Quimica integral (página 4)

Partes: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9

relaciones que existen entre
los estados SOLIDO, LIQUIDO y
GASEOSO, de una sustancia, en
función de la temperatura y
presión que se le aplique.
Por ejemplo para el diagrama
de fase del agua, las áreas de
la figura de arriba,
representan los estados
sólido, líquido y gaseoso, en
términos de la presión y
temperatura.

Si tomamos la presión media de
380 mmHg, observamos que a –
15ºC el agua es sólida a 15ºC
es líquida y a 100º C es gas.

Las curvas que separan las
áreas (fases) son curvas de
equilibrio entre las fases:

AB representa la LINEA DE
las fases
EQUILIBRIO entre
SOLIDA-GAS
AC representa la LINEA DE
EQUILIBRIO entre las fases
LIQUIDO-GAS
AD representa la LINEA DE
EQUILIBRIO entre las fases
SOLIDA Y LIQUIDA
Las tres líneas se cortan en
el punto A a este punto se
llama el PUNTO TRIPLE donde
COEXISTEN
LOS TRES ESTADO EN
EQUILIBRIO.
II.
CARACTERÍSTICAS
1.

2.
3.

4.

5.
Los sólidos no presentan
expansión.
Tienen forma definida
Conservan su volumen
(invariable)
Los sólidos son
incomprensibles, debido a
sus fuerzas de atracción.
Los sólidos tienen alta
densidad al igual que los
líquidos.
Como hemos podido notar,
valiéndonos de un diagrama de
estados de agregación es
posible determinar el
comportamiento de cualquier
sustancia, conociendo los
valores de la presión y la
temperatura; así como también
responder a ciertas preguntas
como son:

¿Qué es el punto triple?
Es el punto donde las tres
fases están en mutuo
equilibrio.

¿Qué es la temperatura
crítica?
Es la temperatura en donde las
densidades del gas y líquido
se igualan.

¿Qué es la presión crítica?
Es la presión que
se debe
aplicar a un gas en su
temperatura crítica para que
pueda licuarse.
760

380

B
mmHg
C
S
O
L
I
D
O
LIQUIDO

A GAS
Punto Triple
-15ºC 0ºC
+15ºC
100ºC
ºC
D

III.

1.
TIPOS DE SÓLIDOS

Sólidos Cristalinos
Son cuerpos que tienen la agrupación
ordenada de las partículas que forman
el sólido y presentan:
–
–
Punto de fusión definido
Una estructura interna
ordenada, de formas
geométricas uniformes.
–

–
Son Anisotropicos. Es la
cualidad de poseer
diferentes valores para
las propiedades físicas
que tenga la sustancia;
esta diferencia de valores
se debe a la dirección en
la cual se ha realizado la
medición. Por ejemplo: la
conductividad eléctrica,
la porosidad, resistencia
al corte, el índice de
refracción, dilatación.
Las propiedades que posee
un sólido cristalino
dependen de su
ordenamiento geométrico y
del tipo de enlace entre
las partículas.
S8, Gráfito,
(hielo), NaCl,
Por ejemplo:
Diamante, H2O
azúcar.
2.
Sólidos Amorfos
Son cuerpos cuya agrupación de sus
partículas no guarda ningún
ordenamiento uniforme y no presentan
estructuras geométricas definidas.
–
No poseen punto de fusión
definidos,
se ablandan
–
gradualmente hasta empezar
a fluir.
Son Isotropicos; es decir
las sustancias presentan
los mismos valores para
sus propiedades físicas no
importa la dirección en la
que se ha realizado la
medición. Los gases y los
líquidos también son
isotrópicos.

Por ejemplo: Caucho, vidrio,
polímeros sintéticos,
pléxigas, azufre amorfo, etc.

Los Siete Sistemas Cristalinos
1.
2.

3.
4.
5.
6.

I.
Cúbico (Sal Común)
Tetragonal (Circon:
Silicato Anhidro de
Circonio)
Ortorombico (Azúfre)
Romboedrico (Antimonio)
Hexagonal (Cuarzo: SiO2)
Monoclinico (Micas:
H2KAl3(SiO4)3)
7. Triclinico (Feldes Patos:
KAlSi3O6)

PROBLEMAS RESUELTOS Y
PROPUESTOS

SOLUCIONES
1.
Hallar la molaridad y la
normalidad de una
solución, si se disuelven
49g de H2SO4 en 250 ml de
solución
S
32
(P.A. H = 1
O = 16)

a) 1N y 2 M
b)
=

4N
y 2 M
c) 2N y 4 M
d) 0,5
N y 1 M
e) 0,2 N y 0,4 M

Resolución:
H2SO4 ? M = 98

Luego:
M =
49g / 98g / mol
0,250?
Nsto
Vsol(?)
?
M =
0,5
0,25
? 2M
?
2 mol
?
M = 2M

Y la normalidad:
N = ? x M = 2 x 2 = 4 N
N = 4 N
Rpta. b
2.
Se prepara una disolución
añadiendo 184 g de etanol
(C2H5OH) cuya densidad es
0,8 g/mL a 144 g de agua.
Determine el porcentaje
volumétrico de alcohol en
3.

4.
la solución.

Rpta…

Determine la masa de ácido
sulfúrico que se deberá
disolver en agua para
formar 500 mL de solución
2 M.

Rpta. …..

Determine la normalidad de
una solución preparada
disolviendo 112 L de HCl(g)
a condiciones normales en
suficiente agua para
producir 500 mL de
solución.

Rpta……..
5.
Se tiene una solución
acuosa de H2SO4 al 49 % en
masa, si la densidad de la
solución es 1,6 g/mL.
Determine la normalidad de
la solución.

Rpta…………….
6.
Se mezclan 20 ml de H2SO4
1,2 M; 40 mL de H2SO4 0,8
M y 60 mL de H2SO4 0,2 M.
A la solución resultante
se agrega 200 mL e agua.
Determine la molaridad de
la solución final.
7.
de
de
12
de
la
Para neutralizar 30 mL
una solución 0,1 N
álcali se necesitaron
mL de una solución
ácido. Determine
normalidad del ácido.

?
1 mol <> M en g y n =
M
ESTEQUIOMETRÍA
Rama de la Química que estudia las
relaciones cuantitativas entre aquellas
sustancias que participan en una reacción
química.
LEYES DE LAS COMBINACIONES
QUÍMICAS
Son aquellas que gobiernan las
Para iniciar
estequiométrico
el cálculo
se debe
considerar:
a) Balancear la reacción
química para obtener las
moles estequiométricas.
b) Relacionar las moles de los
reactantes y las moles de
los productos
c) Relacionar las cantidades
de masa de los reactantes y
productos.
I.
LEYES PONDERALES
I.A
LEY DE LA CONSERVACIÓN
DE LA MATERIA (LAVOISIER)

“La suma de las masas de los reactantes es
igual a la suma de las masas de los
productos”
REACTANTES
PRODUCTOS
1Zn + 1H2SO4 ? 1ZnSO4 + 1H2
?
1
mol
?
1 mol
1 mol
?
?

?
?
1 mol

?
?

?
65 g
+
98 g
?
161g
+ 2g
163 g
163 g
DE
LAS
DEFINIDAS
I.B LEY
PROPORCIONES
(PROUST):
combinaciones de las“Cuando dos sustancias se combinan para
sustancias en una reacción
química. Se dividen en leyes
ponderales (referidas a la
masa) y volumétricas.
Ejemplo 1:
2Ca
+
O2
?
2CaO
80g
40g
20g
100g
+
+
+
+
32 g
16 g
8 g
32 g
?
?
?
?
112g
56g
28g
112g + 20 g Ca
(Exceso)
80g
+
40 g ?
112g + 8 g O2
(Exceso)
Observación: Tener presente
W V
Vm

1 mol <> 22,4? a C.N. (Gases)
Ejemplo 2:
1CaCO3 ? 1CaO + 1CO2
Relación molar 1 mol 1 mol 1 mol
Relación de masas 1 x 100g 1 x 56g 1
x 44 g

Ejemplo 3
H2 + O2 ? H2O
Relación Molar: ………………
Masas:
Relación de
………………

Ejemplo 4:
CO + O2 ? CO2

Relación Molar: ………………
Masas:
Relación de
………………
Ejemplo 5
un sólo óxido. ¿Cuántos gramos
de calcio se combinaron con
14,6 g de oxígeno?
(Dato P.A.: Ca = 40, O = 16)
a)
b)
c)
d)
e)
36,5
28,6
33,8
44,5
54,5
g
g
g
g
g
I.C. LEY DE LAS PROPORCIONES
MÚLTIPLES (LEY DE DALTON)
Siempre que dos elementos se
combinan entre sí para formar
varios compuestos, la masa de
uno de ellos permanece
constante, mientras que la
masa del otro varía en una
relación de números enteros
sencillos.
Ejemplo 1
Cl
O
Cl2O ?
Cl2O3 ?
71

71
16 x 1

16 x 3
RAZÓN
x
5
Cl2O5 ?
SENCILLA
Cl2O7 ?
71

71
16

16 x 7
Ejemplo 2
I.D
LEY DE LAS
PROPORCIONES RECIPROCAS
(WENZEL & RITCHER)
En general:
A

W1

C
+

+

+
B

W

B
?

?
AB

CB
W2
W
?
A
+
C
?
AC
W2
W1

Ejemplo 1:
8 Gramos de un elemento “A”
reaccionan con 15g de “B”,
además 24g de un elemento “c”
reacciona con 60 g de “B”
¿Cuántos gramos del elemento
“A” se requieren para que
reaccione con 120 g de “C”?
c) 160g
a) 110 g
d) 180g
b) 140g
e) 240g

4 ? 2
II. LEYES VOLUMÉTRICAS (DE
GAY LUSSAC)

Cuando las sustancias que participan en la
reacción son gases, sometidos a iguales
condiciones de presión y temperatura.
En las reacciones gaseosas;
los coeficientes molares, nos
indica los coeficientes
volumétricos.

Ejemplo 1
N2(g) + 3H2(g) ? 2NH3(g)
1 mol
3
mol
2
Relación molar
moles
?
?
1V
3V
?
Relación volumétrica
2V
Ejemplo 2:
SO2(g) + O2(g)?SO3(g)

Relación Molar:
…………………………
Relación Volumétrica
………………….

Ejemplo 3:
C3H8(g) + O2(g) ? CO2(g) + H2O(?)

Relación Molar:
…………………………

Relación Volumétrica
………………….
CONTRACCIÓN VOLUMÉTRICA (C)

Es la disminución que sufre el volumen al
reaccionar los gases; siempre y cuando
entren en volúmenes desiguales.
C =
VR ? VP
VR
los

los
volúmenes

volúmenes
Donde:
C = Contracción
VR = suma de
reactantes
VP = suma de
productos.
Ejemplo 1
2H2(g) + 102(g) ? 2H2O(g)
1V
2V
2V

Donde:
C =
1
3
?
3? 2
3
Ejemplo 2:
1N2(g) + 3H2(g) ? 2NH3(g)
Donde la contracción:
1
2
2
4
?
C = ?
4
Ejemplo 3:
Hallar la contracción:

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

Contracción: …………………………………

Observación:

Para que el estudiante
entienda con más claridad los
aspectos de cálculos los hemos
separado de la siguiente
manera:
a)
b)

c)
Relación Masa – Masa
Relación Volumen –
Volumen
Relación Masa – Volumen
Lo explicamos con ejemplos de
problema resueltos en los tres
casos:

a)
Relación Masa – Masa
Ejemplo 1:
¿Cuántas moles
de oxígeno se
requieren para la
combustión
de gas
completa de 24 moles
propano (C3H8)?

Solución:
la
de
ecuación
combustión
Balanceamos
química
completa:
1C3H8 + 5O2 ? 3CO2 + 4H2O
De acuerdo a Proust:
1 mol de C3H8 ? 5 mol O2
24 mol de C3H8 ? X
Donde:
X =
24 x 5
1
? 120 moles O2 Rpta
Ejemplo 2:
¿Cuántos gramos de Hidrógeno
se producen a partir de 1300 g
de Zinc (Zn) que reacciona con
ácido sulfúrico?
(P.A. Zn = 65
H = 1
O = 16
S = 32)
reacción
la
Solución:
Escribimos la
balanceamos:
1Zn + 1H2SO4 ? 1ZnSO4 + 1H2
? ?
1 mol
1 mol
?
65 g
1300 g
?
?
?
2 g
x
x =
1300g x 2g
65g
? 40g
x = 40 g de H2 Rpta
Ejemplo 3:

¿Cuántos gramos de ácido
nítrico se requieren para
obtener 160 g de azufre, de
acuerdo a la siguiente
reacción química?
(P.A. N = 14
S = 32)
H2S + HNO3 ? NO + S + H2O

Solución:

Balanceamos la ecuación:
Por Redox:

+5
-2
+2
0
2HNO3 + 3H2S ? 2NO + 3S + 4H2O
2x
N+5
-3e-
N+2
(Oxida)
3x
S-2
+2e- Sº
(Reduce)
Tenemos la relación molar:
?
2 mol-g HNO3
?
2 x 63g
3mol-g S

? 3 x 32
g
126 g
?

x
?
? 96 g
160 g
x =
126 x 160
96
?8,4g
X = 8,4 g HNO3
Rpta

Ejemplo 4:
¿Cuántas moles de oxígeno se
obtiene en la descomposición
térmica de 490 g de clorato de
potasio (KClO3)?
K = 39
Cl = 35,5
O =
(P.A.
16)
KClO3 ? KCl + O2
b)
Relación Volumen – Volumen:
Ejemplo 1:
¿Cuántos litros de oxígeno se
requiere para la combustión
completa de 10 litros de gas
propano (C3H8)?
Solución:
La ecuación será:
1C3 H8 + 5O2 ? 3CO2 + 4H2O
? ?
1 LITRO ? 5 LITROS
10 LITROS ? X
X =
10 x 5
1
?50 litros
Rpta
Ejemplo 2:

¿Cuántos
obtendrá
litros de SO2 se
a partir de 121
litros de
de la
oxígeno (O2) a partir
siguiente reacción
química?.
FeS + O2 ? Fe2O3 + SO2

Solución:
……………………………………………………………….
……………………………………………………………….
……………………………………………………………….
c.
Relación Masa – Volumen:
Ejemplo 1:

¿Cuántos litros de oxígeno a
C.N. se requieren para la
g
combustión completa de 160
de metano (CH4)?
(P.A.
C = 12
H = 1)
Solución:
(Combustión
Reacción Química
completa)
1CH4 + 2O2 ? 1CO2 + H2O
?
16 g C.N. 2 (22,4)?
160 g
?
X
X =
160 x 2 x 22, 4
16
Rpta
X = 448 ? de O2

Ejemplo 2:
¿Cuántos litros de oxígeno se
obtiene a C.N. en la
descomposición térmica de 980
g de Clorato de Potasio
(KClO3)?
(P.A. K = 39 Cl = 35 O =
16)
KClO3
?
KCl + O2
A.
Reactivo Limitante
Si en un proceso químico los
reactivos no se encuentran en
proporción estequiométrica,
entonces uno de ellos se halla
en exceso y reacciona
parcialmente. El otro se

nN2
=
moles
consume totalmente y se le
denomina “Reactivo Limitante”
encontrándose en menor
cantidad.

Ejemplo 1
¿Cuántos gramos de NH3
se
formarán a partir de la
reacción de 50 g de N2 y 30 g
de H2?
Solución:
(Reactivo
La ecuación es:

1H2 + 3H2 ? 2NH3
? ? ?
28 g ? 6g ? 35g
50g ? 30g ? x

Aplicamos Proust:

50
28
Limitante)
nN2 =
30
6
moles (Exceso)
nN2 < nN2 ……

Luego:

28g N2 ? 34 g NH3

50g N2 ? x
x =
50 x 34
28
?60,71g
x = 60,71 g de NH3
Rpta
Ejemplo 2:

¿Cuántos gramos de agua se
formarán cuando se combinen 8g
de Hidrógeno (H2) con 8g de
oxígeno (O2)?
(P.A.
H = 1 O = 16)
B.
H2 + O2 ? H2O

Rendimiento de una reacción
Se refiere a la cantidad de sustancia
que obtendremos en la “Práctica”
después de una reacción química. Es
decir, que “Teóricamente” debemos
obtener el 100 % de una determinada
sustancia, pero en la práctica por
diversos factores está reduce en un
porcentaje de tal manera que
solamente obtendremos por ejemplo el
80 %, 90 %, etc.

Entre los factores que reducen
el 100 % esta la presencia de
impurezas, la utilización de
instrumentos obsoletos, fugas,
etc. El rendimiento expresado
en porcentajes será indicado
en cada problema.

Ejemplo 1:

Se realiza una reacción donde
720 g de C5H12 produce 200 g de
CO2 de acuerdo:

C5H12 + O2 ? CO2 + H2O
Determine el porcentaje
rendimiento del CO2 en
de
la
reacción indicada

Solución:
Balanceamos
la
reacción
química:

1C5H12 + 8O2 ? 5CO2 + 6H2O

Luego tenemos:

1 mol C5H12 ? 5 mol-CO2
?
?
72 g C5H12 ? 5 (44)g
CO2
720 g C5H12 ?
x
X =
720 X 5 X 44
72
? 2200gCO 2
Teóricamente obtenemos 2200 g
de CO2. Entonces se tiene:
g CO2
?
100%
2200
(Teoría)
x
2000
(Práctica)

X =
g CO2

2000 x 100
2200
?

?90,9%
Rendimiento = 90.9%
PROBLEMAS RESUELTOS Y
PROPUESTOS

1. ¿Qué masa de oxígeno se
requiere para la combustión
completa de 11 gramos de
propano (C3H8)?
C = 12)
(P.A. O = 16

Solución
Se escribe la reacción química
y lo balanceamos:
1C3H8 + 5O2 ? 3CO2 + 4H2O
? ?
44 g ? 160 g
11 g ? X
X =

Rpta.
11 x 160
44

X = 40 g de C3H8
2. Cuántos gramos de oxígeno
se obtendrán a partir de la
descomposición térmica de
0,5 kg de clorato de
potasio:
2 KClO3 ? 2 KCl + 3 O2
(P.A. K = 39; Cl = 35,5; O
= 16)
Rpta.

3. Un pequeño trozo de zinc
reacciona completamente con
24,5 g de ácido sulfúrico
de acuerdo a la siguiente
reacción:
Zn + H2SO4 ?
ZnSO4 + H2
Cuál será el volumen en
litros de gas hidrógeno
medido a condiciones
normales que se producirá
en dicha reacción?
(P.A.
Zn = 65; S = 32;O = 16)
Rpta.

4. Cuántos mililitros de
sulfuro de carbono, CS2 de
93 % de pureza
(densidad
1,26 g/mL) deben quemarse
para obtener 12,8 g de SO2?
2 SO2 + CO2
C = 12; O =
CS2 + 3 O2 ?
(P.A. S = 32;
16)

Rpta.

5. Qué cantidad de impurezas
tiene una muestra de
carburo de calcio, si
reaccionando 2,9 g de
muestra con agua en exceso,
produce 857 cm3 de
acetileno a CN?
(P.A.
N = 14
H = 1)
Rpta.

6. Para la reacción:
NH3 + O2 ?
NO + H2O
Si reacciona 1,7 g de NH3
con 1,92 g de O2. Cuántos
gramos de NO se producen y
cuál es el reactivo
limitante?
(P. A.N = 14; H = 1; O =
16)

Rpta.

7. El Carburo de Calcio se
obtiene en hornos
eléctricos por interacción
de la sal con el carbono a
la temperatura de 2000ºC

CaO + C ? CaC2 + CO

Si a partir de 720 kg de carbono
se obtuvo 1024 kg de carburo de
calcio ¿Cuál es el rendimiento del
proceso?
C = 12
Ca = 40)
(P.A.

Rpta.

I.
CINÉTICA QUÍMICA
Estudia la velocidad de reacción y los
factores que lo modifican.

A. La Velocidad de las
Reacciones: (v)
Indica el cambio de
concentración en la unidad de
tiempo.
???x?
? t
? x ?
?x = – Para los reactantes
?x = + Para los productos

?x = Velocidad de reacción de x
??x? = Variación de
concentración de x
?t = Variación del tiempo.

B. Mecanismo de la Reacción
Las reacciones pueden ser
sencillas, cuando se dan en
una etapa o complejos cuando
se dan en varias etapas.
FACTORES QUE AFECTAN
VELOCIDAD DE LA REACCIÓN
1. Naturaleza de
LA

los
Reactantes
Si los reactivos son químicamente muy
activos entonces proceden
rápidamente. Así:

CH4 + F2 ? (Rx rápida)
CH4 + I2 ? (Rx lenta)
(Flúor más activo)
2.
Concentración
En general a mayor concentración la
reacción es más rápida. La dependencia
de la velocidad de la reacción con la
concentración, los determina “La Ley de
Acción de Masas” de Gulberg y Waage,
que dice: “La velocidad de la reacción
es directamente proporcional a la
concentración de la masas implicadas
en la Ley de Velocidad”.
Es decir ? ?? ? Velocidad (?)?

Ejemplo: Para la reacción:
a A + b B ? Productos

Su ley de velocidad (?) será de
la siguiente forma:

? = K ?A?a ?B?b

Donde:

K: Constante específica de la
velocidad.
a; b: Cantidades
experimentales

Además:
a + b : n (orden de la
reacción)
a : orden respecto a A
b : orden respecto a B
?A? : Concentración Molar de A
?B? : Concentración Molar de B.

Ejemplo:

¿Cuál es la expresión de
velocidad para la reacción
elemental siguiente?

2A + B ? C
Rpta: ? = K ?A?² ?B?

Orden Global de la Reacción= 2
+ 1= 3
3. Temperatura
Generalmente el
incremento de
aumenta cuando
de reacción,
el número de
la temperatura,
la velocidad
porque aumenta
colisiones.
Si T ? ? velocidad ?
4. Catalizador
Son sustancias que con su
presencia suficiente en
pequeña cantidades modifican
la velocidad de reacción
acelerando o retardando, según
sea el catalizador positivo
(+) o negativo
(-),
en la
práctica se habla de un
catalizador cuando acelera la
reacción e inhibidor cuando
retarda
A las reacciones afectadas por
un catalizador se denominan
reacciones de catálisis.
SO2(g) + O2(g)
NO(g)
SO3(g)
Catálisis
SO2(g) + O2(g)
Pt(s)
SO3 (g)
homogénea

Catálisis
Heterogénea
5. Grado de División de los
Reactivos
Los sólidos finamente
divididos reaccionan con más
facilidad, que los sólidos en
grandes trozos.
+
O2
lenta
Madera
?
? combustión

(Calor)
Virutas
?
+
O2
?
Combustión
rápida
II.
(Calor)

EQUILIBRIO QUÍMICO
En una reacción reversible a
temperatura constante las
sustancias alcanzan el
equilibrio, cuando la
velocidad de reacción directa
es igual a la velocidad
de
reacción inversa. A partir del
cual ya no varían las
propiedades, como la
concentración.

Equilibrios Químicos:
gaseosas,
En sustancias
líquidas y sólidas
a) 2NO2
?
N2O4
(Equilibrio
Molecular)
b) 4HCl + O2
?
2Cl2
+ 2H2O
(Equilibrio molecular)
c) CH3COOH+H2O?CH3COO-+H3O+
(Equilibrio Iónico)
con inhibidor

sin catalizador

con catalizador
AVANCE DE LA Rx
Energía

d) 3Fe + 4H2O ? Fe3O4 + 4H2
(Equilibrio Molecular)
e) H2O(SÓLIDO) ? H2O (vapor)
(Equilibrio Físico)
se
La velocidad de reacción
expresa en moles/s
V1 = Velocidad Directa (es muy
grande)
V2 = Velocidad Inversa (es muy
pequeña)

Al cabo de cierto tiempo las
dos velocidades tienden a
igualarse cuando han alcanzado
el “Equilibrio Químico”, se
representa por:
cC + dD
V2
aA + bB ?
V1
PRINCIPIO DE LE CHATELIER

Si en sistema químico en
equilibrio se somete a
cualquier causa exterior
perturbadora, el equilibrio
reacciona en el sentido que se
contrarresta la acción
producida entre las causas
exteriores se encuentran la
presión, temperatura y
concentración.
De acuerdo al principio de Le
Chatelier varían las
velocidades en ambos sentidos,
el equilibrio nuevamente.

1. EFECTO DE LA PRESIÓN
Al aumentar la presión de un sistema
en equilibrio, entonces el sistema se
desplazará
en el sentido
en
que
disminuya la presión (o aumente el
volumen), es decir en sentido en que se
formen menos moléculas (ºT. Const.)

Ejemplo:
1 N2 + 3H2
se produce 4 moléculas
? 2NH3
se produce 2 moléculas
se
Al aumentar
desplaza
la presión
El sistema

hacia la derecha
produciendo más NH3
que en el
equilibrio
anterior.

2. EFECTO DE LA TEMPERATURA
Al aumentar la temperatura en un
sistema en equilibrio, entonces el
sistema se desplaza en aquel sentido
donde la reacción es endotérmica.
Sabemos que una reacción química
puede ser exotérmica o endotérmica,
por consiguiente si es reversible un
sentido será exotérmico y el otro será
endotérmico.
Ejemplo:

1 N2 + 3H2
? 2NH3 ?H = –
22kcal
Exotérmico: N2 + 3H2 ? 2NH3
Endotérmico: N2 + 3H2 ? 2NH3
Al aumentar
desplaza
la temperatura
El sistema se

hacia la izquierda
produciendo más N2
e H2 del equilibrio
anterior.
Donde:
T1 < T2 ? Kc1 > Kc2
3. EFECTO DE LA
equilibrio es transitorio, CONCENTRACIÓN
porque el sistema restableceSi aumentamos la concentración de uno de
los componentes del sistema en
equilibrio, entonces el equilibrio se
desplaza en aquel sentido (opuesto)
donde se consuma ese exceso de
concentración introducido.

?C??D?? K
?NH3?2
?N2??H2?3
?p ?
p ?p ?
Ejemplo

Si aumentamos la ? H2 ? en:
1 N2 + 3H2
?
2NH3
Entonces más moléculas de N2 e
H2 reaccionan produciendo mayor
número de moléculas de NH3

1 N2 + 3H2 ? 2NH3
El sistema se
Aumento de la
desplaza
concentración del N2 hacia la
derecha
produciendo más NH3
que el equilibrio
anterior

Según la ley de Masas: “Acción de masas de
Gulberg y Waage”:
“La velocidad de una reacción química es
directamente proporcional al producto
de las masas activas de las sustancias
reaccionantes”
las

dD
Es posible expresar
velocidades V1 y V2 por:
V1
aA + bB ? cC +
V2
V1
= K1?A? ?B? ; y V2 = K2?C? ?D?
Donde:
?A?, ?B?, ?C? y ?D? son las
concentraciones molares de A,
B, c y D respectivamente.
K1 y K2 = Constante de
Proporcionalidad
En el equilibrio,
velocidades V1
y V2
las
son
iguales:
V1
K1?A? ?B?
= V2
= K2?C? ?D?
1

2
?A??B? K
? Kc
Kc = Cte de equilibrio
Donde:
a b
c d
pCxpD
pAxpB
?C?c?D?d
?A?a?B?b
K p ?
Kc ?
Kc = Constante de equilibrio
Kp = constante en función de
las presiones parciales
? ? = Molaridad de A, B, C o D
p = presión parcial de A, B C
o D

Kc y Kp dependen de la
temperatura

Ejemplo:
2NH3(g)

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

Kc ? Kc ?
Observación:
Los sólidos y líquidos puros no se
consideran en las constantes de
equilibrio.

Ejemplo:

2KClO3(S)? 2KCl(S) + 3O2(g)
Kc = ?O2?3
y Kp = (PO2)3
RELACIÓN ENTRE Kp Y Kc:

Sea la reacción:

R = 0.082
aA
+
bB
?
cC
+
dD
Tenemos la relación entre Kp y
Kc:

Kp = Kc (RT)?n
R = Constante universal de los gases
ideales.
T = temperatura absoluta en K
?n = (c + d) – (a + b)

Ejemplo:
1N2(g) + 3H2(g) ?
2NH3(g)
Si Kc = 4, T = 27 ºC, Hallar
Kp

Solución:

Atm x?
mol x k
?n = 2 – 4 = – 2
Luego:
Kp = 4(0,082 x 273)-2
kp = 7,98 x 10-3
III.

1.
TEORÍAS DE ÁCIDO Y BASE

Teoría de Arrhenius (1880)
Svante Arrhenius desarrolló una teoría
que identificaba a un ácido y una base
en soluciones acuosas. Indicaba:

a.
Acido
Es aquella sustancia que posee
átomos de hidrógeno y que una
solución acuosa se disocia en
Iones “H+”
HCl(ac)
Ejemplos:
? H+(ac) + Cl-(ac)
H2SO4(ac)
? 2H+(ac) + SO42-
(ac)
b. Base
Es aquella sustancia que posee
grupos oxidrilos y que en
solución acuosa los disocia en
“OH-”

Ejemplos:
NaOH(ac)
? Na+(ac) + OH-(ac)
? Ca2+(ac) + 2 OH-
Ca (OH)2(ac)
(ac)
2. TEORÍA DE BRÖNSTED –
LOWRY (1920)
El Danés J.N.J Brönsted y el
Inglés T.M. Lowry
desarrollaron casi
simultáneamente una teoría
para identificar un ácido,
pero considere que el protón
al cuál nos referimos será
representado por “H+”
dona
protones
a.
Ácido
Sustancia que
(H+)

b.
Base
Sustancia que acepta protones
(H+)
Ejemplo:
1.
Acido Base Base Acido

HCl + H2O ? Cl- + H3O+
2.
NH3 + H2O ? NH4+ + OH-

Base Acido Acido Base
CONJUGADA

Par Conjugado:
CONJUGADA

BH3
que
se
Sustancias conjugadas
diferencian en H+
Ejemplo:
actuar
De (1) : HCl y Cl–
De (2) : NH3 y NH4+

Anfótero
Sustancia que puede
como ácido o base.
Ejemplo:
H2O, HCO3-, HS-
3.
De acuerdo a esta teoría indicar
el par conjugado Acido – Base
CH3COOH + H2O ? CH3 COO- + H3O+

Base conjugada:
…………………..
Area conjugada:
…………………..

3.
TEORÍA DE LEWIS (1923)
Es una teoría que se basa en
la estructura electrónica.
Esta teoría involucra la
formación de un enlace
covalente.

a.
Ácido
Es aquella sustancia que puede aceptar
un par de electrones.
H
x
? B
x H
x
H
b. Base
Sustancias que pueden donar un par de
electrones

Ejemplo:
H x
N
x H (Amoniaco)
INDICE
DE
DE
Sörensen
estableció una
expresión matemática que nos
indica el grado de acidez de
toda solución, llamado “pH”.
El potencial de concentración
?H+?
se
se pueden dar para:

a.
Acidos:

pH = – log ?H3O+?

o

pH = – log ?H+?

Y su concentración
determina:

?H+? = 10-pH
log

log
5

3
Recordamos:
log 10 = 1
= 0,70
log 2 = 0,30
= 0,47
Ejemplo:
Si el pH de
una
solución de
HCl es igual a 1. Hallar la
concentración de H+.

Solución:
Para el HCl PH = 1
Entonces ?H+? = 10-1
Ejemplo:

Orbital
vacío
para (Borano)
aceptar
electrone
s
NH3
Par de
electron
x
es para
H
donar
IV. POTENCIAL
HIDRÓGENO O
HIDRÓGENO (pH)

?
?H+? = 0,1 mol/?
b.
Bases:
pOH = – log ?OH-?
?OH-? = Concentración de Iones
OH-
La concentración de los iones
OH- se determina:
?OH-? = 10-pOH
Ejemplo:
Sol NaOH ? pOH = 1

?OH-? = 10-1
?OH-? = 0,1 mol/l
Relación entre el pH y POH:

La autodisociación del agua:
H2O ? H+ + OH-
El equilibrio iónico:
KW = ?H+? ?OH-? = 10-14
Aplicamos log:
Log ?H+? ?OH-? = log 10-14
Log ?H+? + log ?OH-? = -14
(-log ?H+? ) + (-log ?OH-?) = 14

? pH + pOH = 14

En una solución Neutra
?H+?
= 10-7 ? log ?H+?=log 10-7 =
7
? pH = 7 y
pOH = 7
En una solución Acida
?H+? > 10-7 ?
log ?H+? > 10-7
pH< 7
y
pOH
>
?
7
Escala de pH

PH
NEUTRO
?
0
ACIDO
7
BASE
14
7
14
0
1.

a)
b)
c)
d)
pOH

PROBLEMAS RESUELTOS Y
PROPUESTOS

Para la reacción sencilla:
A + 2B ? 2C

La expresión de la velocidad de
reacción y el orden de la reacción
son respectivamente:

V = K ?A? ?B?; n = 2
V = K ?A? ?B?²; n = 3
V = K ?A? ?2B?; n = 2
V = K ?C?² ?A??B?²; n = 5
e)
V = K ?A? ?B?² ?C?²;
n = 5
Solución:

A + 2B ? 2C

De los reactantes aplicamos la
Ley de Gulberg – Waage:

V = K ?A?1?B?²
(Expresión de la velocidad de
Rx)
Donde:

n = 1 + 2 = 3
Es de 3º orden

Rpta. b
2.
La constante de equilibrio
para la reacción
CO + H2O ? CO2 + H2

Es 4 a una temperatura
dada.
Calcular
la
concentración de H2, si el
sistema está conformado
por 2 M de CO y 2 M de H2O
c) 1,7
a) 0,7
d) 2,3
b) 1,3
e) 1,4
Solución:
De la reacción reversible:

CO + H2O ? CO2 + H2

Aplicando:
CO +
H2O ?
CO2 + H2
2 mol = 0
Moles I: 2 mol
0
x
x
=
X
Moles rxna:
X
Moles eq.: (2-x)
(2-x)
=
X
X
Kc = 4

Luego:
x2
(2 ? x)2
4 ?
Aplicamos y sacamos raíz
cuadrada en ambos miembros:
x
(2? x)
2 ?
4 – 2 x = x
x = 4/3 = 1,3

X = 1,3
Rpta. b
3.
Se tiene una solución
preparada con 40 ml de Na
OH 0,2 M y 60 ml de HCl
0,15 M ¿Cuál es el pH y
pOH de la solución?
a) 2 y 12 b) 12 y 2
c) 1 y 13 d) 3 y 11
e) 4 y 10

Solución:
Aplicamos neutralización:
NB . VB = NA . VA
(Base) (Acido)
Donde:
0,2N x 40 ml = 0,15 N x 60 ml
NB = MB
y
NA = MA

0,2N x 0.040? = 0,15 N x 0,060?

0,2 Eq/? x 0,040? = 0,15 Eq/? x

0,060?
0,008 Eq(B) = 0,009Eq(A)
Exceso
Nº Eq (A) – Nº Eq(B) =
?
?
(Acido)
0,009Eq – 0,008 Eq = 0,001 Eq
Vsol = 40 ml + 60 ml = 100 ml
= 0,1 ?

Donde:

N = 0,001 Eq/0,1? = 0,01N
MA =
Na = 0,01M ? (Acido)
pH = -log 10-2 = 2
pOH = 12

Rpta. a
4.
¿En cuántas veces se
incrementará la velocidad
de reacción?
2NO(g) + O2(g) ? 2NO2(g)

Si el volumen del recipiente en el cual
se realiza dicha reacción
disminuye 3 veces?
Rpta.
5.
En la
reacción
de
disociación:

A + B ? C
Si inicialmente se colocan 2
moles de N2O4 en un recipiente
de 1 litro, diga cual será el grado
de disociación si la constante de
equilibrio Kc a esa temperatura
es 4,66 x 10-3.
Rpta.
6.
A 1400 K el valor de Kc
para la reacción:
2
HBr(g)
?
H2(g)
+
Br2(g)

es 1,5 x 10-5. Calcule la
concentración de
equilibrio del H2 en un
recipiente de 0,5 litros
en el cual se han colocado
0,118 moles de HBr a 1400
K

Rpta.
7.
En la siguiente reacción:
N2O3 + O2 ? N2O5
+
calor
Hacia donde se desplaza el
equilibrio al:

a) Aumentar la presión
b)
Disminuye
la
temperatura
c) Se extrae N2O3
8.
d) Aumenta el volumen

Cuál es el pH de una
solución 0,01 M de HCl.

9.
Según
Arrhenius,
cuál
de
los
siguientes
conjuntos
de
sustancias,
no
es
10.
considerado ácidos

a) HCl, HNO3, HCOOH
b) H2SO4, NH3, HCl
c) H2Se, HCl, CH3COOH
d) H2SO4, HClO4, H3PO4
e) CH3COOH, HI, H2S

Rpta.
Calcular el pH de una
solución que contiene 0,56
g de KOH, en un volumen de
250 ml de solución
H = 1, O =
(P.A. K = 39,
16)

Rpta.

I. OBJETIVO
El objeto de la electroquímica es
estudiar las reacciones químicas
producidos por efecto de la corriente
eléctrica (electrólisis). Y la producción
de energía eléctrica mediante
transformaciones químicas llamadas
comúnmente galvánicas o pilas.

II. ELECTRÓLISIS
Es la descomposición de
los electrólitos por acción de
la corriente eléctrica,
proceso que consiste en la
deposición o liberación de
materia en los electrodos.

ELEMENTOS EN LA ELECTRÓLISIS
Los elementos necesarios
en la electrólisis son los
siguientes:
1.

2.
Fuente Eléctrica
Son dispositivos que
generan corriente
eléctrica continua, que
usualmente proviene de la
transformación ce
corriente alterna de 220V
o 110V rectificándolo a
6,12V en corriente
continua.

Celdas Electrolíticas
Es el recipiente que contiene al
electrólito y es en donde se
produce la electrólisis.
Las cubas electrólíticas
varían mucho con la
naturaleza de los
electrólitos y de la
temperatura empleada. Para
su construcción debe
resistir al ataque de las
3.
soluciones ácidas o
alcalis.
Generalmente son de acero
revestido por P.V.C.

Electrolito
Son sustancias químicas
que en disolución o
fundidas se disocian en
iones. Dependiendo la
cantidad de iones de su
concentración y de la
temperatura. Por la
naturaleza química del
soluto existen
electrólitos fuertes y
débiles.

Electrólito Débil
Son aquellas sustancias
químicas en donde la
disociación no es
completa. Estableciendo un
equilibrio entre los moles
no disociados y los iones.
Ejemplos de Electrólitos
son: los Acidos, Bases,
Débiles, Sales de
Estructura Covalente, el
Agua.

Electrólito Fuerte
Son sustancias químicas
que se disocian por
completo en iones por
ejemplo. Las Sales
Ionicas, Acidos y Bases
Fuertes.
4.
Electrodos
Los electrodos son
conductores metálicos que
están en contacto con la
fuente eléctrica e

ELEMENTOS DE CALEFACCIÓN
inmersos en el
electrólito, los
electrodos pueden ser:

Electrodo Inerte:
Un electrodo es inerte cuando su
única función es conducir la
corriente eléctrica.

Electrodo Soluble o
Reactivo
Estos electrodos además de
conducir la corriente
eléctrica participan en el
proceso. Generalmente
sufren una oxidación.
*
Por su carga eléctrica los
electrodos son:
realiza mediante calentadores
eléctricos por inmersión que
constan esencialmente de una
resistencia electriza aislada,
introducida dentro de un tubo
de acero revestido con
material antióxidante.

EN EL ANODO
Los iones negativos o aniones
se dirigen al polo positivo o
ánodo, al que ceden los
electrones generándose una
semireacción de oxidación.
En la figura
se
ilustra
el
proceso:
?A)
Reacción anódica: n(Am- + me- ?B)

Reacción: mn+A + nBm-
?mA+nB
LEYES DE FARADAY
Cuando se hace pasar corriente
eléctrica a través de una
solución electrolítica se
produce un desplazamiento de
materia hacia los electrodos
una deposición o
desprendimiento progresivo de
parte de la sustancia que
forma el electrólito. Las
leyes de Faraday suministra la
herramienta matemática para
estudiar cuantitativamente los
fenómenos.
CÁTODO:
Es el electrodo
que lleva
electrones de la
fuente a la
disolución
ÁNODO:
Es el electrodo
que acepta
electrones de la
solución
electrolítica y en
electrolítica y en donde ocurre una
donde ocurre una oxidación su carga
reacción de es positiva.
reducción su carga
es negativa.
La mayoría de las celdas
electrolíticas necesitan una
ligera calefacción, debido a
la elevada concentración
necesitan un calentamiento
para aumentar la
conductibilidad y la
solubilidad, de los
electrólitos. La calefacción
de los baños generalmente se
–

–
–

–
–

–
–

–
+

+
+

+
+

+
+

+
–
–
–
+
+
+
+ –
Fuente
C.D.

Reacción Catódica: m(An+ + ne-
A
N
O
D
O
C
A
T
O
D
O
Bm-
ANION
An+
CATION

+ – –
A
PRIMERA LEY
La masa depositada o liberada
de una sustancia en un
electrólito es directamente
proporcional a la cantidad de
electricidad que pasa por la
solución.
1Eq ? g.q
96 500
m ?
?
m
=
1Eq-
m= K.q
Eq.q
1Eq ? g. I.t
96 500
m ?
m: masa depositada o liberada
(g)
q : carga eléctrica (c)
Eq-g: equivalente gramo de la
sustancia depositada o
liberada
EqEq: equivalente
electroquímico
I: intensidad (A)
t : Tiempo (s)

SEGUNDA LEY
Cuando una misma intensidad de
corriente fluye por dos o más
celdas electrolíticas, la masa
depositada o liberada es
proporcional a su peso
equivalente.
mC
P.Eq(C)
mB
P.Eq(B)
mA
P.Eq(A)
?
?
mA, mB, mC: masa depositadas o
liberadas en los electrodos.
NUMERO DE FARADAY
Es la cantidad de electricidad
necesaria para depositar o
liberara equivalente gramo
(Eq-g)
de una sustancia
química.
1F = 96490 ? 96500 C
EQUIVALENTE GRAMO (EQ-G)
Un equivalente es la cantidad
de sustancia que se deposita o
libera en un electrodo debido
al paso de 1 coulumb.
Eq . Eq(A) =
Eq ?g ( A )
96500C
III. CELDAS GALVÁNICAS
Son dispositivos en que a
partir de una reacción redóx,
se obtiene energía eléctrica,
proceso que consiste en la
inversión de la electrólisis.

ESTRUCTURAS DE LAS CELDAS
GALVÁNICAS
ÁNODO:
n(A
– me
? Am+)
CATODO: m(Bn+ + ne? B)
CELDA: nA + mBn+ ? nAm+ + mB
– +
Fuente
+
+
–
+
+
+ —
B –
+
+
+ —
C –
A
N
O
D
O
C
A
T
O
D
O
An+
Bn-
+
–

NOTACIÓN DE LAS CELDAS
GALVÁNICAS
Para representar las pilas Galvánicas se
utiliza la siguiente notación:

A?AM+??BN+?B

A?AM+: Anodo de la pila que se
ubica a la izquierda en donde
ocurre la oxidación.
??: Separación de las hemiceldas
(Puente salino)
BN+?B: Cátodo que se ubica a la
derecha en donde ocurre la
reducción.

Puente Salino:
El puente salino es por lo
general un tubo en U invertido
lleno de una solución inerte
de cloruro de Sodio o de
Potasio.
El Puente Salino, es un
conductor electrolítico que
permite que cationes y aniones
se muevan de una celda a otra
para mantener la neutralidad
eléctrica.

FUERZA ELECTROMOTRIZ NORMAL
DE UNA CELDA GALVÁNICA (f.e.m.)
En una celda galvánica el
ánodo presenta al electrodo de
mayor potencial normal de la
celda, constituida por
cualquier par de electrodos se
desarrolla las semireacciones
en cada electrodo y se suman
los de oxidación con los
signos adecuados:

EºCELDA = EºOPXIDACIÓN + EºREDUCCIÓN
EºCELDA = EºANODO + EºCATODO
EºCELDA = EºOPXIDACIÓN + EºOXIDACIÓN

ECUACIÓN DE NERNST
A fines del siglo XIX H.W.
Nernst un químico alemán
encontró que el potencial de
una celda no sólo está en
función del electrodo y del
electrólito, sino también de
su concentración y temperatura
para obtener el voltaje de una
celda galvánica en condiciones
diferentes a las normales, se
utilizará la ecuación de
Nernst.
( Concentración de los productos)
(Concentración de los reactantes)
RT
nF
? Ln
E ?
Donde:
E : Potencial o Voltaje de la
Celda (f.e.m.)
Eº : Potencial normal del par
dado.
R: Constante universal de los
gases 8,313 J/mol-g
T: Temperatura absoluta ºK
F: Número de Faraday 96500
C/Eq-g
n: Número de electrones que se
pierde o gana
Ln: Logaritmo Neperiano.

Sustituyendo los valores
numéricos de las constantes y
pasando de logaritmos
naturales a decimales,
obtendremos:
Productos
Reactantes
Log
1,98 x 10?4 T
n
E ? Eº?

Si además se introduce la
temperatura normal de 25ºC la
ecuación de Nernst queda de la
siguiente forma:
Productos
Reactantes
Log
0,0592
n
E ? Eº?
CELDA DE CONCENTRACIÓN
Una celda de concentración son
aquellas que generan corriente
eléctrica a causa de la
diferencia de concentraciones
del electrólito en ambas
Hemiceldas. El voltaje de esta
celda se puede calcular por la
ecuación de Nernst.
Zn(s) ?Zn2+ (0,1M? ?Zn2+ (1M)?Znº(s)

Zn?2+ (0,01M)?Zn2+ (1M?Zn

Ecuación de Nernst
( Concentración de productos)
(Concentración Reactantes)
Log.
0,059
n
E ? ?
PILAS
En un sistema que permite
obtener corriente eléctrica a
partir de una reacción redox.

CLASES DE PILAS:
PILAS PRIMARIAS O VOLTAICAS
Son aquellas que tienen un
duración limitación; estas
tienen duración hasta que se
agoten los iones de la
solución o uno de los
electrodos.
PILA SECA;

Tienen en la parte intermedia
una barra de grafito (c)
cubierta por una mezcla acuosa
de cloruro de armonio, dióxido
de manganeso y carbón. La
oxidación ocurre en la
envoltura de cine (Zn) (Anodo)
y la reducción ocurre sobre el
grafito (Cátodo).

OXIDACIÓN: Zn ? Zn+++ 2e
REDUCCIÓN: 2e
+ 2NH4+ 2MnO2 ?
2HMnO2 + 2NH3
PILAS SECUNDARIAS O ACUMULADORES
Son aquellas que se pueden
cargar (suministrar energía) y
así producir una reacción
química, formándose nuevas
sustancias; después estas
reaccionarán entre sí
generando electricidad.

Ejm: Batería
+
–
Zn2+
(1M)
SO42-

CATODO (Zn)
SO42-
Zn2+(0,001M)

ANODO (Zn)
–
MnO2 + NH4 Cl + C

Zn

CARTÓN
POR CADA Eq-g de Zn se consume
1 mol de MnO2

+
BADRRA DE GRAFITO

2H+ 2 e
Fe3+ + 1e
Pb
+ 4e
En la descarga, la oxidación
ocurre en el ánodo:
Pb ? Pb+2 + 2e
Y la reducción en el cátodo
Pb+4O2 + 2e ? Pb+2
La reacción total es:
2H2SO4+Pb+4O2+PbO?2Pb+2SO4+2H2O
en el ánodo

en el cátodo

Descarga
Carga

POTENCIALES ELECTROQUÍMICOS
NORMALES

CONCENTRACIONES IÓNICAS 1M EN
AGUA A 25ºC
Nº
SEMI
REACCIÓN
POTENCIAL (V)
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
Li
K
Ca
Na
Al
Zn
Cr
Fe
Cd
Ni
Sn
Pb
Li + 1e
K++ 1e
Na+ + 3e
Al3+ + 3e
Zn2+ + 2e
Cr3++3e
Fe2+ + 2e
Cd2++ 2e
Ni2++ 2e
Sn2++2e
4+
+3.02
+2.925
Ca²++ 2 e +2.87
+2.714
+1.66
+0.76
+0.74
+0.44
+0.40
+0.25
+0.14
+0.13
13
14
15
16
17
18
19
20
H2O
Cu
Fe2+
Ag
2Br
2Cl
Au
2F
Ag+ + 1e
Au3++ 3e
F2 + 2e
0
Cu²+ + 2e -0.34
-0.771
-0.799
Br2º + 2e -1.065
Cl2º + 2e -1.359
-1.5
-2.87
1.
PROBLEMAS RESUELTOS Y
PROPUESTOS

¿Qué intensidad de
corriente (amperios)
necesitamos para depositar
90g de aluminio en 5
horas?

(P.A. Al = 27)
a) 27,0
b) 36,4
c)
48,7
e) 60,8
d) 53,6

Resolución
Aplicamos la 1º ley de Faraday
. I .t
Eq?g(Me)
96500
m?Me? ?
Luego:
I ?
m(me).96500
Eq?g(Me).t
Reemplazando:

I =
90g.96500 A . S
27 3600S
g.5.
3 1H
I = 53,6
Rpta. d
2.
Si en el cátodo de una
celda que contiene CuCl2
se han depositado 6,35g de
metal durante 1930
segundos ¿Qué corriente se
utilizó en amperios?
(P.A. Cu = 63,5 Cl =
35,5)
a) 50A
b) 5A
c) 25A
d) 2,5A
e) 10A
Resolución

Reacción Catódica:
CuCl2 ? Cu²+ + 2Cl-
Eq–g(Cu) =
g
63,5
2
Eq – g(Cu) = Equivalente gramo
del cobre.

Aplicamos:
I =
m(Me) .96500A . S
Eq ? g(Me) .t
Reemplazamos:
I =
6,35 . 96500 A . S
63,5
g .1930S
2
I = 10A
Rpta. e
3.
Determinar el potencial de la
siguiente pila: Mg/Mg²+, 1M//Ag+,
1M//Ag
2,34V;
(EºMg/Mg2+ =
EºAg/Ag+ = -0,80V)
e)
a) +1,54V b) +3,14V
c) +3,94V d) 0,74V
0,37V

Resolución

Aplicamos celdas galvánicas:

Mg/Mg²+, 1M//Ag+, 1M//Ag
Luego:
Ordenando
las
Semiceldas
Mgº – 2e ? Mg2+ Eº = + 2,34V

2Ag+ + 2e ? 2Agº Eº = + 0,80V
(Se ha invertido
semireacción y se cambia
la
el
por (+) en
el
signo (-)
potencial)
Finalmente:

EºCELDA = EºOXID + Eº
RED.
Reemplazamos:
EºCELDA = 2,34V + 0,80V
EºCELDA = + 3,14V
4.
Rpta. b

¿Cuántos gramos de cobre
metálico se puede formar
al pasar una corriente de
9,65 amperios a través de
una solución de CuSO4
durante 1 hora

(P.A. Cu = 63,5)?

a) 2,0g
b) 0,968g
c) 11,43g
d) 20,0g
e) 11,43g
5.
Las celdas electrolíticas
están conectadas en serie,
una de ellas contiene una
solución de CuSO4
y la
otra AgNO3 ¿Cuántos
gramos de plata se
depositan en el mismo
tiempo que se deposita
6,35g de cobre?

(P.A. Ag = 108 Cu = 63,5)
a) 12g
c) 18,6g
b) 10,6g
d) 21,6g
e) 30g
6.
para
la
Encontrar el f.e.m.
la reacción de
siguiente pila:
2Ag+ + Znº ? + Zn++ + 2Agº
Znº/Zn++
Eº = 0,76V
Agº/Ag+

a) 0,80V
c) 1,56V
Eº = -0,80V

b) 0,76V
d) –0,80V
e) -1,56V
7.
Se considera una celda
galvánica formada por una
lámina de zinc sumergida
en una solución de ZnSO4
de 1M y una lámina de
plata sumergida en una
solución de AgNO3 1M. El
cable conductor y el
puente salino completando
el circuito. Indicar la
proposición incorrecta.

Datos:
Zn+2
:
Znº ?
0.76v
Ag+ ? Agº
Eº

Eº : 0,8v
la
a) El potencial de
celda es el 1,56v
b) El electrodo de Zn es
el ánodo

c) En el lado de electrodo
de plata se produce la
oxidación.
d) El cátodo incrementa su
masa y el ánodo
disminuye.
e) Los electrodos fluyen
del electrodo de Zn al
electrodo de plata.
9.
¿Cuál es el potencial
normal de la reacción?
Zn(s) + Cl2(g) ? Zn2+ + 2Cl-

Zn/Zn2+ Eº = 0,76v Cl-/Cl2 Eº =
-1,36v
a) 2,12
b) 1,36
c) 0,6
d) 0,7
e) 0,4
10.
Según la tabla de
potenciales es estándar
:
Fe3+ ? Fe2+
0,71v

F2 ? F-
Eº

Eº : 2,85v
¿Cuál de las afirmaciones
es correcta?