10-5Solución: pH=9

30.- El pH de una disolución de ácido nítrico es 1,50. Si a 25 ml deesta disolución se añaden 10 ml de una disolución de la base fuerteKOH 0,04 M Calculea) El número de moles de ácido nítrico que queda sin neutralizar.b) Los gramos de base que se necesitarían para neutralizar los 25 mlde ácido nítrico.Masa atómicas: K = 39; H = 1,0; O = 16Solución: a) 3,9.10 -4; b) 0,044 g

31.- Calcule el pH y el grado de disociación de una disolución que seha preparado añadiendo 10 mL de ácido clorhídrico 0,1M a 90 mL deuna disolución 0,5M de ácido acético. K a(ácido acético) = 1,8.10-5 Solución: pH=1,96; α =0,0018

32.- a) Determine la concentración de una disolución de ácidobenzóico, ácido monoprótico de fórmula C6H5COOH, sabiendo quepara neutralizar 20 mL de la misma se han utilizado 15,2 mL dedisolución de hidróxido de bario 0,5 M.b) Sabiendo que el hidróxido de bario es una base fuerte, determineel valor del pH en el punto de equivalencia.K a(C6H5COOH) = 6,5 x 10-5 Solución: a) 0,76 M; b) pH=8,9

33.- Una disolución 1,0 M de ácido benzoico (monoprótico) tiene unaconcentración de ion hidrógeno 8,0x10-3. Determina:a) La constante de ionización del ácido benzoico.b) La concentración de ácido benzoico necesaria para que su gradode disociación sea 0,1Solución: a) 6,4.10 -5; b) 5,76.10 -3

34.- Determina el pH y el grado de disociación de una disoluciónobtenida al disolver 2 g de ácido salicílico, ácido monoprótico cuyamasa molar vale 138 g/mol, en 100 ml de agua, admitiendo que lapresencia del soluto no afecta al volumen final de la disolución.Constante de ionización del ácido salicílico K a = 1,1x 10-3 Solución: pH=1,9; α = 0,08

NIVEL II

1) Se mezclan 1.4 g de hidróxido potásico y 1 g de hidróxido sódico.La mezcla se disuelve en agua y se diluye hasta 100 mL. Calcular elpH de la disolución.Rpta: pH = 13.7

2) Calcule la concentración de una disolución acuosa de amoniaco sise desea que tenga un pH = 12 y evalúe su grado de ionización aesta concentración. Kb = 1.8x10-5 Rpta: 5.56M 0,18 %

3) Se ha preparado una disolución formada por 100 ml de ácidonítrico 0,5 M y 300 ml. de hidróxido de sodio 0,5 M.

Calcular el pH de la disolución.Rpta: pH=13.4

4) Una disolución acuosa de ácido yodhídrico 0’1 M posee unaconcentración de protones de 0,0335mol/L calcular:a. Las constantes de ionización del ácido (Ka)b. La concentración de ácido yodhídirco necesaria para que el pH dela disolución sea 2Rpta: Ka= 1.688x10 -2 , 1.59x10 -2 M

5) Halle el pH que resulta cuando a una disolución de 2 litros deamoníaco que lleva disueltos 0,17 gramos de amoníaco se añaden a8 litros de agua. Kb = 1,8x10-5 Rpta: pH = 10,1

6) Calcular el pH de las siguientes disoluciones:a. La disolución obtenida al mezclar 100 mL de ácido fluorhídrico 1.5M y 200 mL de agua destilada.

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DATOS: Considerar que los volúmenes son aditivos. La constante dedisociación ácida del ácido fluorhídrico es, Ka = 6,8x10-4 Rpta: pH = 1,742

7) Una disolución acuosa 0.1 M de un ácido débil monoprótico, HA;presenta un grado de disociación de 2.7%. Calcule:a. Constante de ionización del ácido débil.b. El pH y el pOH de la disolución.c. La concentración de ácido débil que está en forma molecular (sinionizar).Rpta: Kc= 7.5 x10 -6 pH = 2.57 pOH = 11.43 , 0.0973 M

8) Se disuelven 6,8 g de amoniaco en la cantidad necesaria paraobtener 500 ml de disolución. Calcule:a. El pH de la disolución.b. Qué volumen de ácido sulfúrico 0,10 M se necesitará paraneutralizar 20 ml de la disolución anterior.DATO: Kb = 1,8·10-5Rpta: pH= 11.6, 80ml

9) Se dispone de 1 L de una disolución de ácido monoprótico débil0,20 M. El grado de disociación es del 22%.Calcular:a. Ka.b. El pH de la disolución.c. El grado de disociación del ácido tras añadirle 0,8 gramos de ácidonítrico puro.Rpta: Ka=0.0124, pH =1,35 α = 0.19

10) Se mezclan 45 ml de HCl 0,03 M con 30 ml de NaOH 0,05 M.Calcular:a. ¿Cuál será el pH de la mezcla?b. ¿Qué volumen adicional de una de las dos disoluciones inicialestendríamos que añadir a la mezcla para que el pH fuera 7?Rpta: pH =11.3

11. a) ¿Cuántos gramos de hidróxido de potasio se necesitan parapreparar 250 mL de una disolución acuosa de pH = 13?b) Calcule los mL de una disolución 0,2 M de ácido clorhídrico que

serán necesarios para neutralizar 50 mL de la disolución indicada enel apartado a).c) Describa el procedimiento experimental que seguiría para realizaresta neutralización.Masas atómicas: H = l; O = 16; K = 39.

Rpta: ……………………………………………………….

12. Indique, razonadamente, para las siguientes especies:H2O, HS-1, HPO4-2, HSO4-1a) Cuál es el ácido conjugado de cada una.b) Cuál es la base conjugada de cada una.

Rpta: ……………………………………………………….

13. Se preparan disoluciones acuosas de las siguientes sales:CH3COONa, KCl y NH4Cl.Indique, razonadamente, el carácter ácido, básico o neutro quepresentarán estas disoluciones.

14. Se añaden 7 g de amoníaco a la cantidad de agua necesaria paraobtener 500 mL de disolución.a) Calcule el pH de la disolución resultante.b) Calcule el grado de ionización del amoníaco.Datos: Kb = 1,5X10-5. Masas atómicas: H = 1; N = 14.

Rpta: ……………………………………………………….

15. ¿Es lo mismo ácido fuerte que ácido concentrado? Razone larespuesta.

6. Indique, razonadamente, si el pH de las disoluciones acuosas delas especies químicas siguientes es mayor, menor o igual a 7:a) NH3 b) NH4Cl c) CaCl2

Rpta: ……………………………………………………….

16. a) Calcule el pH de una disolución que contiene 2 g de hidróxidode sodio en 200 Ml de la misma. Si se diluye la disolución anteriorhasta 2 litros, ¿cuál sería el nuevo pH de la disolución? b) Calcule elvolumen de disolución de ácido nítrico 0,1M necesario paraneutralizar 10 mL de la disolución inicial no diluida.Masas atómicas: H = l; O = 16; Na = 23.

Rpta: ……………………………………………………….

17. A 25ºC una disolución 0,1 M de un ácido débil monoprótico (HA),tiene una constante de disociación de 2.8x10-7. a) Calcule las concentraciones en el equilibrio de las distintasespecies químicas en ladisolución.b) Indique el material necesario para preparar 100 mL de ladisolución anterior, si se dispone de un recipiente de un litro dedisolución de HA 1 M.

Rpta: ……………………………………………………….

18. Justifique el carácter ácido y/o básico de las siguientessustancias de acuerdo con la teoría de Brönsted-Lowry: NH3; HNO2 ;OH-; HCO3-1; CO3-2

Rpta: ……………………………………………………….

19. ¿Cuál es el pH de la disolución que resulta al mezclar 25 mL dedisolución 0,4 M de ácido nítrico con 55 mL de disolución 0,3 M dehidróxido de sodio?

Rpta: ……………………………………………………….

20. a) Al disolver una sal en agua, ¿se puede obtener una disoluciónde pH básico? Razone la respuesta y ponga un ejemplo.b) ¿Y de pH ácido? Razone la respuesta y ponga un ejemplo.

Rpta: ……………………………………………………….

PRACTICA 4

1. Según la teoría de Lewis una especie molecular o iónica secomporta como base si:

A. Es deficiente en electrones para donarB. Dispone de un par de electrones para donarC. Acepta un par electrónicoD. Acepta un protónE. Son correctas b y c

2. En la reacción: CH3COOH + H2O CH3COO- + H3O+ Indica la proposición incorrecta: A. El CH3COO es una baseB. El H2O es una baseC. El H3O+ es un ácido conjugado de H2OD. El CH3COO es una base conjugada débil de CH3COOHE. El CH3COOH es un ácido

3. La base conjugada del HCl es el ion Cl así como el ácidoconjugado del bicarbonato HCO3 será:

A. CO32 B. H2CO3 C. HCO3 D. Cl E. HCl

4. ¿Cuál de las especies químicas no es un ácido según Brönsted yLowry?

A.H2 B. H2S2O7 C. C2H2OHD. SO3 E. CH3COOH

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5. ¿Cuántas proposiciones no son verdaderas? Los ácidos cambian a rojo el papel tornasol Las bases tienen sabor agrio Las bases tienen tacto jabonoso cuando se les humedece Los ácidos liberan hidrógeno por reacción con metales

activos Mg y Zn

A. 0 B. 1 C. 2 D. 3 E. 4

6. Dados: El ácido nítrico es triprótico La constante de ionización del agua es 10-14 El tornasol en medio ácido toma el color rojo El pH es igual al pOH en medio neutro

El número de preposiciones correctas es: A. 0 B. 1 C. 2 D. 3 E. 4

7. ¿Qué ácido es diprótico? A. Ácido butírico B. Ácido acéticoC. Ácido ortofosforoso D. Ácido ortofosfóricoE. Ácido nitroso

8. ¿Qué solución es más básica? A. Con un pH = 1 B. Con un pH = 9C. Con un pOH = 7 D. Con un pH = 14E. Con un pH = 4

9. ¿En cuál o cuáles de las siguientes reacciones el agua actúacomo una base?I. H2O + CH3COO1 CH3COOH + OH1 II. H2O + CN1 HCN + OH1 III. H2O + NH3 NH41+ + OH1 IV. H2O + H3PO4 H3O1+ + H2PO41

V. H2O + HSO41 H3O1+ + SO42

A. I, II y III B. II y V C. IV y V

E. Sólo V E. I y II10. En la siguiente reacción indicar ¿cuáles son las especies químicas

ácidas según Brönsted y Lowry:CO32 + H2O HCO3 + OH

A. CO32 y HCO3 B. H2O y HCO3 C. CO32 y H2OD. CO32 y OH E. H2O y OH

11. Identifique los conjugados ácido – base de la siguiente reacciónpor definición de Brönsted – Lowry:

NH3 + H2O NH41+ + OH1

A. Ácido + base ácido conjugada + ácido conjugadoB. Ácido + base ácido conjugado + base conjugadaC. Base + ácido ácido conjugado + base conjugadaD. Base + ácido base conjugado ácido conjugadaE. Ácido + base base + ácido conjugado

12. En el siguiente sistema indica los ácidos de Bronsted – LowryHSO4 + H2O SO42 + H3O+

A. HSO4 y H2O B. HSO4 y SO42 C. SO42 y H3O+ D. H3O+ y H2O E. HSO4 y H3O+

13. Si una solución tiene un pH = 8,5 se dice que esta es: A. Oxidante B. Reductora C. ÁcidaD. Básica E. Neutra

14. De la siguiente lista escoja un ácido triprótico A. H2SO4 B. H2CO3 C. HCl D. H3PO4 E. H2C2O4

15. Si una solución desconocida tiene pH = 8 luego se podrá decirque la solución química es :

A. Base fuerte B. Ácido fuerte C. Base débilD. Neutra E. Ácido fuerte

16. Determina el pH de una solución acuosa de ácido clorhídrico HClal 0,01 M

A. 3 B. 1 C. 4 D. 2 E. 7

17. Calcula el pH aproximado de una solución 0,02 N de HCl.log 20 = 1,301

A. 0,3 B. 1,7 C. 2,0 D. 12,0 E. 12,3

18. El pH de una disolución es 4,5. ¿Cuál debe ser el pH de otradisolución en la cual [H+] sea 10 veces mayor?

A. 0,90 B. 1,58 C. 2,16 D. 3,16 E. 3,50

19. Determine el pH de una solución de NaOH al 0,4 M. A. 10,2 B. 11,4 C. 13,9 D. 13,6 E. 14

20. El pH de una disolución es 4,5. ¿Cuál es la concentración del ionhidrógeno en la solución?

A. 3,06x105 B. 3,06x104 C. 3,16x105 D. 3,16x104 E. 3,26x105

21. Calcule el pH de una solución 0,02 M de hidróxido de sodio. A. 0,7 B. 1,7 C. 7,8 D. 10,9 E. 12,3

22. 200 g de HCl reaccionan con 50 g de una base, neutralizándose¿Cuál es la masa equivalente de la base?

A. 8,18 B. 9,13 C. 7,94 D. 10,82 E. 0,31

23. Una solución 20,0 ml de HCl al 0,5 N se diluye con agua hasta100 ml. Calcule el valor del pH después de la dilución.

A. 1,0 B. 2,5 C. 3,0 D. 3,5 E. 4,0

24. Halla el pH de una solución donde [OH ] = 0,016 ; log 2 = 0,3 A. 1 B. 12 C. 3 D. 0,1 E. N.A.

25. Hallar la [H+] en una solución de pH igual a 6,5 A. 3,16x106 B. 3,3x107 C. 3,13x107 D. 3,43x107 E. 3,16x107

26. Determine la proposición falsa para una solución de pH = 4

A. [H+] = 104 B. Solución ácidaC. [H+] > [OH ]D. Solución alcaina E. [OH+] = 10 10

27. Halla el pOH de una solución donde la [OH ] = 0,016 ; log 2=0,3 A. 1,6 B. 1,8 C. 2 D. 3 E. N.A.

28. Halla el pH de una solución acuosa 0,05 M de KOH A. 2,3 B. 0,7 C. 11,7 D. 2,7 E. N.A.

29. Halla pOH de una solución acuosa 0,08 M de ácido sulfúrico A. 1,5 B. 3,7 C. 10,7 D. 12,2 E. N.A.

30. Halla pH de un medio neutro a 2ºC, si la kw a esa temperaturaes aproximadamente 1022

A. 22 B. 20 C. 14 D. 11 E. 7

31. Calcula el pOH de una solución acuosa 0,01 de HCl. A. 10 B. 9 C. 11 D. 13 E. 12

32. Calcula el pOH si [H+] = 0,003 A. 4,5 B. 3,3 C. 8,89 D. 11,47 E. 14,7

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33. Halla el pH de solución de 100 mL con una concentración 0,1 Nde NaOH, asume que la base está completamente disociada.

A. 1 B. 12 C. 3 D. 4,8 E. N.A.

34. ¿Cuántos gramos de NaOH se requieren para neutralizar 120 mlde una solución 0,4 M de H2SO4?

A. 3,84 B. 3,94 C. 4,12 D. 4,32 E. N.A.

35. Se mezclan 400 ml de una solución 4 N de HCl con 600 mL deuna solución 3 M de NaOH. Determina el pOH de la soluciónresultante.

A. 0,7 B. 8,3 C. 12,7 D. 13,7 E. N.A.

36. Una solución de HClO2 0,1M tiene un grado de disociación del 10%. ¿Cuál es el valor de la constante de ionización para dichoácido?

A. 1,2x1010 B. 2,8x106 C. 3,5x102

D. 4,5x10 3 E. 1,1x103

37. En una solución 0,1 M de CH3COOH, la concentración de ioneshidronio es 1,32x103 mol/L Determine la constante deionización del ácido.

A. 1,77x105 B. 2,30x104 C. 8,20x106 D. 3,20x106 E. 4,2x108

38. Determina pOH de una solución de HCOOH 0,01M.Si su ki = 4x106 (log 2 = 0,3)

A. 3,7 B. 10,3 C. 5,6 D. 12,8 E. 9,6

39. Se tiene una solución acuosa 0,1M de CH3COOH a 25 °C Si suconstante de ionización es 1,8x105 Calcula el porcentaje deionización.

A. 28,2 % B. 0,8 % C. 1,34 % D. 8,3 % E. 0,02 %

40. El pH de una solución acuosa de NaOH es 9 Calcula laconcentración del ión sodio en dicha solución a 298 K

A. 10 2 mol/L B. 103 mol/L C. 104 mol/LD. 10 5 mol/L E. 106 mol/L

41. Calcula el potencial de oxidrilo de una solución acuosa de HClO0,020M si su ka es 3,2x108

A. 6,46 B. 8,72 C. 2,86 D. 9,41 E. 3,56

42. Señale como solución ácida (A) o básica (B)( ) pH = 2( ) [H3O+] = 10 8 mol/L( ) [OH ] < [H+]( ) POH = 13,5( ) Fenolftaleina incoloro

A. ABBAA B. ABABA C. BAAAB D. BABAB E. BABAA

43. Se desea conocer la concentración de una solución de HNO3 y seprocede con una solución preparada disolviendo 4 g de NaOH encierto volumen de agua, habiéndose consumido en laneutralización 40 mL del ácido.

A. 7,5 B. 5 N C. 2,5 N D. 1 N E. 4,8 N

44. Calcula el pH de la solución KOH 0,01N A. 12 B. 10 C. 8 D. 6 E. 2

45. Determinar el pOH de la disolución con 0,014g de H2SO4 porlitro de solución.

A. 10,45 B. 8,33 C. 7,12 D. 4,55 E. 6,82

46. Indicador que toma el color azul en medio básico y rojo enmedio ácido no cambia de color en medio neutro, generalmentese presenta en tiras de papel impregnadas con este indicador: A. Fenolftaleína B. TornasolC. TimolftaleínaD. Alizarina D. Naranja de metilo

47. El pH de la solución que contiene 104 mol/L de H+ es: A. 10 B. 8 C. 4 D. 2 E. 12

48. La constante de disociación de un ácido monoprótico es 0,8x106 ¿Cuál es su pH si la solución es 0,1N?

A. 3,55 B. 4,66 C. 5,77 D. 6,88 E. 2,11

49. Se titulan 80 cm3 de solución NaOH con 20 cm

3 de H2SO4 4N Lanormalidad de la base es:

A. 6,6 N B. 3,3 N C. 2,5 N D. 1 N E. 2,5 N

50. Se mezclan 29mL de HCl 0,5N y 40mL de HCl 2N, luego setitulan con 90 mL de solución de KOH. ¿Cuál es la concentraciónde la solución básica?

A. 1,22 N B. 0,67 N C. 0,33 N D. 0,10 N E. 0,80 N

51. La constante de ionización del amoniaco es 1,75x105 Calcula elpH de una disolución 0,1 M de cloruro amoniaco.

A. 3,41 B. 5,12 C. 7,05 D. 9,36 E. 2,2

52. En la disolución 0,1 M de ácido láctico, éste se encuentraionizado en un 3,64 % Halla la constante de ionización del ácido

láctico CH3CH(OH)COOH A. 4,05x107 B. 3,66x107 C. 2,44x105 D. 1,37x104 E. 5,05x105

53. A un litro de agua destilada se le agrega una gota (120 cm3) decierto ácido, 0,1 N. El pH de la solución resultante es:

A. 5,3 B. 4,2 C. 3,1 D. 2,0 E. 6,2

54. La sangre con pH igual a 7,4 es ligeramente: A. Ácida B. Alcalina C. Neutra D. Anfótera E. Dulce

55. El ácido fosfórico es un ácido triprótico que se ionizaescalonadamente en tres pasos, cuyas constantes de ionizaciónrespectivas son 7,52x103; 6,22x108 y 4,80x1013. En unasolución molar de H3PO4 calcula la concentración de los ionesH+

A. 7,4x104 B. 6,6x103 C. 8,3x102 D. 4,1x101 E. 3,6x105

13 - Quimica i

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