guia de coloquios Química general fca uner 2022

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Química General 1 
 
MATERIA Y ENERGIA- SISTEMAS MATERIALES 
 
Objetivos: 
Lograr que el alumno identifique y comprenda los conceptos fundamentales 
de: materia, energía, calor y temperatura. Los sistemas materiales y su 
fraccionamiento. 
Ejercitación: 
1. Un cuerpo tiene una masa de 210 g y ocupa un volumen de 0,01265 L. a) ¿De qué 
elemento de la Tabla Periódica se trata? b) Si dicha masa fuese de gas Ar, ¿Qué 
volumen ocuparía? 
2. Elija una porción de un sistema material heterogéneo real, describa sus componentes, 
y aplique los procedimientos necesarios para fraccionarlo en fases, y luego en 
sustancias puras. 
3. Al metabolizarse (quemarse) un gramo de azúcar (PM=342) en el cuerpo, se liberan 
16,7 Joules de energía calórica. Determine el calor (en Joules) que produce la 
ingestión de un alfajor que contiene 30 g de azúcar. 
4. Encuentre el volumen de un trozo de cobre que pesa 132,2 g, utilizando datos de la 
Tabla Periódica. 
5. Utilizando la información dada en la Tabla Periódica de los Elementos, determine el 
volumen ocupado por 10 g de Al, de As y de He. Indique las conclusiones que extrae. 
6. Determine el peso de 10 ml de: a) agua destilada (d = 1 kg/L); b) agua de mar (d 
=1,025 g/cm3); c) ácido sulfúrico concentrado (d = 1,84 g/ml). Señale las conclusiones 
que extrae. 
7. Transforme a la escala Kelvin: a) 18 ºC; b) 25 ºC; c) - 10 ºC; d) 1500 ºC. 
8. Transforme a la escala Celsius: a) 500 K; b) 273 K; c) 180 K; d) 373 K. 
9. Clasificar los siguientes sistemas en homogéneos y heterogéneos: 
a. Limaduras de cobre y limaduras de hierro 
b. Sal fina y arena 
c. Tres trozos de hielo 
d. Agua y aceite 
e. Sal parcialmente disuelta en agua 
 
 
Química General 2 
 
f. Sal totalmente disuelta en agua 
g. Azufre en polvo y una barra de azufre 
10. Cuál de las siguientes es una cantidad intensiva? 
Masa de una sustancia 
Volumen de una sustancia 
Densidad de una sustancia 
Contenido de calor de una sustancia 
11. Indicar: a) si las siguientes representaciones corresponden a sustancias simples, 
sustancias compuestas o mezclas. b) en el caso de las mezclas mencione si las 
sustancias que las forman son simples o compuestas. 
 
 
 
 
 
 
Química General 3 
 
Respuestas: 
1) R: a)Tantalio; b) 374.64L 
3) R: 501 J 
4) R: 14,75 ml 
5) R: 3,7 ml Al, 1,73 ml As y 50,02 L He. 
6) R: a) 10 g b) 10,25 g c) 18,4 g. 
7) R: a)291 b)298 c)263 d)1773 
8) R: a) 227 °C; b) 0 °C; c) -93 °C; d) 100 °C. 
 
 
 
 
Química General 1 
 
Masa Molecular 
1. Detemine la masa molecular de un mol de ácido nítrico. 
2. ¿Cuántos moles representan 5 gramos de hidróxido de sodio? 
3. Indique cuántos átomos son 0,85 moles de átomos de cobre. 
4. Exprese cuantos gramos de óxido nítrico y moléculas representan 0.5 moles del 
mismo. 
5. ¿Cuál es la masa en gramos de un átomo de S teniendo en cuenta que la Masa 
Atómica de Tabla es 32? Exprese las cantidades que representan: a) moles de 
átomos en: a1) 5,2 g de C; a2) 8,2 g de Mn y a3) 5,2x10-2 g de O; b) gramos en: b1) 
0,05 moles de Cu; b2) 22 moles de H; 
6. Determine la MA relativa del Ne sabiendo que los 3 isótopos que existen en la 
naturaleza tienen masas de 19,99; 20,99 y 21,99 u.m.a. con abundancias de 90,92 %; 
0,25 % y 8,83 %, respectivamente. 
7. ¿Qué elemento es aquel que 1 gramo tiene 1,51 x 1022 átomos? 
8. ¿Qué cantidad de gramos representan 0,32 moles de agua? ¿Qué cantidad de 
átomos de cada especie contienen esos moles? 
9. Un compuesto tiene 3 átomos de cloro por cada átomo de antimonio. Determine la 
cantidad máxima, en gramos, que se puede formar de compuesto si se dispone de 
5,2 g de cloro 
10. Determine la MM de un compuesto que en estado gaseoso, en CNPT (Oº C y 1 atm), 
ocupa un volumen de 750 mL y tiene una masa de 2,88 gramos. Dato: Vmolar = 
22,4L en CNPT. 
11. Conociendo la fórmula de la adrenalina, C9 H13 O3 N, y la del ácido lisérgico, 
C24 H30 N3 O determine para cada compuesto: a) La masa en gramos de 0,13 moles; 
b)La cantidad total de átomos en la masa dada en a. 
12. El elemento cromo tiene la siguiente composición isotópica natural: 4,31 % de 50C 
(49,496 u.m.a.); 83,76 % 52Cr (51,940 u.m.a.) y 9,55 % 54Cr (53,939 u.m.a.). Calcule 
la MA correspondiente. 
13. Determine los gramos que representan 2.8 moles de ácido fosfórico. 
14. Determine cuál de las siguientes expresiones contiene mayor cantidad de átomos de 
Mn: a) 6.02 x 1023 átomos; b) 25,3 g ; c) 0,089 moles de átomos. 
15. Un compuesto se forma con 3 átomos de S por cada 2 átomos de Fe. Disponiéndose 
de 2 x 1022 átomos de S, determine: a) cantidad de átomos de Fe que se necesitan 
 
 
Química General 2 
 
para formar el compuesto con el S disponible y b) la masa, en gramos, del 
compuesto formado. 
16. Se desea preparar un compuesto interhalogenado formado por 5 átomos de F y un 
átomo de I. Calcule la masa que se puede lograr del compuesto, en gramos, si se 
dispone de 0,067 mol de átomos de F. 
17. Determine la MM de una sustancia sabiendo que 4,22 x 1022 moléculas de la misma 
pesan 12 gramos. 
18. Encuentre el volumen que ocupan 4,25 gramos de una sustancia en estado gaseoso 
en CNPT, si su PM es 16. 
19. Indique los gramos de agua que se obtiene al convertir 380 g de SO4 Cu. 5 H2 O en 
sal anhidra. 
20. Conociendo la fórmula molecular de la glucosa C6H12O6, indique cuantos gramos de 
glucosa representan 0.90 moles. 
Respuestas 
1- 63 gr/mol 
2- 0.125 mol 
3- 5.11*1023moléculas 
4- 15 gr.- 3.01*1023 moléculas 
5- a1) 0,43 mol, a2) 0,15 mol, a3) 3,25x10-3 mol, b1) 3,177 g, b2) 22,18 g 
6- 20,17 uma 
7- K 
8- 5.76gr. - 1,93x1023 átomos de O y 3,85x1023 átomos de H. 
9- 11,14 g SbCl3 
10- 85.97 g/mol 
11- a) 23,79 g y 48,88 g b) 7,83x1022átomos en cada compuesto. 
12- 50,789 uma 
13- 274.4 gramos 
14- a>b>c 
15- 1,33 x1022 átomos de Fe, b) 2,25 g 
16- 2,97 g F5I 
17- 171,4 g. 
18- 5,95 L 
19- 137 g 
20- 162gr. 
 
 
 
 
 
Química General 3 
 
 
FCA –UNER Química General 
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COMPOSICION CENTESIMAL: 
 
La composición centesimal de un compuesto es el porcentaje en peso o masa de cada 
uno de los elementos que constituyen el compuesto. 
 
Fórmula mínima o empírica: nos proporciona información sobre el tipo de átomos 
que forman parte de la molécula y por supuesto la relación mínima (a nivel de números 
enteros) en la cual estos se combinan. 
 
Fórmula molecular: Esta clase de fórmula expresa la composición o cantidad real de 
átomos que forman parte del compuesto. 
En algunas ocasiones, la fórmula molecular coincide con la fórmula empírica y en ciertas 
ocasiones no. 
 
Objetivos: Reconocer las etapas de la formulación molecular de sustancias simples a 
partir de su composición centesimal. 
 
Actividades: A) A desarrollar en clase; B) Problemas Propuestos 
 
A) A desarrollar en clase: 
 
1) Una muestra de óxido de cobalto de 3,75 g contiene 0,8 g de oxígeno. Determine la 
fórmula y la composición centesimal del óxido. 
 
2) El cisplatino es una droga anticancerígena, [Pt (NH3)2 Cl2] determine: a) Cuántos 
átomos y moles de N hay en 3,75 g del compuesto,y b) cuál es la composición 
centesimal de la droga. 
 
3) Conociendo las expresiones formulares de los compuestos determine la MM y la 
composición centesimal de los mismos a) Cl2O b) S O4 Fe c) SCNK d) Co (NH3)5 Cl3 
e) (OH)3Al. 
 
4) Encuentre las FM de los siguientes compuestos: 
a) 74 % C; 8,70 % H y 17,3 % N. 
b) 24,8 % Cr; 50,8 % Cl; 20,1 % N y 4,3 % H. 
c) 57,48 % Cu; 5,43 % C; 36,18 % O y 0,91 % H. 
 
5) Conociendo las proporciones atómicas que contiene cada compuesto, determine las 
fórmulas de los mismos: 
a) 0,56 moles de átomos de Cl y 1,0l x 10
24
 átomos C 
b) 3 g C; 0,25 mol de át.Na; 4,52 x 10
23
 at. O y 0,25 g H 
c) 29,2 g S; 1,81 mol át. Li y 2,18 x 10
24
 at. O. 
 
6) Experimentalmente se encuentra que 650 mL de un gas en CNPT pesan 0,495 gramos. 
Un análisis centesimal determinó la siguiente composición : 17,65 % de H y 82,35 % de 
N. Determine : a) la MM aproximado; y b) encuentre la formula molecular del gas. 
 
7) Se quema en ambiente de oxígeno una muestra de 2320 mg de ácido málico 
obteniéndose 3047 mg de CO2 y 936 mg de agua. Encuentre la fórmula del compuesto 
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(FM), sabiendo que la ecuación de la combustión es:(C, H, O) + O2  CO2 + H2 O. 
 
 
B) Problemas propuestos: 
 
1) Exprese los conceptos de composición centesimal de un compuesto e indique el 
procedimiento para obtener la fórmula mínima (FM) a partir de dicha composición. 
Justifique la respuesta. 
 
2) A partir de la FM, indique con precisión los pasos que debe seguir para obtener la 
Fórmula Molecular Verdadera FMV, de un compuesto, y señale los datos adicionales 
que requiere para ello. 
 
3) Exprese la composición centesimal del analgésico paracetamol, C8 H9 O2 N, y calcule 
cuántos gramos de O y de H hay en 6,20 g de muestra del compuesto. 
 
4) Una muestra de hierro tiene 6,75 g y se quema en atmósfera de oxígeno, lográndose un 
producto que pesa 9,64 g. Determine la fórmula del óxido. 
 
5) Se encuentra que 1,93 x l0
23
 moléculas de un compuesto pesa 69,8 gramos y contiene 
los elementos Cr, O e H. De su fórmula se desprende que el Cr se encuentra en la 
proporción de 2 átomos. Determine los gramos de Cr que hay en la porción del 
compuesto. 
 
6) El 20 % del peso del cuerpo humano se debe a la estructura ósea en la cual participa 
el fosfato tricálcico en aproximadamente la mitad. Calcule la cantidad de moles de 
fósforo que necesita una persona de 70 Kg de peso. 
 
7) El contenido de arsénico de un insecticida agrícola se indicó como el 28 % de As2O5. 
Cuál es él % de arsénico del insecticida. 
 
8) Una muestra de una crema para el tratamiento de la mastitis vacuna posee un peso de 
8,41 g y luego de calentarla a 110 ºC la misma pierde humedad en cantidad de 5,83 g 
de agua. El residuo evidencia la presencia de 1,27 g de glicerol y el resto constituido 
por aceites varios. Calcule la composición centesimal de dicha crema. 
 
9) Todos los aminoácidos contienen N. La lisina es un aminoácido de composición 
porcentual: 49,29 % de C; 9,65 % de H y 21,89 % de O. Una molécula de lisina tiene 
2 átomos de N. Determine: a) Formula Molecular; b) MM. 
 
10) Una arcilla contiene 45 % de sílice y 10 % de agua. ¿Cuál es el porcentaje de sílice 
en la arcilla seca? 
 
11) El insecticida Lindano, de MM aproximado 290 g/mol, contiene Cl, H y C, y 
cuando se quema una muestra del mismo en 3.284 mg se forman 2982 mg de C O2, 
610 mg de agua y Cl2 (g). Determine la FM del Lindano. 
 
12) Un compuesto A tiene 38,67 % de K; 13,85 % de N; y 47,47 % de 0. Al 
calentarlo desprende 02 gaseoso y se transforma en un compuesto B con 45,85 % de 
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K; 16,47 % de N y 37,66 % de 0. Escriba la reacción balanceada. 
 
13) Hallar la formula de un compuesto que esta formado por 10.7% de N, 36.8% de 
O y 52.5% de Bario. 
 
14) Determine la fórmula mínima de un compuesto, que coincide con la Formula 
molecular que tiene 1,44x10
24
 átomos de H; 19,2 g de O; 0,3 moles de S y 8,4 g de 
N. 
 
 
 
Respuestas: 
 
1) CoO 
2) a) 0,025 moles át y 1,505 x10
22
 átomos b) 65% Pt, 9,3% N, 2%H, 23,7% Cl. 
3) a) 81,6%Cl y 18,4%O, 
b) 21%S, 42,1%O y 36,9%Fe, 
c) 32,9%S, 12,4%C, 14,4%N y 40,2%K, 
d) 23,55%Co, 27,94%N, 5,99%H y 42,5%Cl, 
e) 34,6%Al, 61,5%O y 3,85%H. 
 
4) a) C5H7N, 
b) Cr Cl3N3H9, 
c) Cu2CO5H2 
 
5) a) ClC3, b) CNaO3H, c) SLi2O4 
6) 17g/mol b) NH3 
 
 
 
Propuestos 
 
3) a) 63.58% C; 5.96% H; 21.19% O; 9.27% N 
b) 1.314 g O y 0.369 g H 
4) Fe2O3 
5) 33.3 g Cr 
6) 45.16 moles de P. 
7) 18.25% As 
8) 69.3% agua, 15.1% glicerol, y 15.6% aceites varios. 
9) C6H14O2N2; MM: 146 g/mol. 
10) 50% de sílice 
11) Cl6H6C6 
12) 2 KNO3 – 2KNO2 + O2 
13) Ba(NO3)2 
14) H8O4SN2 
 
 
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ESTEQUIOMETRIA 
 
Objetivos: Lograr que el alumno balancee ecuaciones químicas por diferentes métodos y 
resuelva problemas estequiométricos relacionando pesos, moles y volúmenes en las 
transformaciones químicas. 
 
Actividades: A) A desarrollar en clase; B) Problemas Propuestos 
 
A) A desarrollar en clase: 
A) ¿Qué estudia la estequiométría? Cómo se expresa el sistema químico? 
B) Analice el sistema material que constituye la reacción química e identifique las 
leyes que se cumplen en el mismo. ¿Qué son las relaciones pondérales? Cite las 
maneras de expresar masa. 
C) ¿Qué son y por qué se utilizan los coeficientes estequiométricos? 
D) La combustión de hidrocarburos da como productos CO2 y H2O. Plantee y balancee 
las ecuaciones de combustión de: a) metano, CH4; b) propano C3 H8; c) octano C8 H18. 
E) Balancee las siguientes ecuaciones e indique los métodos que puede aplicar. 
 
a) N H3 + O2  N O2 + H2 O 
b) N O3. N H4 > N2 O + H2 O 
c) H3 P O4 + N H4. OH  (PO4)(NH4)3 + H2 O 
 
F) Formule los compuestos y balancee las siguientes ecuaciones: 
a) dióxido N + hidrox. K  nitrito K + nitrato K + agua 
b) sulfuro Cuprico + ác. nítrico  nitrato Cuprico + dióxido N + azufre + agua 
c) Clorato K + S + agua  Cl gas + sulfato K + ác. sulfúrico 
d) permanganato K + ác. Clorhídrico  cloro gas + cloruro Manganoso + cloruro K + 
agua 
 
G) Aplicando el método de variación de los estados de oxidación, balancee las 
siguientes ecuaciones: 
a) Cl3 Fe + H2 S  Cl2 Fe + H Cl + S 
b) Fe3 O4 + H2  Fe + H2 O 
c) Cl2 + N H3  N2 H4 + Cl NH4 
d) S Fe + H2 O + O2  H2 SO4 + O3 Fe2 
e) (PO4)2 Ca3 + Si O2 + C  Si O3 Ca + P4 + CO 
 
 
 
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H) ¿Cuál es la importancia del reactivo limitante en la predicción de la cantidad de 
productos que se obtienen en una reacción? ¿Puede haber reactivo limitante cuando 
hay un solo reactivo? 
 
I) El superfosfato es un fertilizante soluble en agua obtenido mezclando fosfato 
tricálcico con ácido sulfúrico que da fosfato diácido de calcio más sulfato de calcio. 
Si reaccionan 235 g del primer reactivo, cuánto se requiere del otro? 
 
J) El dióxido de manganeso reacciona con el cloruro de hidrógeno dando cloruro 
manganoso, cloro gaseoso y agua. Escriba la reacción balanceada y determine el 
reactivo limitante en cada uno de los siguientes casos: 
 
a1 ) 88 g de dióxido de Mn y 2 moles de H Cl 
a2 ) 2,2 g de dióxido de Mn y 3,69 g de H Cl 
a3) 0,5 moles de dióxido de Mn y 146 g de H Cl 
K) 
Determine el elemento X sabiendo que al agregar 560 g de X O2 y 370 g de 
amoníaco, este último es el reactivo limitante, y el exceso del otro reactivo es de 
81 g. 
 
B) Problemas Propuestos: 
1) Aplicando cualquiera de los métodos de balance de ecuaciones, formule y balancee 
las reacciones: 
 
a) dióxido Mn +hidróxido K + O2 +dióxido C  permanganato K +agua+ 
bicarbonato K 
b) dicromato amonio == N diatómico + ox. crómico + agua 
c) ác. Sulfhídrico +ác. nítrico== azufre + dióxido N + agua 
d) nitrato K + S + agua == ===> ác. sulfúrico + sulfato K + N2 
e) carbonato de Na + C + N2 == NaCN + CO 
f) ac. Brómico+ ox. sulfuroso +agua == Br2 + ac. Sulfúrico 
 
2) El ácido sulfúrico reaccionó con el Cl Na obteniéndose sulfato de Na y ác. 
Clorhídrico. Determine: a) ecuación química balanceada; b) los gramos de sal que se 
requieren para reaccionar con 29,6 g de ácido. 
 
3) Se combinan 3 gramos de amoníaco con suficiente cantidad de oxígeno dando 
como productos agua y óxido nítrico. Formule la ecuación balanceada y determine 
los moles de cada producto. 
 
4) El cinc metálico reaccionó con H2SO4 produciendo H2 gas. Determine: a) la ecuación 
química balanceada; b) moles de H2 que se obtienen a partir de 12,5 g del metal. 
 
5) - Se hacen reaccionar 2 moles de dióxido de manganeso con 6 moles de ácido 
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clorhídrico y se forma cloruro de Manganeso (ll), agua y cloro gaseoso. Calcular: 
a) La masa del reactivo en exceso. b) La masa de agua formada. 
 
6) El ác. Nítrico actúa sobre el carbono produciendo dióxido de nitrógeno, dióxido 
de carbono y agua. Exprese: a) ecuación química balanceada; b) moles de dióxido 
de carbono por gramo de ácido reaccionado. 
 
7) Quemando amoníaco con oxígeno se obtiene N2 y agua. Determine: a) ecuación 
química balanceada; b) masa de amoníaco por mol de agua obtenida. 
 
8) Calcule los moles de CO3 Mg que se pueden formar con 3 gramos de cada uno 
de los elementos componentes. 
 
9) Determine la masa y los moles de SCNK que se pueden obtener con 5 g de K; 3 g 
de C; 4 g de N y 3 g de S. 
 
10) El tricloruro de As se combina con el Zn metálico en presencia de H Cl dando 
cloruro de Zn y arsenamina. Si se dispone de 4,25 g del primer reactivo, 0,23 
moles de Zn y 2,15 x 1023 moléculas de H Cl, determine: a) reactivo limitante; 
b) máxima cantidad de productos obtenidos, en gramos. 
11) La preparación de hidrazina, usada en cohetería, manufactura de plásticos y de 
tintas, se produce a partir de una solución de amoníaco e Na.OH. en la que 
burbujea cloro gaseoso, obteniéndose además como producto Cl Na y agua. 
Responda: a) Ecuación balanceada; b) Si se hacen burbujear 120 g de Cl2 g y 
120 g de NH3, ambos gaseosos, en una solución que tiene Na.OH. en exceso, 
determine la hidrazina obtenida. 
 
12) El hidróxido de Na se puede preparar a partir de soda solway, Na2 CO3, 
tratándola con cal, Ca (OH)2. Determine: a) la ecuación química balanceada; b) la 
cantidad de base Na.OH. que se puede obtener con 245 g de soda solway. 
 
13) Uno de los tratamientos del mineral de hierro como la pirita, S2 Fe, consiste en la 
combustión con oxígeno, obteniéndose óxido férrico y óxido sulfuroso. 
Determine: a) la ecuación química balanceada; b) los gramos de óxido de Fe por 
cada gramo de pirita tratada. 
 
14) El dióxido de carbono que exhalan los astronautas es eliminado según la 
reacción: Li OH (s) + CO2 (g)  Li2 CO3 (s) + H2 O (l) 
Balancee la ecuación y calcule la cantidad de OH.Li, en gramos, necesarios para 
eliminar el CO2 que respiran 3 astronautas durante un mes, sabiendo que cada 
persona exhala 1 Kg. de gas por día. 
15) En la calcinación del CO3 Ca para obtener cal, O Ca, se produce la siguiente 
reacción: 
C O3 Ca (s)  C O2 (g) + O Ca(s) 
16) Determine los gramos de O Ca que se obtienen por Kg de CO3Ca. 
La urea (NH2)2CO se prepara por la reacción del amoníaco con dióxido de carbono: 
Amoníaco (g) + CO2 (g) urea + H2O (l) En un proceso se hacen reaccionar 637 g 
de NH3 con 1142 g de CO2. a) ¿Cuál es el reactivo limitante? b) Calcule la masa 
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de (NH2)2CO que se formará. c) ¿Cuánto del reactivo en exceso (en gramos) 
quedará sin reaccionar al final de la reacción? 
 
RESPUESTAS 
D) a) 1, 2 = 1, 2; b) 1, 5 = 3, 4; c) 2, 25= 16, 18 
E) a) 4, 7 = 4, 6 
b) 1 = 1, 2 
c) 1, 3 = 1, 3 
F) a) 2, 2 = 1, 1, 1 
b) 1, 4 = 1, 2, 1, 2 
c) 6, 5, 2 = 3, 3, 2 
d) 2, 16 = 5, 2, 2, 8 
G) a) 2, 1 = 2, 2, 1 
b) 1, 4 = 3, 4 
c) 2, 8 = 2, 4 
d) 4, 4, 9 = 4, 2 
e) 2, 6, 10 = 6, 1, 10 
I) 148,58g 
J) a1) HCl 
a2) No hay RL 
a3) MnO2 
K) 12 g=C 
Problemas propuestos 
1) a) 4, 5, 3, 1 =4, 2, 1 
b) 1=1, 1, 4 
c) 1, 2 = 1, 2, 2 
d) 6, 5, 2 = 2, 3, 3 
e) 1, 4, 1 = 2, 3 
f) 2, 5, 4 = 1, 5 
 
2) 35.34g NaCl 
3) 0.265 mol agua; 0.176 mol NO 
4) 0.19 mol H2 
5) Resuelto en el video 
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6) 3.97 x 10-3 mol CO2 
7) 11.33 g NH3 
8) 0.062 mol MgCO3 
9) 9.09g; 0.094 mol SCNK 
10) a) AsCl3; b) 9.55 g ZnCl2 y 1.83 g AsH3 
11) b) 54.08 g N2H4 
12) b) 184.9 NaOH 
13) b) 0.67 g Fe2O3 
14) 98.18 Kg LiOH 
15) 560 g CaO 
16) a) NH3; b) 1124.2 g urea; c) 317.65 g de exceso. 
 
 
 
 
 
FCA –UNER Química General 
6 
 
 
 
FCA – UNER Química General 
Estado Gaseoso 
1.- Un gas ocupa un volumen de 560 mL a una presión de 490 Torr. Si se lo comprime hasta una presión de 
1,15 atm, ¿cuál será el volumen del gas? Rta: 314 ml. 
2.- En un recipiente que contiene gas freón se determina una presión de 420 Torr a 25ºC. Calcule la presión 
que alcanza éste si se calienta a 75 ºC. Rta: 0,64 atm. 
3.- Un gas ocupa 385 mL a 35ºC y 630 Torr. Determine el V que ocuparía en CNPT. Rta: 0,28 L. 
4.- Al reaccionar 2000 gr de butano con oxígeno en exceso, ¿qué volumen de dioxido de carbono en 
condiciones normales se produce? Rta: 3089,6 L. 
5.- Dados 20 litros de amoniaco a 5ºC y 760 Torr, calcule su volumen a 30ºC y 800 Torr. Rta: 20,7 L. 
6.- Una mezcla de gases a 1 atmósfera contiene 65% de nitrógeno, 15% de oxígeno y 20% de dióxido de 
carbono. ¿Cuál es la presión parcial de cada gas en Torr? Rta: Presión parcial de N2: 494 Torr. Presión parcial 
de O2: 114 Torr. Presión parcial de CO2: 152 Torr. 
7.- Un matraz de 200 ml contiene oxígeno a 200 Torr y otro matraz de 300 ml contiene nitrógeno a 100 Torr. 
Luego, los dos matraces se conectan de forma que ambos gases llenen la suma de ambos volúmenes. 
Suponiendo que no hay cambios en la temperatura, ¿cuál es la presión parcial de cada gas en la mezcla final 
y cuál es la presión total? Rta: Presión parcial O2: 80 Torr.Presión parcial de N2: 60 Torr. Presión total: 140 
Torr. 
8.- ¿Cuántos litros de oxígeno a 18ºC y 750 Torr se pueden obtener a partir de 100 gr de KClO3? Dato 
adicional: el KClO3 se descompone en KCl y O2. Rta: 29,6 L. 
9.- ¿Cuántos gramos de Zn deben disolverse en ácido sulfúrico para obtener 500 cm3 de hidrógeno a 20ºC y 
770 Torr? Rta: 1,38 g. de Zn. 
10.- (a) Calcule la temperatura a la que deben encontrarse 8 gr de oxígeno que se encuentran en un 
recipiente de 5 litros a una presión de 790 Torr. (b) ¿Qué volumen ocupará en condiciones normales de 
presión y temperatura? (c) ¿Cuántos moles de oxígeno deberíamos tener para que se duplique la presión 
inicial y disminuya 10ºc la temperatura inicial? Rta: (a) 254 K; (b) 5,6 L; (c) 0,52 moles. 
11.- En un recipiente de 5 L se introducen 8 g de helio 84 g de N2 y 90 g de vapor de agua. Si la temperatura 
del recipiente de 27 °C. a) Calcular la presión ejercida sobre las paredes recipiente; b) Las presiones parciales 
c) Luego se agregan 20 gramos de hidrógeno gaseoso indique la presión total del recipiente y la cantidad de 
producto formado. Rta: (a) P=49.2 atm; (b) 9.84 atm He; 14.76 atm N2; 24.6 atm H20; (c) 68.88 atm y 6 
moles. 
12.- El amoníaco reacciona con el oxígeno dando óxido nítrico y agua. En un recipiente de 5.3 L se introducen 
4.6 L de Oxígeno, 5.8L de amoníaco, ambos a 43ºC y 1560 Torr. Determine: a) RL; b) máxima cantidad de 
moles obtenidos c) Presión del recipiente luego de la reacción a T=103ºC. Rta: (a) O2 (b) 0.72 mol (c) 5.19 
atm. 
13.- Calcule la densidad del gas Ne a 143 ºC y 4.3 atm. Rta: 2,54 g/L. 
 
Química General 1 
 
SOLUCIONES 
Objetivos: 
Lograr que el alumno: 
 Incorpore los conceptos y condiciones para la existencia de las disoluciones. 
 Reconozca las distintas formas de expresar concentracionesen disoluciones. 
 Calcule las proporciones de los componentes a través de las interrelaciones existentes 
entre las mismas. 
EXPRESIONES DE CONCENTRACIÓN 
 
Las soluciones están formadas por dos componentes principales: solutos y solvente. 
Solución= solutos + solvente 
Las expresiones de concentración nos muestran cuál es la concentración que posee una 
solución. Dichas expresiones nos muestran la relación entre las cantidades de solutos y 
solventes, o entre las de solutos y la solución. Estas cantidades de uno y otro pueden presentarse 
en magnitudes de masa, volumen, moles, n° de equivalentes, etc. 
A continuación se enumeran las expresiones de concentración más utilizadas. 
 
 La expresión relaciona: 
Nombre y abrev. Expresa: Fórmula Sto Svte Sn 
% masa en 
masa 
% mm 
o 
% pp 
gramos de 
soluto por cada 
100 gramos de 
solución. 
% 𝑚𝑚 =
𝑔 𝑠𝑡𝑜
100 𝑔 𝑠𝑛
 masa [g] masa [g] 
% masa en 
volumen 
% mv 
gramos de 
soluto por cada 
100 mililitros de 
solución. 
% 𝑚𝑣 =
𝑔 𝑠𝑡𝑜
100 𝑚𝑙 𝑠𝑛
 masa [g] volumen [ml] 
% volumen 
en 
volumen 
% vv 
mililitros de 
soluto por cada 
100 mililitros de 
solución. 
% 𝑚𝑣 =
𝑚𝑙 𝑠𝑡𝑜
100 𝑚𝑙 𝑠𝑛
 volumen [ml] volumen [ml] 
Molaridad M 
Moles de soluto 
por cada litro de 
solución. 
𝑀 =
𝑚𝑜𝑙 𝑠𝑡𝑜
𝐿 𝑠𝑛
 
cantidad de 
sustancia 
[mol] 
 volumen [L] 
Normalidad N 
Equivalentes de 
soluto por cada 
litro de 
solución. 
𝑁 =
𝐸𝑞𝑢𝑖𝑣. 𝑠𝑡𝑜
𝐿 𝑠𝑛
 
cantidad de 
equivalentes de 
una sustancia 
[n°] 
 volumen [L] 
molalidad m 
moles de soluto 
por cada Kg de 
solvente. 
𝑚 =
𝑚𝑜𝑙 𝑠𝑡𝑜
𝐾𝑔 𝑠𝑣𝑡𝑒
 
cantidad de 
sustancia 
[mol] 
masa 
[Kg] 
 
Partes por 
millón 
ppm 
miligramos de 
soluto que hay en 
cada kilogramo o 
litro de solución. 
Se usa para 
cantidades 
𝑝𝑝𝑚 =
𝑚𝑔 𝑠𝑡𝑜
𝐾𝑔 𝑠𝑛
 
 
𝑝𝑝𝑚 =
 𝑚𝑔 𝑠𝑡𝑜
𝐿 𝑠𝑛
 
 
masa [g] 
 
masa [g] 
 masa [Kg] 
 
volumen [L] 
 
Química General 2 
 
pequeñas de 
solutos disueltos. 
Partes por 
billón y 
partes por 
trillón 
 
ppb 
y 
ppt 
Microgramos 
(ppb) o 
nanogramos (ppt) 
de soluto que hay 
en cada 
kilogramo o litro 
de solución. Se 
usa para 
cantidades 
extremadamente 
pequeñas de 
solutos disueltos 
como 
contaminantes, 
etc.. 
𝑝𝑝𝑏 =
 µ𝑔 𝑠𝑡𝑜
𝐾𝑔 𝑠𝑛
 
 
𝑝𝑝𝑏 =
 µ𝑔 𝑠𝑡𝑜
𝐿 𝑠𝑛
 
 
𝑝𝑝𝑡 =
 𝑛𝑔 𝑠𝑡𝑜
𝐾𝑔 𝑠𝑛
 
 
𝑝𝑝𝑡 =
 𝑛𝑔 𝑠𝑡𝑜
𝐿 𝑠𝑛
 
 
 
masa [µg] 
 
 
 masa [µg] 
 
 
masa [ng] 
 
 
masa [ng] 
 masa [Kg] 
 
 
volumen [L] 
 
 
masa [Kg] 
 
 
volumen [L] 
Fracción 
molar (del 
soluto o del 
solvente) 
Xsto 
o 
Xsvte 
 
Proporción de 
moles de un 
componente de la 
solución en 
relación al total 
de moles de 
partículas que la 
forman. 
 
cantidad de 
sustancia 
[mol] 
 cantidad de 
sustancia 
[mol] 
 
𝑋𝑠𝑡𝑜 1 =
𝑚𝑜𝑙𝑠𝑡𝑜 1
𝑚𝑜𝑙𝑠𝑡𝑜 1 + 𝑚𝑜𝑙𝑠𝑡𝑜 2+. . . +𝑚𝑜𝑙𝑠𝑣𝑡𝑒
 
 
(puede hacerse con cada soluto). 
 
 
𝑋𝑠𝑣𝑡𝑒 =
𝑚𝑜𝑙𝑠𝑣𝑡𝑒
𝑚𝑜𝑙𝑠𝑡𝑜 1 + 𝑚𝑜𝑙𝑠𝑡𝑜 2+. . . +𝑚𝑜𝑙𝑠𝑣𝑡𝑒
 
 
 
Es importante saber que: 
 
𝑋𝑠𝑡𝑜 1 + 𝑋𝑠𝑡𝑜 2+. . . +𝑋𝑠𝑣𝑡𝑒 = 1 
 
 
Y RECORDEMOS QUE… 
 
Densidad (𝜹) es una propiedad intrínseca de cada sustancia o solución. Relaciona la masa de 
esa sustancia y el volumen que esta misma masa ocupa, o dicho de otra manera, la masa de 
una unidad de volumen de la sustancia. NO es una expresión de concentración. 
Las unidades de uso común son: [
𝑔
𝑚𝑙
] 𝑜 [
𝑔
𝑐𝑚3] ; [
𝐾𝑔
𝐿
] 𝑜 [
𝐾𝑔
𝑑𝑚3] ; [
𝑇𝑛
𝐾𝐿
] 𝑜 [
𝑇𝑛
𝑚3] ; etc. 
Si una sustancia posee una 𝜹 = 𝟏, 𝟐
𝑔
𝑚𝑙
 es equivalente a expresar por ejemplo que su densidad 
es de 𝟏, 𝟐
𝐾𝑔
𝐿
. 
 
 
 
Química General 3 
 
Ejercitación: 
 
1. Conceptúe y grafique la curva de solubilidad para el K Cl O3 sabiendo que se logran 
soluciones saturadas de la sal así: a) 5 g sal en 50 g agua a 30 ºC; b) 5 g sal en 25 g agua 
a 50ºC y c) 40 g sal en 100 g agua a 80 ºC. 
2. Exprese en %mv las siguientes expresiones: a) HNO3 39 %mm y d = 1,24 b) H Cl 0,15 N 
y d=1,16 c) NaOH 0.3M y d = 1,41. 
3. Exprese en concentraciones M, N y X, las siguientes (el solvente es siempre agua): 
a) HCl 32 %mm y d = 1,16 
b) H2 SO4 90 %mm y d = 1,81 
c) NaOH 42 %mv y d = 1,45 
4. Encuentre las fracciones molares de una mezcla que contiene: 6,21 x 1024 moléculas de 
agua, 118 g de alcohol etílico (PM = 46) y 1,83 moles de acetona (PM = 58). 
5. Una masa de sal sulfato de zinc se encuentra diluida en 250 ml de agua y posee una 
fracción molar del soluto de 0,1. Determine la molaridad y normalidad de la solución. 
Dato: la densidad de la solución lograda tiene una densidad de 1,25 g/ml. 
6. Determine la molalidad de las siguientes soluciones: 
a) H Cl 22 %mv y d = 1,16 
b) H2 SO4 90 %mm y d = 1,81 
c) NaOH 0.12 M y d = 1, 46 
d) KCl 0.15N y d=1.015 
7. Si una solución de NaCl es 25%mm y posee una densidad de 1.05 g/ml. Determine: a) 
masa de 450 ml de solución. b) %mv de la solución. c) cuántos mililitros debo extraer si 
quiero obtener 0.75 moles de NaCl. 
8. Determine el volumen de solución al 41% mm que puede obtener si disponen de 12,3 g 
de NaOH. Considere una densidad de 1,3 g/ml. 
9. Encuentre la masa de KOH que hay en 65 mL de una solución al 22 %mm y densidad 
1,208. 
10. Determine el volumen necesario a tomar de una solución de H N O3 (27 %mm y d= 1,16) 
para preparar 65 mL de solución 0,15 M. 
11. Calcule la cantidad de H2SO4 0,32 M que se debe tomar para obtener una solución que 
contenga 16,5 g de ácido. 
12. Determine el volumen de H2SO4 (40%mm y d= 1,30) que se puede preparar si se 
dispone de 85 mL del mismo ácido al 90 %mm y d = 1,81. Calcule además la M y N de las 
soluciones. 
13. Determine la masa de soluto que está disuelta en 325 mL de solución al 30 %mm y 0,892 
de densidad. 
 
Química General 4 
 
14. Describa el procedimiento y los cálculos para preparar 200mL de solución de NaNO3 al 
8 %mm y densidad 1,108. 
15. Calcule el volumen de solución de ácido nítrico al 20 %mm y 1,15 de densidad que puede 
obtener si dispone de 38mL de una solución del mismo ácido al 90 %mm y 1,48 de 
densidad. 
16. Encuentre la masa de K2CO3 necesaria para obtener una solución que contenga 38 mg 
de ion potasio por litro. 
17. Se dispone de una solución de KOH (d = 1,21 y 22,4 % mm) con la que se desean preparar 
650 mL de solución que contenga 2,65 % en volumen del ion potasio. Determine el 
volumen a tomar de la solución concentrada. Recordar que la base se disocia de esta 
manera: KOH  OH- + K+ 
18. Una solución de lavandina comercial tiene 3,62 %mm de hipoclorito de Na. Determine 
la fracción molar de la sal. 
19. Se prepara una solución de sulfato de amonio disolviendo 14,5 g de sal en 123,6 g de 
agua. Determine: a) el % mm de la sal; b) el %mm del agua; c) la molalidad de la solución. 
20. Determine la masa de KOH y de agua necesaria para preparar 3,20 L de solución al 38 
%mm y d = 1,38. Calcule además la M resultantes. 
21. Se desea disolver 9,35 g de CaCO3 con HCl, los que reaccionan dando CO2 y Cl2Ca y 
agua. Se dispone de ácido al 32 %mm y d=1,16. Determine: a) la ecuación química 
balanceada; b) el volumen necesario del ácido. 
22. Determine la cantidad de NaCl que se necesita para obtener 425 mL de solución que 
contenga igual concentración de iones Na+ que otra que posee 1,55g de SO4Na2/100 
mL. 
23. Calcule la masa de Na2CrO4 necesaria para preparar 120 g de solución 0,11 molal. 
24. Se desea conocer la cantidad de gramos de solución que se deben tomar de una que 
contiene SO4Cu 0,305 m, para obtener otra con3,90 g de dicha sal. 
25. Se desean obtener las siguientes soluciones de H2SO4: a) 380 mL 0,3 M; b) 120 mL 0,387 
mmoles/L; c) 260 mL 0,24 N y d) 50 g de una solución Xac = 0,15. ¿Qué volumen total de 
H2SO4 (72,5 %mm y d= 1,64) necesitaré para preparar todas las soluciones? 
26. Se dispone de 750 mL de solución de lavandina comercial que tiene 7,60 %v (d= 1,03) 
de hipoclorito de Na. Determine el volumen de solución 0,03 M que podría obtener a 
partir de aquella y la m de la solución lograda. Considere una de d= 1,02 g/ml. 
Mezclas de soluciones: 
27. Encuentre el volumen máximo de solución de HCl 0,12 M que se puede obtener si se 
dispone de 1,5 L de HCl 0,224 M y 890 mL de HCl 0,08 M. 
 
Química General 5 
 
28. A 125 mL de una solución de H NO3 (50 %mm y d = 1,31) se le agregan: a) 50 mL de 
solución que contiene 1,19 centimoles de H N O3 y además se le adicionan: b) 45 mL de 
H N O3 0,31 M y c) 80 mL de agua. Encuentre la M y N de la solución resultante. 
29. Se mezclan las siguientes soluciones de ácido sulfúrico: a) 245 mL de SN 1,96 m (d = 
1,11); b) 175 mL de SN 2,51 M (d=1,15); c) 220 mL SN (d=1,24) 8,25 N. Determine %mm 
y la masa total de la solución mezcla. 
30. Se prepara una solución de dicromato de potasio disolviendo 11,25 g de sal en 104,4 g 
de agua. Determine: a) él %mm de la sal; b) Él %mm del agua; c) la molalidad de la 
solución. 
31. Al agregar 76 mL de HNO3 sobre granallas de cinc se produce la reacción que da nitratos 
de amonio y de cinc, además de agua. Si se obtienen 14,75 g de nitrato de amonio, 
determine la molaridad y normalidad del ácido. 
32. Encuentre la molalidad y fracción molar de una solución que se obtiene con: a) 235 mL 
de K.OH. (d=1,32) que contiene 102,4 g de la base. b) Repita el cálculo después de añadir 
125 mL de agua (d=1,00). 
33. Se agrega una solución de ácido nítrico (d=1,24 y 39 % mm) sobre carbono sólido, 
produciéndose los gases dióxido de N, dióxido de carbono y agua. Los gases obtenidos 
alcanzan un volumen de 1,75 L en CNPT. Determine: a) Ecuación balanceada; b) 
Volumen de ácido nítrico gastado; c) Molaridad de la solución ácido. 
34. En la producción de superfosfato, fertilizante soluble en agua (mezcla de fosfato diácido 
de Ca y sulfato de Ca, en proporción 1: 2 moles) se utiliza ácido Fosfórico (85 % mm y 
d=l,70) para neutralizar hidróxido de Ca, obteniéndose así fosfato tricálcico. A éste 
último se le agrega ácido sulfúrico y así se obtiene el superfosfato. Plantee las dos 
ecuaciones y determine el volumen de ácido fosfórico para obtener un kg de 
superfosfato. 
35. Calcule los volúmenes de CO2 en CNPT que se obtienen al agregar 360 mL de ácido 
sulfúrico (60%mm y d=1,50) sobre Na2 CO3 en exceso dando dióxido de carbono, sulfato 
de sodio y agua. Exprese además la ecuación balanceada. 
36. Se mezclan 80ml una solución 0.25M de ácido nitroso con otra del mismo ácido la cual 
tiene un volumen de 0.5L con una concentración 0.28m y densidad 1.12 g/ml, luego se 
agregan 250ml de agua. Determine: normalidad de la solución resultante. 
37. Se logra una solución mezclando a) 180 mL de ác. Nítrico (4,55 m y d=1,13), b) con 90 
mL de solución del mismo ácido 4,55 M y d=1,15, c) con 18 g de H N O3 y d) con 220 mL 
de agua. Determinar: m, M, y N resultante. 
38. A 120 mL de H NO3 (50 %mm y d=1,31) se le incorporan: a) 35 ml de solución de igual 
ácido que contiene 9,35 x 1022 moléculas del mismo y además se le adicionan b) 145 mL 
de solución del citado ácido 0,28 M y c) 90 mL de agua. Determine la M y N. 
 
Química General 6 
 
39. A 70 mL de solución de H2 SO4 (d=1,39) se le agregan 60 mL de agua, y de esta solución 
resultante se toman 55 mL los que se diluyen con agua hasta obtener 580 mL de solución 
0,67 N. Determine el porcentaje en masa de la solución inicial. 
Mezcla de diferentes soluciones 
 
40. A 360 mL de solución de amoníaco (d= 0,96 y 8,82 % mm) se le adicionan 630 mL de 
solución de H Cl (d= 1,08 y 16 % mm). Determine: a) Reacción de neutralización. b) 
concentraciones iónicas al final de la mezcla. 
41. Determine la concentración de amonio presente al mezclar 400mL de cloruro de amonio 
0.27M y 500ml de Fosfato de amonio 0.25N. 
42. Calcule la concentración iónica de una mezcla de ácido nítrico 0.45M, 200mL y 350mL 
de hidróxido de calcio 0,2 N. 
43. Determine la masa de sulfato de Zn que debe agregar a una solución 0.15N, 800mL de 
cloruro de Zn para que la concentración del catión en la solución sea de 0.90M. 
44. Si se hacen reaccionar 200 gramos de ácido sulfúrico 20%mv y densidad 1.05g/mL con 
200mL de hidróxido de sodio 0.23M. Determine la molaridad de cada ion en solución. 
45. El agua regia es una mezcla oxidante fuerte compuesta por 3 partes (en peso) de H Cl y 
una de H N O3. Determine el volumen de H Cl (40 %mm y d=1,20) que se debe agregar 
a 280 mL de H N O3 (67 % mm y d=1,40) para lograr el agua regia. 
46. El cloro reacciona con la plata formando AgCl precipitado. Si a 150 mL de solución con 
ion plata se le agregan 35 mL de H Cl (d=1,12) y se obtienen 36,95 g de precipitado, 
determine el %mm de la solución del ácido. 
47. a. Determine el número de milimoles de H Cl (34 % mm y d=1,17) que se necesitan para 
que reaccione completamente con 13 g de Cl O3 K según la ecuación: 
ClO3K + HCl  H2O + ClK + Cl2 (balancear). b. ¿En qué volumen de la sn de HCl se 
encuentran esta cantidad de milimoles? 
48. Se mezclan 320mL de solución de H2 SO4 (80 %mm y d=1,73) con 550 mL de solución 
de NH3 (30 %mm y d=0,89) y con 280 mL de agua. Determine: a) cantidad de sal 
formada; b) la cantidad de milimoles de sal en la solución; c) Molaridad de las especies 
químicas en la solución final. 
49. Se mezclan 350 g de solución de sulfato cúprico (18 %mm y d= 1,14) con 170 mL de 
solución de cloruro cúprico 0,65 N (d = 1,12). Determine la Molaridad y la molalidad de 
la mezcla. 
Resultados guía Soluciones 
Resultados: 
 
1. Conceptos (revisar bibliografía). Gráfico: 
 
2. a) 48,36%mv b) 0,547 %mv c) 1,2 %mv. 
3. a) 10,17 M; 10,17 N; Xsto=0,19 b) 16,62 M; 33,24 N; Xsto=0,62 c) 10,5 M; 10,5 N; Xsto= 
0,15. 
4. XH2O=0,701 Xalcohol=0,174 Xacetona=0,124 
5. 3,86 M y 7,72 N 
6. a) 6,41 b) 92 c) 0,08 d) 0,149 
7. a) 472,5 b) 26,25 %mv c) 166,67 ml. 
8. 23,08 ml. 
9. 17,28 ml. 
10. 1,95 ml. 
11. 0,526 L 
12. 266,27 ml. 
13. 86,97g. 
14. 17,73g. Revisar en la guía de Trabajos Prácticos de preparación de soluciones la 
respuesta a la segunda parte. 
15. 220,08 ml. 
16. 67,16 mg por cada litro de solución a preparar. 
17. 91,18 ml. 
18. 9,26x10-3 
19. a. 10,5 %mm b. 89,5 %mm c. 0,89 m 
20. 1678 g y 9,35 M. 
21. a. CaCO3 + 2HCl  CO2 + CaCl2 + H2O b. 25,19 ml 
22. 5,40 g NaCl 
23. 2,10 g 
24. 84,05 g. 
25. 32,58 ml. 
26. 0,307 m 
Mezcla de Soluciones 
27. 3,64 L 
28. 4,42 M y 4,42 N 
29. 23,56 %mm y 746 g sn. 
30. a. 10,77 %mm b. 89,22 % mm c. Xsto= 7,41x10-3 
31. 24,25 M y 24,55 N 
32. a. 8,76 m y Xsto= 0,14 b. 5,48 m y Xsto= 0,09 
33. 4 HNO3 + C  4 NO2 + CO2 + 2 H2O b. 8.08 ml c. 7,7 M. 
34. 2 H3PO4 + 3 Ca(OH)2  Ca3(PO4)2 + 6 H2O 
Ca3(PO4)2 + 2 H2SO4  Ca(H2PO4)2 + 2 CaSO4 
268 ml. 
35. H2SO4 + Na2CO3  CO2 + Na2SO4 + H2O / 74,09 L 
36. 0,205 N 
37. 5,99m , 2.88 M y 2.88 N 
38. 3,69 M y 3,69 N 
39. 24,89 % mm 
 
Mezcla de diferentes soluciones 
 
40. a. NH4OH + HCl  NH4Cl + H2O b. [NH4+]=1.81 [Cl-]=3.01 M [H+]=1.20 M 
41. 0.26 M 
42. [Ca+]=0,064 M [NO3-]=0.1641 M [H+]=0.036 M 
43. 106.52 g 
44. [Na+]=0.12 M [SO4-]=1.00 M [H+]=1.88 M 
45. 1641.5 ml 
46. 23.98 %mm 
47. a. 636.21 mmol HCl b. 58.37 ml 
48. a. 4.32 mol b. 4320 mmol c. [NH4
+]=7.51 M [SO4-]=3.93 M [H+]=0.35M 
49. 
 M m 
CuSO4 0.828 0.840 
CuCl2 0.115 0.117 
Cu2+ 0.943 0.957 
SO4
2- 0.828 0.840 
Cl- 0.231 0.234 
 
 
Química General 1 
 
PROPIEDADES COLIGATIVAS. 
 
Objetivos : Lograr que el alumno distinga las propiedades coligativas de las disoluciones e 
interprete los equilibrios líquidos – gas que le permitan ponderar el descenso de la presión de 
vapor, el ascenso ebulloscópico, el descenso crioscópico y la ósmosis. 
Actividades A) A desarrollar en clase; B) Problemas propuestos 
Repasando conceptos… 
Recordar que las propiedades coligativas: Son propiedades que dependen de las cantidades 
relativas de moléculas de soluto y solvente y no de la identidad química del soluto. Estas 
propiedades son: disminución de la presión de vapor; aumento del punto de ebullición; 
disminución del punto de congelación y la presión osmótica 
 Las soluciones que cumplen la ley de Raoult a cualquier concentración y a todas las 
temperaturas, se llaman “soluciones ideales”. 
Líquidos diferentes a la misma temperatura presentan presiones de vapor diferentes. 
 Ejemplo: Agua a 20 ºC Presión de vapor 17,5 mmHg 
 Benceno a 20 ºC Presión de vapor 74,7 mmHg 
 Etanol a 20 ºC Presión de vapor 43,9 mmHg 
A una temperatura dada, las sustancias con Presión de vapor elevadas evaporan más 
rápidamente que las sustancias con Presión de vapor baja. 
 Un líquido contenido en un recipiente abierto, sufre evaporación. Si la temperatura es 
lo suficientemente alta, se forman dentro del líquido burbujas de vapor que ascenderán 
a la superficie. Cuando sucede esto, se dice que el líquido hierve. 
El aumento en el punto de ebullición es proporcional al número de partículas de soluto disueltas 
en un solvente. 
 Si se disuelve un soluto no volátil en un líquido (solvente), se observa 
experimentalmente un descenso en el punto de congelación. Por lo cual, podemos 
decir, que las soluciones congelan a temperaturas inferiores a las del solvente puro 
La diferencia entre los puntos de congelación del solvente puro y la solución se designa por Tc 
y se conoce con el nombre de descenso crioscópico. 
 Ciertos materiales como el celofán o bien ciertas estructuras complejas como las 
membranas de los sistemas biológicos son SEMIPERMEABLES, es decir, cuando están en 
contacto con la solución permiten el paso de algunas moléculas, pero no de otras. 
Generalmente, estas membranas, permiten el paso de pequeñas moléculas de solvente 
(ejemplo el agua), pero bloquean el paso de moléculas o iones de soluto de mayor tamaño. 
Este carácter semipermeable se debe a la presencia de pequeños canales o poros en su 
estructura membranosa 
 
 
Química General 2 
 
Presión Osmótica () y es la presión requerida para detener la osmosis; esta presión depende 
de la temperatura y de la concentración de la solución. 
A) desarrollar en clase: 
1) En qué se diferencia una disolución con un soluto no electrolito y de electrolito fuerte. 
a. Definir de presión de vapor. 
b. Como es la presión de vapor de un compuesto volátil respecto a uno no volátil. 
c. ¿De qué variables depende la presión osmótica? 
A. presión y volumen. B. presión y temperatura. C. temperatura y volumen. D. 
volumen y concentración. E. concentración y temperatura. 
2) Grafique e intérprete las curvas de equilibrio presión–temperatura (P-T) para un solvente 
puro, como el agua, y para algunas disoluciones diluidas de solutos fijos. Indique en dichos 
gráficos las propiedades coligativas observables. 
3) Aplicando las propiedades crioscópicas y ebulloscópicas de las disoluciones, resuelve los 
siguientes problemas: 
a. Se disuelve una tableta de sacarina (C7H4SO3NH) de 0,5 g en 250 mL de agua. Calcula el punto 
de congelación y ebullición de esta disolución. 
b. El suero glucosado es una disolución acuosa al 5,5 % en masa de glucosa (C6H12O6). ¿Hasta 
qué temperatura puede enfriar el suero sin que llegue a congelarse? 
c. Si se tiene una cubeta con agua destilada y otra con salmuera, y se colocan en el congelador, 
¿cuál se congelará a menor temperatura? ¿Por qué? 
4) ¿Qué sucederá si se dejan bajo campana, el tiempo suficiente, dos soluciones de 120 mL cada 
una; una con Cl Na 0,15 M y otra de glucosa 0,22 M? Justifique la respuesta y exprese resultados. 
5) Calcule la disminución de la presión de vapor del agua a 25ºC en una disolución que contiene 
100 g de azúcar (PM=180) en 600 g de agua. Indique la Ley que cumple. Dato: Pv H2O = 23,76 mm 
Hg a 25 ºC. 
6) Para preparar una solución fertilizante se mezclan 520 ml de agua a 30 ºC (d=1,00) con 15 g 
de urea, CO (NH2)2. Determine el descenso de la Pv del agua, la que al estado puro tiene una Pv 
= 31,83 Torr a esa temperatura. 
7) Determine la Pv del agua a 70ºC (Pv
º = 233,7 Torr) cuando se disuelven 8,3 g de Mg Cl2 en 250 
g de agua. ¿Qué propiedad se cumple? 
8) Recordando que la elevación del punto de ebullición de una solución responde a la ecuación: 
T = Ke x m, donde Ke es la constante ebulloscópica molal, que para el agua es 0,512 ºC/mol. 
Determine el PE de una solución que contiene 7,80 g de glucosa (PM = 180) en 122 g de agua. 
9) La adrenalina es la hormona que provoca la liberación extra de moléculas de glucosa en 
momentos de tensión o emergencia. Una solución que contiene 0,64 gramos de la hormona en 
22,55 mL de tetracloruro de carbono (d = 1,59), produce un aumento de la temperatura de 
ebullición en 0,49 ºC. Determine el PM de la adrenalina. 
 
Química General 3 
 
 
10) Al disolver 5 g de una mezcla de Naftaleno, C10 H8, y Antraceno, C14 H10, en 300 g de Benceno, 
C6 H6 se encuentra que dicha solución congela a 4,85 ºC. Determine: a) la composición de la 
mezcla; b) la masa de sacarosa, C12 H22 O11 que produciría igual presión osmótica en agua a 25 º 
C. 
11) La constante ebulloscópica del ácido acético es de 3,07 ºC/mol. Determine el ascenso del PE 
de las soluciones que contengan 230 g del ác. Acético (PM = 60) con: a) 20 g de agua; b) 2,5 
moles de acetona (PM = 58); c) 2 x 1023 moléculas de etanol (PM = 46); d) 0,3 moles de benceno 
(PM = 78). 
12) El aumento del PE de una solución acuosa de un compuesto Z alcanza a 0,947 ºC cuando se 
disuelven 10 g del compuesto en 90 g de agua. Determine el PM del compuesto. 
13) El descenso del punto de congelación de soluciones responde a la ecuación: Tc = Kc x m, 
donde Kc es la constante crioscópica molal del solvente, que para el agua tiene el valor de 1,86 
ºC/mol. Si se disuelven 3,6 g de glucosa en 103 g de agua, determine el descenso del punto de 
solidificación del agua. 
14) Calcule el PM de un compuesto X sabiendo que al disolverse 6,32 g del mismo en un mol de 
benceno (PM=78), se produce un descenso del PC de 0,62 ºC. Dato: Kc = 5,12 para el benceno. 
15) El etilenglicol, C2 H6 O2, es un conocido anticongelante para soluciones acuosas. Determine 
el descenso crioscópico que se logra agregando 310 g del compuesto por litro de agua (d=1,00). 
Recordar que Kc = 1,86 ºC/mol para el agua. 
 16) La vitamina C contiene un 40,9 % de C; un 4,58 % de H y un 54,5 % de O. Una solución de 
6,70 g de dicha vitamina en 50 g de agua congela a -1,42 ºC. Determine la fórmula molecular del 
compuesto. 
17) Calcule los gramos de glicerina, C3 H8 O3, que deben disolverse en 6 kg de agua que posee 
un radiador de un secadero de vegetales para que la solución congele a - 4,00 ºC. 
18) Un medicamento para vacunos es un compuesto orgánico de PM = 372 que se utiliza diluido 
en agua en concentración de 4 g cada 100g de agua. Se debe conservar a -1,2 ºC sin llegar a 
congelar. Indique si esto es factible, y caso contrario indique la cantidad de NaCl que debe 
agregarse para lograrlo. 
19) Encuentre la molaridad de la sangre a la temperatura del cuerpo, 37 ºC, si su presión 
osmótica es de 5.850 Torr. Indique además la concentración de Cl Na, en g/L, necesaria para 
tener igual presión que la sangre (presión isotónica). 
20) Cierta savia de un árbol posee una concentración de sustancias nutritivas de 0,18 M a 20 ºC; 
en tanto que fuera del conducto que lo transporta existe una solución acuosa de concentración 
total 0,015 M. Determine: a) la presión osmótica entre ambas soluciones; b) la altura teórica 
que alcanzaría la solución, considerándola una columna abierta a presión atmosférica. A dicha 
presión (suponer densidad de la solución igual a 1,00). 
 
 
Química General 4 
 
21) Ciertas disoluciones de sustancias, llamadas coloides, no podían pasar a través de 
membranas animales que sí, eran permeables al agua. La clave de la ósmosis es la membrana 
semipermeable como lo son la mayoría de las membranas animales, paredes celulares etc. En 
todas ellas sólo se permite: 
a) El paso de moléculas, o iones del soluto 
b) El paso de moléculas de disolvente 
c) El paso de iones del disolvente 
d) El paso unidireccional de moléculas de disolvente 
B) Problemas Propuestos: 
1) Identifique las propiedades coligativas de las disoluciones y ejemplifique. Mencione otras 
propiedades de las disoluciones que no son coligativas. 
2) Determine el PM de una sustancia la que al disolverse en cantidad de 0,41 g por cada l000 g 
de agua, produce una disminución del PS en 0,0l6 ºC. 
3) Calcule el PM de un compuesto que produce un aumento del PE en 0,071 ºC al disolverse 1,34 
g del mismo en 125 g de agua. 
4) Determine la cantidad de glicerina (PM = 92) que debe disolverse en 350 g de agua para 
producir una disminución del PS en 0,035 ºC. 
5) Una disolución saturada de fenol (PM = 94) en agua tiene una presión de vapor de 18,32 Torr 
a 21 ºC, mientras que la del agua pura es de l8,65 mm Hg a esa temperatura. Calcule la 
solubilidad del fenol en agua, expresándola en %mm, suponiendo aplicable la Ley de Raoult. 
6) El etilenglicol, C2 H6 O2, es usado como anticongelante en los radiadores de automotores. 
Suponiendo que se tiene un radiador de 14 L de capacidad el cual se desea que contenga una 
solución acuosa que no congele sino después de los -10 ºC, determine la cantidad del 
anticongelante que se debe agregar. 
Dato: tómese la densidad del etilenglicol en l,l2. 
7) El punto de congelamiento de la leche es aproximadamente -0,56 ºC. Determine la 
concentración, en % en peso, de una solución de lactosa, C12 H22 O11, que congele a la misma 
temperatura. 
8) Una solución que contiene 3,60 g de glicerina (PM = 92) en un litro de solución acuosa produce 
distin 
9) Calcule la presión osmótica de una solución que contiene 6,3 g de urea, CO (NH2)2, en 550 mL 
de solución a 25 ºC. 
10) Determine el PM de la insulina si al disolverse 6 g de la misma en 450 mL de agua se observa 
una Pv = 43,2 Torr a 25 ºC. 
 
 
Química General 5 
 
11) Se aplica una presión de 304 Torr a un litro de solución de lactosa (PM = 342), para 
contrarrestar el efecto osmótico de la misma. Si el sistema se encuentra a 15 ºC, encuentre la 
cantidad de soluto disuelto en la disolución. 
12) Al colocarse 15 g de albúmina, proteína de la sangre, en una solución de 300 ml, se observa 
que la misma produce una presión osmótica de 20,l mm Hg a 30 ºC. Determine el Pm de la 
proteína. 
13) A una solución de 3,75 L que contiene lactosa (C12 H22 O11) se le agregan 18,3 g de urea, CO 
(NH2)2, observándose luego una presión osmótica de 3,65 kg/cm2 en la solución mezcla. 
Determine la masa de lactosa disuelta. 
PROPIEDADES COLIGATIVAS - Respuestas 
 
1) a. revisar bibliografía. b. mayor. c. E. 
 
2) revisar bibliografía. 
 
3) a. Pc=-0,02 °C, Pe=100,0056°C. b. -0,59 °C. c. La cubeta con salmuera. Deducir 
justificación revisando bibliografía. 
 
4) Aumentará 18 ml el volumen de la solución del recipiente con NaCl y disminuirá el 
mismo volumen en la de glucosa hasta igualar las concentraciones en ambas 
soluciones. 
 
5) 0.386 mmHg 
 
6) 0,27 torr 
 
7) 229,4 torr. Revisar bibliografía por la otra respuesta. 
 
8) Pe=100.18°C 
 
9) 183,26 g/mol 
 
10) a) 99,6% Naftaleno y 0,4% Antraceno. b) 13,38g. 
 
11) A) 14,83°C, b) 0,28°C, c) 4,4 °C 
 
12) 60 g/mol 
 
13) 0,36 °C 
 
14) 669,11 g/mol 
 
15) 9,3°C 
 
 16) C6H8O6 
 
17) 1186,8 g 
 
18) No es factible, hay que agregar 1.58 g de NaCl. 
 
19) M=0,3 M. 8,77 g/l NaCl 
 
20) a) b) 40,18 m de agua 
 
21) b) 
 
 
Química General 1 
 
EQUILIBRIO QUIMICO 
Objetivos: 
Lograr que el alumno interprete los equilibrios químicos del estado gaseoso y las disoluciones, 
identificando la fuerza impulsora de los equilibrios y la evolución de los sistemas luego de 
perturbarlos. Reconocer del carácter ácido-base de las disoluciones a través del pH y la 
importancia de los sistemas regulados en los seres vivos. 
Electrolitos fuertes y débiles: 
Los electrolitos fuertes son aquellos solutos que existen en solución exclusivamente (o casi 
exclusivamente) como iones. Ejemplo del ellos son loa ácidos y bases fuertes y las sales. 
HCl --------------------------------- >H+ + Cl- 
Los electrolitos débiles son aquellos que se disocian parcialmente en sus iones constituyentes 
en solución. Por ejemplo, el ácido acético: 
HC2H3O2 ------------------------------ >H+ + C2H3O2
- 
Concepto de equilibrio: 
Cuando estamos en presencia de una reacción química, los reactivos se combinan para formar 
productos a una determinada velocidad. Sin embargo, los productos también se combinan 
para formar reactivos. Es decir, la reacción toma el sentido inverso. Este doble sentido en las 
reacciones que es muy común en química llega a un punto de equilibrio dinámico cuando 
ambas velocidades se igualan. Dicho equilibrio es dinámico, es decir que las sustancias siguen 
combinándose, formando tanto productos como reactivos. La condición en la cual las 
concentraciones de todos los reactivos y productos en un sistema cerrado dejan de cambiar 
con el tiempo se denomina equilibrio. 
Para una reacción química dada, la situación de equilibrio se representa de la siguiente 
manera: 
La constante de equilibrio químico (Ke) es igual al producto de las concentraciones de los 
productos elevados a sus coeficientes estequiométricos (c y d) dividido por el producto de las 
concentraciones de los reactivos elevados a sus coeficientes estequiométricos (a y b). 
 
 
Química General 2 
 
La Ke de una reacción en el sentido inverso es el inverso de la Ke de la reacción en el sentido 
directo. El valor de la Ke varía solo con la temperatura. 
Según el valor que tenga la Ke es posible conocer si en el equilibrio predominan reactivos o 
productos: 
Si Ke >1 en el equilibrio predominan los productos 
Si Ke <1 en el equilibrio predominan los reactivos 
Cociente de reacción: 
Q es el llamado cociente de reacción, y las concentraciones expresadas en el no son las 
concentraciones en el equilibrio. La expresión de Q tiene la misma forma que la Ke y su mismo 
valor cuando el sistema alcanza el equilibrio. 
Principio de Le Chatelier: 
El Principio de Le Chatelier sostiene que si un sistema en equilibrio es perturbado por un 
cambio de temperatura, presión o concentración de uno de sus componentes, el sistema 
desplazará su posición de equilibrio de modoque se contrarreste el efecto de la perturbación. 
Concepto de pH 
El pH se define con el logaritmo negativo de la concentración de hidrogeniones, siendo una 
medida de la acidez o basicidad de una solución. 
pH = -log [H+] 
La escala pH está dividida en 14 unidades (logarítmicas), del 0 (la acidez máxima) a 14 (nivel 
básico máximo). El número 7 representa el nivel medio de la escala, y corresponde al punto 
neutro. 
Asimismo, es posible medir el pOH de una solución: 
pOH = -log [OH-] 
A partir del pOH de una solución es posible calcular el pH como: pH = 14 – pOH. 
 
 
 
 
Química General 3 
 
Equilibrios Químicos gaseosos y Principio de Le Chatellier: 
Ejercitación: 
1. ¿Cuál es la expresión de equilibrio propuesta por Guldberg-Waage para la reacción: 
O3 N2 (g) N O(g) + N O2 (g)? Explicite la información que brinda la Ke. 
2. ¿En qué condiciones se pueden combinar los equilibrios químicos? ¿Cuál es el valor de 
la constante de equilibrio de la ecuación suma? 
3. ¿Qué es el cociente de reacción? Como quedaría expresado en el sistema: 
NH4NO2 N2 + 2 H2O 
4. Analice la evolución del sistema exotérmico frente a las perturbaciones: a) incorpora 
reactivo; b) retira producto; c) incorpora cantidades equimoleculares de O2 y agua; d) 
aumenta la temperatura. 
4 NH3 + 5 O2 4 NO + 6 H2O 
5. Diferencie y ejemplifique el cociente de reacción y Ke. Explique el significado de: a) Ke 
>>1; b) Ke = 10-8; y c) Ke =1 
6. Se encuentra que una disolución acuosa de ácido acético contiene las siguientes 
concentraciones al equilibrio a 25 ºC: [HC2H3O2] = 1,65 x10-2 M; [H+]= 5,44x10-4 M y 
[C2H3O2
-]= 5,44x10-4 M. Calcule la Ke de la disociación del ácido acético a 25 ºC. 
7. A 448ºC, la Ke de la reacción: H2 (g) + I2 (g) 2HI (g) es 51. Prediga la dirección en que 
avanzará la reacción para alcanzar el equilibrio a 448 ºC si se parte de 2x10-2 mol de HI, 
1x10-2 mol de H2 y 3x10-2 mol de I2 en un recipiente de 2 L. 
Respuestas: 
6) Ke= 1.79 x10-5 
7)Q=1.36; Q<Ke 
 
Electrolitos fuertes y neutralización: 
1) Exprese el concepto de electrolito y caracterice los electrolitos fuertes y los débiles. 
Ejemplifique. 
2) Conceptúe y ejemplifique: a) electrolito fuerte y débil; b) neutralización: c) ácido y base 
según distintos autores. 
 
 
Química General 4 
 
3) Escriba las ecuaciones químicas y encuentre la molaridad de todas las especies iónicas en las 
siguientes soluciones de electrolitos fuertes. 
a) 300 mL de (OH)2Ba 0,05M 
b) 5 g de (PO4)2Ca3 en 180 mL 
c) 250 mL de Cl3Fe 0,006 M 
d) 3,7 g de HMnO4 en 195 mL 
e) 3,5 g (ClO4)2Mg 350 mL 
4) Se han disuelto en agua Na2SO4, un electrolito fuerte, alcanzándose un volumen de 320 mL. 
Si la cantidad de Na disuelto es de 4,1 g, determine la concentración molar de las otras 
especies y los gramos de sal disuelta. 
5) Calcule las concentraciones iónicas de las siguientes soluciones: a) 0,15 M HNO3; b) 2,7 g de 
HBr en 750 mL; c) 0,45 m de Li(OH) (d = 1,09). 
6) Calcule el pH de una solución: 
a) 0,01M de HCl 
b) 0.012 M de Ba(OH)2 
c) 0,015 M de HNO3 
7) ¿Qué es una neutralización? 
8) Se mezclan 125 mL de una solución que contiene 3 g de HCl con 180 mL de solución 0,1 M 
de NaOH. Exprese la ecuación de neutralización y determine el pH de la solución resultante. 
9) A 75 mL de solución de Ba(OH)2 0,15 M se le agregan 15 mL de solución de HCl 0,12 M. 
Exprese la ecuación química de la reacción y determine el pH de la solución resultante. 
Respuestas: 
3) a) [Ba+2]= 0.05 M; [OH-]=0.1M 
b) [Ca+2]= 0.27 M; [PO4
-3]=0.178M 
c) [Fe+3] = 0.006 M; [Cl-]=0.018M 
d) [H+]= 0.158 M; [MnO4
-]=0.158M 
e) [Mg+2]= 0.063 M; [ClO4
-]=0.126M 
4) [Na+]= 0.557 M; [SO4
-2]=0.278M 
5) a)[H+]= 0.15 M; [NO3
-]=0.15M 
b) [H+]= 0.044 M; [Br-]=0.044M 
c) [Li+]= 0.48M; [OH-]=0.48M 
6) a) pH=2 
b) pH=12.4 
 
 
Química General 5 
 
c) pH=1.8 
8) pH=0.68 
9) pH=13.4 
 
EQUILIBRIOS IÓNICOS EN SOLUCIÓN: ÁCIDOS Y BASES DÉBILES. 
1) ¿Cuál es el equilibrio iónico del agua? ¿Qué es el pH y el pOH? Escriba la expresión 
matemática de cada uno, defina su escala y sus límites. 
2) Cómo son los ácidos (bases) conjugados de sus respectivos bases (ácidos) si estos son: a) 
electrolitos fuertes; b) electrolitos débiles. 
3) Escriba las ecuaciones químicas de ionización, encuentre las concentraciones de equilibrio 
de las siguientes soluciones de ácidos débiles y determine su pH: 
a) 300 mL de HOCN 0,15 M 
b) 100 ml de HClO0,35M 
d) 200 mL de Cl2HCOOH 0,04 M 
4) Calcule el pH y las concentraciones de ión hidrógeno que logran las soluciones: 
a) 220 mL de solución de 2,6 g de HF; 
b) 130 mL de solución 0,22 M de ácido acético. 
5) Escriba las ecuaciones químicas de ionización y calcule las concentraciones de equilibrio y el 
pH para las siguientes soluciones de bases débiles: 
a) 1,8 g de (OH)2Pb en 270 ml de solución (lra. Ionización); 
b) 300 mL de (OH)Ag 0,02 N. 
6) Determine las concentraciones y cantidad de ácido que hay en 300 mL de solución en la cual 
la concentración del anión acetato (Ac- ) es de 1,32 x 10-3 M y el pH = 2,88. 
7) Una solución de ácido débil, HNO2, tiene un pH = 3,62. Encuentre las concentraciones de las 
especies iónicas en el equilibrio y del ácido inicial (Cai). Indique además el porcentaje de 
ionización del ácido. 
8) Una solución de 310 mL de ácido cianhídrico, HCN, que es débil, tiene un pH = 5,85. 
Determine: a) la concentración en el equilibrio del ácido; b) el pH que alcanza la solución si se 
agregan 140 mL de agua. 
9) ¿Cuál es el pH de una disolución que contiene 2,16 g de HF, un ácido débil, en 140 mL de 
agua? Calcule el pH luego de agregar 8,5 g de HF a la misma. 
10) El amoníaco es un electrolito débil que tiene el siguiente equilibrio en solución acuosa: 
 
 
Química General 6 
 
NH3 + H2O  NH4
+ + OH- 
Encuentre el pH y las concentraciones de equilibrio de una solución 0,32 M de amoníaco. 
Indique además el porcentaje de ionización de la base. 
11) Una solución de 360 mL de amoníaco posee un pH = 9,2. Determine el pOH y las 
concentraciones de las especies químicas en equilibrio. 
12) El ácido sulfúrico es diprótico y se comporta como ácido fuerte en su primera ionización, 
en tanto que la segunda corresponde al equilibrio siguiente: 
S O4 H
-
 S O4
= + H+KaII = 1,26·10-2 
Determine el pH y el porcentaje de ionización de una disolución 0,13 M de dicho ácido. 
13) Se tiene una solución formada por 7,55 g de ácido metarsenioso, monoprótico, (Ka = 1,4 x 
10-9) disueltos en 330 mL de agua. Determine: a) pH de la solución; b) % de ionización del 
ácido. 
14) Determine la concentración, en g/l, de amoníaco necesario para obtener 460 ml de 
solución acuosa de pH = 9,85. Indique, además: a) la masa de NaOH necesaria para obtener 
igual pH; b) obtenga una conclusión de los resultados anteriores. c) Dadas las Ka1 = 3 x 10-5 y 
Ka2 = 1,2 x l0-8, señalar cuál de las dos está asociada a una reacción más completa, justifique. 
15) Una disolución acuosa 0,05 M de ácido benzoico (monoprótico) esta ionizado un 3,49 % (a 
25 ºC). Hallar: a) la cte. de ionización del ácido a dicha temperatura; b) Calcular el pH de 120 
mL de soluc. de ác. Benzoico 0,12 M. 
16) La fosfina gaseosa se descompone en equilibrio dando P4 e H2 también gaseosos. Se 
colocan en un recipiente 0,23 mol/L de P4, 0,091 mol/L de fosfina y 0,24 mol/L de H2, 
observándose que el cociente de reacción es 1,80 veces mayor que la constante de equilibrio. 
Determine las concentraciones de equilibrio de la reacción indicada. 
Respuestas: 
3) a) pH=2.4 
b)pH=3.97 
c) pH=1.6 
4) a) pH=1.64 
b) pH=2.7 
5)a) pH=11.3 
b) pH=11.04 
 
 
Química General 7 
 
6) [Ca en equilibrio]= 0.098 M; [H+]=[CH3COO-]=1.32x10-3, cantidad de ácido=0.029 moles 
7) [Ca en equilibrio]= 1.27x10-4 M; [H+]=[NO2
-]=2.39x10-4, [Ca inicial]= 3.66x10-4 M; %Ioniz=65.3% 
8) a) Ca= 4.97x10-3 
b) Ca= 0.0356, pH=5.42 
9)a) pH=1.64 
b) pH=1.3 
10) pH=11.4, [Cben equilibrio]= 0.317 M; [OH-]=[NH4
+]=2.4x10-3, %Ioniz=0.75%11)pOH=4.8, Cben equilibrio]= 1.39x10-5 M; [OH-]=[NH4
+]=1.58x10-5 
12) pH=1.46, %Ioniz= 26.6% 
13)a) pH=4.76 
b) %ioniz=8.2x10-3 
14) a) 1.67x10-3 g/L NH3 
b) 1.3x10-3 g NaOH 
15) a) Ke= 6.31x10-5 
b) pH=2.56 
16) Ke=0.356 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Equilibrio II: Soluciones reguladoras y de hidrólisis 
Tipos de soluciones reguladoras: 
 
 
Química General 8 
 
a) Reguladoras ácidas: AH A- + H+ 
Ka = Csal . x / Ca 
x = [H+] = Ka . Ca / Csal 
b) Reguladoras básicas: BOH  B+ + OH- 
Kb = Csal . x / Cb 
x = [OH-] = Kb .Cb / Csal 
 
1) ¿Qué son las soluciones reguladoras y qué función cumplen? Exprese el concepto ácido-
base según Arrhenius y Bronsted-Lowry ¿Qué es el par ácido-base conjugado? Si un ácido 
conjugado es fuerte, ¿cómo es su base y por qué? 
2) ¿Cómo actúa una solución reguladora ácida de capacidad +/- 0,40 moles frente al agregado 
de: a) 50 % de moles (de la capacidad) de base fuerte; b) 50 % de moles de sal (de la 
capacidad)? Suponga Ka = 10-4. 
3) ¿Cuáles son los límites de regulación ácida y básica de una solución amortiguadora? 
4) Se tiene una solución reguladora formada por 350 mL de ácido hipocloroso 0,3 M y 7,8 g de 
hipoclorito de sodio. Calcule: a) el pH inicial de la reguladora. b) el pH luego deañadir 40 mL 
solución HNO3 0,2 M c) El pH luego de añadir, a la solución inicial, 45 mL de solución 0,25 M de 
KOH. 
5) ¿Qué es el efecto del ión común? Analice su influencia en el pH al agregar un ion común de 
una solución ácida (o básica). Determine las concentraciones de las especies químicas en 
equilibrio en una solución de 255 mL de HNO2 0,12 M a la que se le agregan: a) 3,2 g de NaNO2 
y b) 25 mL de solución de NaNO2 0,15 M. 
6) Calcule el pH que logra una solución de 180 mL de HNO2 0,1 M al agregar: a) 18 mL de NaOH 
0,6 M y b) 8 mL de NaOH 0,8 M. 
7) Una solución reguladora está formada por 360 mL de amoníaco 0,35 M y 6,47 g de cloruro 
de amonio disuelto en la misma. Determine: a) el volumen de ácido nítrico 0,75 M que hay que 
agregarle para que disminuya el pH en una unidad; b) el volumen de hidróxido de sodio 0,62 M 
a agregarse a la solución inicial para que aumente su pH en una unidad. 
8) Calcular el pH de una solución reguladora formada por 330 mL de ácido acético (AcH) 0,25 
M y 9,47 g de acetato de sodio (AcNa) disuelto en la misma. Determinar: a) el volumen de las 
 
 
Química General 9 
 
siguientes soluciones que debería agregarse para suprimir el efecto amortiguador de la 
solución, b) solución de H Cl 1,2 M; y c) solución de NaOH 0,95 M. 
9) El ác. Ascórbico, monoprótico, C5H7O4COOH, conocido como Vitamina C, se utiliza para 
formar amortiguadoras en los laboratorios de bioquímica. Si se dispone de 860 ml de solución 
que tienen disuelto 22,5 g del ácido (Ka = 7,9 x 10-5), determine: a) cantidad de KOH 0,23 N a 
agregar para obtener una solución de pH = 4,32; b) indique la variación del pH al agregar 370 
mL de agua. 
10) Analice el efecto de diluir o de aumentar la concentración (por evaporación del solvente): 
a) De una solución amortiguadora de pH = 9,5; b) de una solución de Na2SO4 
11) Se hacen reaccionar 5 g de ac. fluorhídrico con 5 g de NaOH, y a los productos se los 
disuelve en agua hasta un volumen de 740 ml. Determine: a) masa cada sustancia al final de la 
reacción; b) pH de la solución acuosa. 
12) Una solución reguladora tiene una capacidad de +/- 0,15 moles de regulación acido-base. 
Si el pKa = 4,85, determine: a) pH de la solución reguladora; b) pH que alcanza la solución si se 
agregan 0,15 moles de ácido fuerte; c) pH que logra la solución luego de agregar 0,15 moles de 
base fuerte. 
13) Se tiene una solución reguladora de 300ml formada por 0.2M de NH3 y 0.1M de NH4Cl. A) 
Calcule el pH de la solución. B) Calcule el pH si se agregan 50ml de HCl 0.1M 
Respuestas: 
4)a) pH=7.49 
b) pH=7.43 
c) pH=7.59 
5)a) Ca=0.136M, Cs=0.204M, [H+]=2.99x10-4, pH=3.52 
b) Ca=0.136M, Cs=0.15M, [H+]=3.67x10-3,pH=2.43 
6)a) pH=3.52 
b) pH=3.08 
7)a) 0.136L 
b)0.194L 
8) a) 960 ml 
b) 86.8 ml 
9) a) 0.346 L 
b) pH=4.32 
 
 
Química General 10 
 
11) a) 2.5 g HF, 0g NaOH, 5.37g NaF 
b) pH=3.17 
12) a) pH=4.85 
13) a) pH=9.56 
b) pH=9.45 
 
Hidrólisis 
1) ¿Qué es y cuál es el mecanismo de la hidrólisis? Conceptúe y ejemplifique. Calcule además 
el pH para una solución 0,15 M de un soluto (propóngalo) que hidrolice. Obtenga la constante 
y la expresión que permita calcular el pH opOH 
2) Encuentre el pH de una solución que contiene 2,72 g de NaCN disueltos en 185 mL de agua. 
KHCN=5 x 10-10. 
3) Determine cuántos gramos de NO2K se deben agregar a 275 mL de agua para obtener una 
solución cuyo pH sea 8,52. 
4) ¿Cuántos ml de solución 1,8 M de cloruro de amonio hay que agregar a 145 mL de solución 
de la misma sal 0,07 M para que alcance un pH = 5,05? Determine además el pH inicial de la 
solución diluida. 
5) Determine la cantidad en gramos de fluoruro de sodio necesaria para lograr 240 mL de 
solución con pH = 8,35. (Ka = 6,7 x 10-4) 
6) Se fertiliza con nitrato de amonio lográndose una solución de 560 mL 0,21N a la que luego 
se le agregan igual cantidad moles de amoníaco que los de la sal, y se alcanza un volumen total 
de 790 mL. A la solución resultante se le agregan 325 mL de H Cl 0,44 M. Determine el pH en 
cada una de las tres disoluciones logradas. 
Respuestas: 
2)pH=11.4 
3) 11.6 g de KNO2 
4) Vol=6.64 ml 
5) 3.38 g NaF 
6)a) pH=5.12 
b) pH=9.25 
c) pH=1.47 
 
 
 
Química General 11 
 
Ejercicios Integradores: 
1) Se mezclan 300 mL de solución de ácido acético 0,25 M con solución 0,20 M de NaOH en 
las siguientes cantidades: a) 100 mL; b) 375 mL; c) 450 mL. Determine el pH inicial de la 
solución ácida y luego de cada agregado de la base. 
2) Un solución reguladora de pH=9,6 contiene 5.35 g/L de cloruro de amonio y amoníaco 0.2 
M. a) Hallar la Kb del amoníaco, b) Si a 100 ml de la solución reguladora se le añaden 0.01 
mol de ácido clorhídrico, ¿cúal es el pH de la solución resultante?(Considere que no hay 
cambio de volumen), c)¿cuál es la capacidad reguladora básica de la solución resultante 
en b)?, d) En qué sentido variará el pH cuando se agrega cada una de estas sustancias en 
agua (ácido, básico, ¿neutro)? d.1) HCN, d.2) HCl, d.3) NaCl, d.4) NH4Cl, d.5) NaClO, d.6) 
NH3 
3) Una solución de 50 ml de ácido fluorhídrico se titula con 50 ml de hidróxido de sodio. En 
el punto de equivalencia el pH obtenido es de 8.15. Calcular la masa de ácido que había 
inicialmente en el erlenmeyer. (Ka =7.1 x10-4). 
4) Se tiene 500mL de una reguladora de pH 4.25 formada por 0,25 moles de ácido nitroso y 
su sal de potasio conjugada. A) Determine los gramos de sal disueltos b) Calcule el 
volumen de ácido nítrico 0,15M agregado para neutralizar toda la sal y el pH final de la 
solución resultante. Ka= 4,5.10-4 
5) Sabiendo que una disolución de amoníaco tiene un pH de 11. Kb=1.8 x10-5 
a) Calcula la concentración de la disolución y el grado de ionización del amoníaco. 
b) ¿Cuántos gramos de NaOH hay que disolver en 500 ml de agua para obtener dicho pH? 
c) ¿Cuántos ml de HCl (aq) 0,1M harán falta para neutralizar 200 ml del amoníaco anterior? 
d) ¿Cómo será el pH en el punto de neutralización? 
 
Respuestas: 
1) pH inicial= 2.67, a) pH=4.30, b) pH=8.89, c) pH=12.3 
2) a) Kb=1.99x10-5, b) pH=9, c) 0.02 mol 
3) 0.28 g HF 
4) a) 170g, b) 13.3 L, c) pH=2.06 
5) a)Cb=0.055M, b)0.02 g NaOH, c)11 ml HCl, d) pH=5.27 
 
FCA –UNER Química General 
1 
ELECTROQUIMICA 
 
Objetivos: Lograr que el alumno interprete los fenómenos de óxido-reducción de compuestos y a partir de 
los potenciales redox determine su factibilidad y la posibilidad de formar pilas químicas. 
 
A. ¿Qué significa que una sustancia se reduce y que se oxida? 
 
B. Enuncie las Leyes de Faraday identificando las variables intervinientes en una electrólisis. 
 
C. Calcule la carga de un electrónrecordando que la cantidad de corriente para un equivalente químico es 
un Faradio = F =96500 Culombios (C). 
 
D. Señale y justifique el concepto de equivalente químico desde el punto de vista electroquímico. 
 
E. Conceptúe agente oxidante y agente reductor, ejemplifique. 
 
F. Indique las diferencias entre cuba electrolítica y pila voltaica. Grafique y ejemplifique el circuito de 
ambas. 
 
1) Durante la electrólisis de una sal de Cerio (+3) pasan por la celda 3.2x1023 electrones. Determine la 
cantidad de faradios y equivalentes depositados. 
 
2) Dados los siguientes pares redox y sus potenciales normales de oxidación, forme las correspondientes 
pilas, plantee y balancee las semirreacciones; la reacción total en cada caso, sabiendo que ocurren en 
medio ácido. Calcule el Eºp e indique cual es el agente oxidante y cual el reductor para cada una: 
 
 a) P4 / H3 PO4 Eºox = 0.41 V; Cu2+ / Cu Eºox = -0.33 V 
 b) NH3 (dis) / N2 (g) Eºox. = 0.73 V ; ClO- / Cl- Eºox = -0.87 V 
 c) Sº / HSO4
- Eºox = -0.36 V; No3
- / NO2 Eºox = -0.79 V 
 d) MnO4
- / Mn2+ Eºox = -1.51 V; SH2 / Sº Eºox = -0.14 V 
 e) NO3
- / NO Eºox = -0.95 V Fe2+ / Fe3+ Eºox = -0.77 V 
 
3) Dados los siguientes pares redox determine la expresión de la reacción total y los pesos equivalentes de 
los agentes reductores en cada par, sabiendo que ocurren en medio básico: 
a) Cr+++ / CrO4
= y ClO3
- / Cl- 
b) CN- / CON- y MnO4
- /MnO2 
c) Br2 / BrO3
- y Br2 /Br- 
d) Bi(HO)3/Bi y SnO2
= / SnO3
= 
e) Mn++ / MnO2 y H2O2 /H2O
4) Señale cual será el potencial de la reacción en la que el hierro es oxidado a Fe+2 y el estaño pasa de estado 
de oxidación de +4 a +2, sabiendo que los potenciales de oxidación del hierro y el estaño en estas 
semirreacciones son: 0.41 V y 0.15 V respectivamente. 
 
5) Al electrolizar una solución de HCl pasando una corriente de 0.042 A se obtienen 0.038 moles de gas 
hidrógeno. Plantee las semirreacciones y la reacción total. Determine: a) el tiempo de electrólisis, b) la 
carga que circuló, c) el volumen de Cl2 en CNPT. 
 
6) Determine la masa y el número de equivalentes depositados al pasar una corriente de 8.5 A durante 71 
minutos a través de dos celdas conectadas en serie conteniendo cada una 640 ml de soluciones de cloruro 
de cadmio y nitrato de plata 0.80 M cada una. Calcule la molaridad final en cada caso. 
 
7) El galvanizado con oro se efectúa con una solución de AuCN en medio básico produciendo O2 (g). Si se 
hace circular una corriente de 3.6 A durante 21 minutos determine: a) semirreacciones y reacción total; 
FCA –UNER Química General 
2 
b) masa de oro depositada, c) el volumen de O2 (g) producido y recolectado en una probeta fasométrica 
a 25ºc si la presión atmosférica es de 755 mm Hg. 
 
8) En la determinación de la presencia de arsénico se agrega Zn metálico a la muestra, la cual si tiene dicho 
elemento contaminante en la forma AsO4
-3 esta se reduce, en medio ácido a arsenamina, AsH3 (g). Si 
luego de la experiencia se recoge el gas en un recipiente de 120 ml a 25ºC y p = 356 Torr, calcule la 
concentración de arsénico que había en 640 ml de solución inicial. 
 
9) Haga un esquema de la pila para la reacción Cl2 (g) + H2O (l)  Cl-1
(aq) + O2 (g) + H+1 (aq); indicando 
ánodo, cátodo y sentido de flujo electrónico. Determine además cuánto tiempo duró la pila circulando 
0,22 A, si el oxígeno producido ocupó un volumen de 755 mL a 55 ºC y 830 Torr. 
 
10) En una electrólisis en medio alcalino del ácido metaarsenioso y una sal de Cr+3, este se deposita como 
metal en el cátodo mientras que en el ánodo se obtiene el anión As O4 
–3. Determine: a) Potencial mínimo 
de una pila para realizar el proceso; b) Reacciones parciales y total; c) La masa depositada si se contaba 
con 2,85 g de ácido y exceso de metal; d) Masa de metal depositado si éste fuese Hg+1. 
 
11) Se hace pasar durante 2,5 horas una corriente eléctrica de 5 amperios a través de una celda electrolítica 
que contiene SnI2 .Calcule: a) La masa de estaño metálico depositado en el cátodo. b) Los moles de I2 
liberados en el ánodo. 
 
12) Al pasar una corriente eléctrica por una disolución acuosa de nitrato de cobalto (II) se desprende el 
oxígeno en el ánodo y se deposita cobalto en el cátodo, en medio ácido. Calcule: a) La intensidad de 
corriente que se necesita para depositar 8,42 g de Co de una disolución acuosa de Co(NO3)2 en 35 
minutos. b) El volumen de oxígeno gaseoso, medido en condiciones normales, que se desprende en el 
ánodo. 
 
13) Una celda de purificación electrolítica contiene una disolución de sulfato de cobre y un ánodo de cobre 
impuro. Determine la cantidad de corriente necesaria para refinar el cátodo si éste pesa 100 g de cobre, 
en un lapso de 8 horas. 
 
14) Se electrolizan 225 mL de solución de cloruro cúprico 0,275 M. Determine: a) semirreacciones y 
reacción total; b) tiempo de la electrólisis si se circulan 0,85 A y se reduce la concentración de la sal a 
0,155 M; Volumen de cloro gaseoso producido en b) en CNPT. 
 
15) Al circular una corriente de 3,8 A través de una solución de 1860 mL de sulfato cúprico 0,65 M, se 
descompone agua produciéndose 10,08 L de oxígeno gaseoso en CNPT. Determine: a) tiempo de la 
electrólisis; b) masa de Cu depositada; c) concentración final de la solución. d) Conceptúe el potencial 
normal de electrodo; e) Justifique el uso de potenciales de semirreacciones para predecir factibilidad de 
las reacciones. 
 
16) Si el dióxido de Mn reduce al ion nitrato dando como productos ion permanganato y óxido nítrico en 
medio ácido, determine: a) Balance de las semirreacciones y reacción total; b) Valor del potencial total 
de la reacción y su factibilidad. 
 
17) Esquematice una cuba electrolítica o una pila, según corresponda, con los pares redox Cd/Cd(OH)2 y 
Ni(OH)2/Ni2 señalando sus componentes, las hemirreacciones y su potencial total. b) determine el tiempo 
necesario para consumir 0,56 g de Cd si se circula una corriente de 3,25 A. 
 
FCA –UNER Química General 
3 
18) Se requieren circular 3,25 A durante 84 min 40 s para depositar ll,23 g de un metal a partir de sus iones 
positivos. Determine: a) peso equivalente del metal; b) indique qué metal podría ser; c) exprese la 
reacción catódica. 
 
19) Explicite las semirreacciones y reacción total de una pila alcalina con los pares MnO4
-/MnO2 (ver en 
tabla de constantes el E°) y CrO4
-2 / Cr+3 (E°= - 0,13 V) si el reactivo limitante de la pila lo constituyen 
l,55 g de Cr+3 que se oxida a CrO4-2. Calcule a) gramos de Au+3 que se pueden depositar en una 
electrólisis utilizando la pila anterior hasta agotarla; b) los Faradays circulados c) el tiempo de duración 
de la electrólisis si la intensidad de la corriente es de 0,55 A. 
 
20) Indique la factibilidad de que las sales férricas oxiden al mercurio sabiendo que: Eº Hg+2 / Hg = 0.85 V y 
Eº Fe+3 / Fe+2 = 0.77 V. 
 
21) Para conocer la riqueza de un mineral de hierro se toma una muestra de 10 gramos del mismo. Una vez 
disuelto el hierro en forma de Fe+2, se valora en medio ácido con una disolución de K2Cr2O7 con lo que 
se consigue oxidar el Fe+2 a Fe+3,reduciéndose el dicromato de Cr+3. a) Ajuste la reacción por el método 
REDOX. b) Si en la valoración se han gastado 32 mL de disolución 1N de dicromato de potasio, 
determine el porcentaje en hierro que hay en la muestra. 
 
22) Tres cubas electrolíticas conectadas en serie, contienen disoluciones acuosas de AgNO3 la primera, de 
Cd(NO3)2 la segunda y de Zn (NO3)2 la tercera. Cuando las tres cubas son atravesadas por la misma 
cantidad de corriente, justifique si serán ciertas o no las siguientes afirmaciones: 
A. En el cátodo se depositará la misma masa en las tres cubas 
B. En las cubas segunda y tercera se depositará el doblenúmero de equivalentes-gramos que en la 
primera. 
C. En las cubas segunda y tercera se depositarán la misma cantidad de sustancia. 
ELECTROQUIMICA - Resultados 
 
1) 0.53 F y 0.53 Equivalentes. 
 
2) Sólo se presentan los resultados de la reacción total, el Eºc, y los agentes oxidantes y reductores. 
a) 16 H2O + P4 + 10 Cu+2  4 H3PO4 + 20 H+ + 10 Cu ; Eºc= -0.74 V; Agente oxidante: Cu+2 Agente 
reductor: P4 
b) 2 NH4+ + 3 ClO-  N2 + 2 H+ + 3 Cl- + 3 H2O ; E°c=1.6 V Agente oxidante= ClO- ; Agente 
reductor NH3 
c) S + 5 H+ + 6 NO3-  HSO4- + 6 NO2 + 2 H2O : E°c=0.43 V; Agente oxidante NO3- ; agente 
reductor S 
d) 2 MnO4- + 6 H+ + 5 SH2  2 Mn+2 + 8 H2O + 5 S ; E°c= 1.37 V; Agente oxidante: MnO4-; agente 
reductor SH2. 
e) 4 H+ + NO3- + 3 Fe+2  NO + 2 H2O + 3 Fe+3 ; E°c= 0.18 V ; agente oxidante NO3- , agente 
reductor Fe+2. 
3) 
a) 10 OH- + 2 Cr+3 + ClO3-  2 CrO4- + 5 H2O + Cl- ; Peso eq. = 17.33 g 
b) 3 CN- + 2 MnO4- + H2O  3 COM- + 2 MnO2 + 2 OH- ; Peso eq.= 13 g 
c) 6 Br2 + 12 OH-  2 BrO3- + 6 H2O + 10 Br- ; Peso eq. = 15.89 g 
d) Bi (OH)3 + 3 SNO2- + 3 OH-  Bi + 3 SnO3-2 + 3 H2O ; Peso eq 150.71 g 
e) Mn+2 + 2 OH- + H2O2  MnO2 + 2 H2O ; Peso eq 27.47 g 
4) 0.26 V 
5) a) 174619 s b)7334 C c) 0.85 L 
6) 0.50 M de CdCl2 y 0.22 M AgNO3 
7) 
a) Au+1 + 1 e-  Au ; 4 OH-  O2 + 2 H2O + 4 e- ; Reacción total: 4 Au+1 + 4 OH-  4 Au + O2 
+ 2 H2O 
b) 9.26 g Au 
c) 0.012 mol O2 
8) 11 H+ + 4 Zn+ + AsO4-3  4 Zn+2 AsH3 + H2O ; 3.59 x 10-3 M 
9) Cátodo (der): 2 e- + Cl2  2 Cl- ; Ánodo (izq): 2 H2O  O2 + 4 H+ + 4 e- . Reacción total: 2 Cl2 + 2 
H2O  4 Cl- + O2 + 4 H+ ; t= 53685 s. 
10) 
a) La pila debería tener más de -0.03 V. 
b) 3 e- + Cr+3  Cr (cátodo); 4 OH- + AsO2-  AsO4-3 + 2 H2O + 2 e- ; reacción total: 2 Cr+3 + 
12 OH- + 3 AsO2-  2 Cr + 3 AsO4-3 + 6 H2O 
c) 0.915 g Cr 
d) 10.43 g Hg 
11) 
a) 27.68 g Sn 
b) 0.23 mol de I2. 
12) 
a) 13.13 A 
b) 1.6 L 
13) 303010 C. 
14) 
a) Cu+2 + 2 e-  Cu ; 2 Cl-  Cl2 + 2 e- ; reacc. Total: Cu+2 + 2 Cl-  Cu + Cl2 
b) 6130 s 
c) 0.604 L 
15) . 
a) t=45710 s 
b) 143.60 g Cu. 
c) 0.166 M CuSO4 
d) y e) conceptuales 
16) 
a) NO3- + 4 H+ 3 e-  NO + 2 H2O ; MnO2 + 2 H2O  MnO4- + 4 H+ + 3 e- ; reacción total 
NO3- + MnO2  NO + MnO4- 
b) -0.719 V 
17) 
a) Cd  Cd+2 + 2 e- ; Ni+2 + 2 e-  Ni ; reacción total: Cd + Ni+2  Cd+2 + Ni ; E°c=0.17 
V 
b) 296 s 
18) . 
a) Peso eq 65.67 g 
b) Cu 
c) Cu+1 + 1 e-  Cu 
19) . 
a) 5.91 g Au 
b) 0.09 F 
c) 8685 C 
20) No es factible espontaneamente.s E°c= -0.08V 
21) . 
a) 6 Fe +2 + 14 H+ + Cr2O7-2  6 Fe+3 + 2 Cr+3 + 7 H20 
b) 53.62 % 
22) B es la verdadera. El resto de las respuestas son conceptuales. 
FCA UNER Química General 
TERMOQUÍMICA 
 
Objetivos: Lograr que el alumno reconozca los principios de la termodinámica, identifique las 
leyes de Hess y Laplace y las aplique a las reacciones químicas ordinarias. 
 
La Termoquímica es la parte de la Química que se encarga del estudio del intercambio 
energético de un sistema químico con el exterior. La Energía es la capacidad de un sistema 
para realizar trabajo. 
ENERGÍA INTERNA (U): es la energía total del sistema. Es imposible medirla de forma 
absoluta, pero se puede medir su variación. 
Los Sistemas son fracciones del universo que se aíslan para su estudio y pueden ser: 
abiertos, cerrados o asilados. El resto es el entorno. El estado de un sistema se describe 
conociendo sus propiedades observables o variables de estado. Algunas de ellas son: 
Volumen, Temperatura, Presión. Una función de estado es una propiedad que tiene cierto 
valor definido para cada estado y es independiente de la manera en que alcanza ese estado. 
El trabajo y el calor no son funciones de estado. 
Calorimetría: Propiedades de los sistemas relacionadas con el calor. Se denomina Capacidad 
Calorífica(C) a la cantidad de energía calorífica necesaria para elevar 1ºC la temperatura de 
una cantidad definida de una sustancia y se mide en J/ᵒC o cal /ᵒC. En cambio, calor 
específico (ce) es la cantidad de calor necesario para aumentar 1ᵒC la temperatura de 1 g de 
una sustancia y se mide en J/ᵒC g o cal /ᵒC g. Pueden hallarse tablas donde encontrar la ce de 
las distintas sustancias. 
Primer Principio de la Termoquímica: Para cualquier proceso la energía en el universo no se 
crea ni se destruye. El sistema modifica su energía a través del intercambio de calor y 
trabajo. 
 
ΔU = q + w 
 
 
Como el sistema es el que puede tomar o entregar calor o trabajo, se considera de signo (+) 
cuando lo toma (o ingresa) al sistema y de signo (-) cuando lo produce (o sale) del sistema. 
En una reacción química se considera como un reactivo al calor necesario para la reacción 
(+) y como un producto al calor que se desprende en la reacción (-). 
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Para indicar el calor absorbido o desprendido se utiliza la Entalpía (H), que es una función 
termodinámica, una función de estado. No puede medirse de manera absoluta el valor de 
entalpía, los que se pueden cuantificar son los cambios o variaciones de calor en los 
procesos que experimente el sistema. 
 
ΔH = Q= m. Ce. ΔT P= cte 
 
Reacciones endotérmicas: son aquellas reacciones que necesitan calor o energía para que se 
produzcan (ΔH>0). Reacciones exotérmicas: son las reacciones que liberan calor o energía 
cuando se llevan a cabo (ΔH<0). 
 
Ley de Hess: la variación de entalpía (ΔH) en una reacción química es constante con 
independencia de que la reacción se produzca en una o más etapas. 
Aplicando esta ley se puede demostrar que: 
ΔH=∑ npx ΔHᵒf(productos) - ∑ npx ΔHᵒf(reactivos) 
ΔHof es la Entalpía estándar de formación de una mol de un determinado compuesto a partir 
de los elementos en el estado físico normal (en condiciones estándar: P = 1 atm; T = 298 K = 
25 ᵒC). Tener en cuenta que en todos los elementos en estado original es 0. 
Espontaneidad de las reacciones: un objetivo de la termodinámica es poder predecir si se 
producirá o no una reacción cuando se ponen en contacto dos reactivos. Para ello deben 
tenerse en cuenta: 
 
ΔG = ΔH-TΔS 
Donde: 
T es la temperatura. 
ΔS es otra función de estado denominada entropía, es una medida del desorden de las 
sustancias. Entendiéndose por “orden” a la extensión a que están confinadas las partículas 
de una sustancia en una región del espacio. Segunda Ley de la Termodinámica En los 
cambios espontáneos, el universo tiende hacia un estado de mayor desorden. ΔS universo > 
0 para un proceso espontáneo. 
ΔG es el cambio de energía libre de Gibbs, es una función de estado y se define como la 
energía útil máxima que puede obtenerse en un proceso, en forma de trabajo. ΔG < 0 la 
reacción es espontánea ΔG > 0 la reacción es no espontánea ΔG = 0 El sistema está en 
equilibrio. 
 
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Ejercicios: 
 
Preguntas teóricas: 
1) Enuncie el primer y el segundo principios de la termodinámica ¿Qué características 
deben tener los sistemas a los que pueden aplicarse dichos principios? 
 
2) ¿Cómo define y diferencia calor específico de capacidad calorífica? 
 
3) Conceptúe la entalpía (H) señalando las magnitudes en que se expresa y explique por 
qué es una función de estado. Explique en qué casos se considera el ΔH equivalente 
al ΔE reacción. 
 
4) ¿En qué condiciones ΔH es igual al calor intercambiado con el sistema? ¿Qué 
variables dependen de ΔH? Precise el signo de ΔH. 
 
5) Exprese el concepto de calor latente de cambio de estado y precíselo para: Calor de 
Fusión y Calor de Vaporización. 
 
6) Enuncie la Ley de Hess y proponga un ejemplo para determinar la entalpía de 
formación (ΔH formación) a partir de la entalpía de combustión (ΔH combustión). 
 
Práctica: 
1) Un sistema realiza un trabajo de 150 J sobre el entorno y absorbe 80 J de calor. Halla 
la variación de energía interna del sistema. ΔE= -70 J 
 
2) Si se necesita una energíade 9,35 kJ para calentar una pepita de oro de 3,75 g de 12ᵒ 
a 31ᵒC, ¿cuál será el calor específico del oro? Ce= 130 J/ᵒC. g 
 
3) Un trozo de Zn (Ce = 0,3867 J/ᵒC. g) que pesa 29,5 g y se encuentra a 94,5 ᵒC se 
introduce en un recipiente que contiene 100 g de agua a 17 ᵒC. ¿Cuál será la 
temperatura final del sistema? Tf= 24,93 ᵒC 
 
4) Se introduce un trozo de metal desconocido de 21,3 g que se encuentra a 81,3ᵒC en 
un volumen de 26 ml de agua a 21 ᵒC. Si la temperatura final del sistema es 22,9 ᵒC, 
¿cuál es su calor específico? Ce= 0,0397 J/ᵒC. g 
 
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5) Si se calientan 38,5 g de Al2O3 (Ce = 0,727 J/g. ᵒC) desde 5 ᵒC a 91 ᵒC. ¿Cuál es el calor 
suministrado? Q= 2407,09 J 
 
6) Para fundir 3 g de agua hacen falta 1.000 J ¿Cuál es el Calor Molar de Fusión (entalpía 
de fusión) del agua? ΔHfus= 6 KJ/mol 
 
7) Si el calor de fusión (ΔHf) del NaCl es 28,42 kJ/mol, ¿Cuánto calor será necesario para 
fundir 532 g de NaCl? ΔHfus= 258,33 KJ 
 
8) Calcular el calor de fusión (ΔHf) del AgBr si hacen falta 218 J para fundir 4,5 g de dicha 
sustancia. ΔHfus= 9096,4 J o 9,0964 KJ 
 
9) El calor de vaporización (ΔHv) del agua es 40,6 kJ/mol, indique la cantidad de agua 
líquida en ebullición que puede evaporarse con 8900 J. Moles de agua= 0,22 mol 
 
10) Si la reacción: 2 H2 (g) + O2 (g) 2H2O (g) ΔH= - 483,2 kJ (observe que el calor de 
reacción está indicado para la estequiometría de la reacción dada). Calcule el calor 
que se desprenderá si se queman 2,75 moles de O2. ΔH= -1328,8 KJ 
 
11) El calor de formación del CaCO3 (o entalpía de formación que se da a partir de sus 
componentes elementales al estado natural) es de ΔH= – 1.205 kJ y responde a la 
ecuación: Ca (s) + C (s) + 3/2 O2 (g) CaCO3 (s). Determine el calor puesto en juego 
cuando se forman 21 g del compuesto. ΔHf= 253,05 KJ 
 
12) La entalpía estándar de formación CO2 (g) es -393,5 kJ/mol, la del agua líquida - 285,8 
kJ/mol y la del metano (g) -748,0 kJ/mol. Calcular la variación de entalpía de la 
reacción de combustión del gas metano. RTA: ΔHr = -217,1 kJ/mol. 
 
13) El calor de combustión de la sacarosa sólida C12 H22 O11 es de -5.643 kJ/mol. 
Determinar el calor en J que se producen al quemar 2,5 g de sacarosa (un caramelo). 
RTA: -41193,9 J. 
 
14) La glucosa se oxida en el cuerpo humano según la reacción: 
C6 H12 O6 (s) + 6 O2 (g) 6 CO2 (g) + 6 H2O (l) ΔH: -2.820 kJ 
El 40 % de esta energía es aprovechable para actividades musculares. ¿Cuánta 
energía de este tipo se podrá obtener de la oxidación de un gramo de glucosa? 
RTA: -6,26 kJ. 
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15) Dadas las entalpías estándar de formación: 
ΔHf CO (g) = – 110,5 kJ/mol 
ΔHf CO2 (g) = – 393,5 kJ/mol 
Hallar la entalpía de la siguiente reacción: CO (g) + ½ O2 (g) CO2 (g) 
RTA: ΔHr = -284 kJ/mol. 
 
16) Hallar la entalpía de formación de metanos conociendo las entalpías de reacción: 
C (grafito) + O2 (g) CO2 (g) ΔH: -393,5 kJ/mol 
H2 (g) + ½ O2 (g) H2O (l) ΔH: -285,8 kJ/mol 
CH4 (g) + 2 O2 (g) CO2 + 2 H2O ΔH: -890,4 kJ/mol 
RTA: ΔHf = -74,7 kJ/mol. 
 
17) Escribe la reacción de formación del SH2 (g) y calcula su entalpía estándar de 
formación a partir de los siguientes datos: 
SH2(g) + 3/2 O2 (g) → SO2 (g) + H2O (liq) 
ΔHr = -561.8 kJ/mol. 
ΔHf° SO2(g) = -296.4 kJ/mol 
ΔHf° H2O (liq) = -285.9 kJ/mol 
RTA: ΔHf° SH2 = -20,5 kJ/mol 
 
18) Determinar ΔHf0 del etano (C2H4) a partir de los calores de reacción de las siguientes 
reacciones químicas: 
H2(g) + ½ O2(g)→H2O(l) ΔH0 = –285,8 kJ 
C(s) + O2(g) → CO2(g) ΔH0 = –393,13 kJ 
C2H4(g) + 3 O2(g) → 2 CO2(g) + 2 H2O(l) ΔH0 = –1422 KJ 
RTA: ΔHf0 = 64,14 kJ/mol 
 
19) En el proceso de fermentación de la glucosa, se produce etanol y CO2 (g) según la 
siguiente reacción: C6H12O6 (s) C2H5HO (l) + CO2 (g) 
Balancee la expresión y determine: a) El ΔH de reacción conociendo que los ΔHf de 
glucosa, etanol y dióxido de carbono son ΔHf0 -1274,4 kJ/mol, ΔHf0 -277,7 kJ/mol y 
ΔHf0 -393,5 kJ/mol, respectivamente. b) El volumen de CO2 producido si fermentan 
1,2 moles. 
RTA: a) ΔHr = -68 kJ/mol. b) 57,6 L. 
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20) Calcular la variación de la energía libre de Gibbs para la combustión del metano a 
298K. 
Datos: ΔHf0 CH4 (g) = -74,8 kJ/mol ΔS0 CH4 (g) = 186,3 J/mol K 
ΔHf0 CO2 (g) = -393,5 kJ/mol ΔS0 CO2 (g) = 213,4 J/mol K 
ΔHf0 H2O (g) = -241,6 kJ/mol ΔS0 H2O (g) = 188,7 J/mol K 
 ΔS0 O2 (g) = 49,0 J/mol K 
RTA: ΔG = -893,09 kJ/mol. 
 
21) Para una determinada reacción a 25 ᵒC, los valores de ΔH0 y ΔS0 son respectivamente 
10,5 kJ/mol y 30,0 J/mol K. a) Justificar numéricamente si la reacción será espontánea 
o no. b) ¿Es una reacción exotérmica? ¿Por qué? c) Suponiendo constantes ambas 
funciones de estado, calcular la temperatura a la que el sistema está en equilibrio. 
RTA: a) ΔG = 1,56 kJ/mol. Reacción NO espontánea. b) No es una reacción 
exotérmica, es endotérmica debido a que ΔH es positiva. c) T = 350 K. 
 
PROPUESTOS: 
1) El calor de combustión del etanol es de - 1.371 kJ/mol. Si una botella de cerveza (330 
mL y densidad = 1,00 g/mL) contiene 3,2 %p de alcohol, ¿Qué contenido energético 
tiene el alcohol de una botella de cerveza? RTA: -314,73 kJ. 
 
2) Dietas: el contenido energético de las grasas es de 39 kJ/g, en tanto que para las 
proteínas e hidratos de carbono es de 17 y 16 kJ/g respectivamente. Una persona de 
70 kg usa 335 kJ/h mientras descansa y 1250 kJ/h mientras pasea a 6 km/h. ¿Cuántas 
horas diarias debería caminar (en lugar de descansar) una persona si consumiera: a) 
100g de grasa b) 100g de proteínas? RTA: a) 3,12 hs. b) 1,36 hs. 
 
3) En la combustión de glucosa se produce energía que es utilizada por los organismos 
vivos para desarrollo y actividad física de los mismos. Determinar: 
a) El ΔH de reacción para la combustión de una mol de glucosa ΔHf0=-1274,4 kJ/mol. 
RTA: ΔHr = -2801,4 kJ/mol 
 
b) La masa de H2O que se puede calentar de 20º C a 100º C con esa energía. 
RTA: 83773,92 g. 
 
 
 
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4) En el proceso de fotosíntesis se produce glucosa según la reacción: 
CO2 + H2O C6H12O6 + O2. Balancee la ecuación y calcule el ΔHr y el ΔH para 
producir 1 kg de glucosa conociendo las entalpías de formación de cada compuesto. 
RTA: ΔHr = 2801,4 kJ/mol, y ΔH = 15563,33 kJ. 
 
5) Calcule el calor necesario para calentar 35,2 g de agua que se encuentra a –12,5ºC y 
se desea llevarlo al estado gaseoso a 122ºC (P= 1atm). Calcule además el volumen del 
gas a la temperatura alcanzada. RTA: ΔH=Q=19789,79 J // V = 63,34 L. 
 
6) Calcula el calor de formación del ácido metanoico (HCOOH), a partir de los siguientes 
calores de reacción: 
C (s) + ½ O2 (g) → CO (g) ΔH = –110,4 kJ/mol 
H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (l) ΔH = –285,5 kJ/mol 
CO (g) + ½ O2 (g) → CO2 (g) ΔH = –283,0 kJ/mol 
HCOOH (l) + ½O2 (g) → H2O(l) + CO2(g) ΔH = –259,6 kJ/mol 
RTA: ΔHr = -419,3 kJ/mol.