Este documento describe los conceptos básicos de la cinética química y el equilibrio químico. Explica que la cinética química estudia las velocidades de las reacciones químicas y los factores que afectan la velocidad, como la concentración, temperatura y catalizadores. También define el equilibrio químico y la constante de equilibrio, y describe cómo se ven afectados por cambios en la concentración, presión y temperatura según la ley de Le Chatelier. Por último, introduce brevemente los

1. CINETICA
CINETICA QUIMICA - ELECTROQUIMICA
Es la parte de la Química que se encarga de estudiar las
velocidades de las reacciones químicas.
VELOCIDAD DE UNA REACCION: (Vr)
Nos indica la rapidez con que desaparecen los compuestos
reaccionantes o aparecen los productos de la reacción.
Las cantidades de las sustancias se expresan en
concentración o molaridad.
[ ]
V
n
=
L
mol
[ ]
t
Vr
∆
∆
±=
min.L
mol
Ahora: ( - ) : Si es reactante
( + ) : Si es producto
Sea la reacción:
1A + 3B → 2C
Significado:
Por 1 mol de A que se consume (1 velocidad)
se consume 3 mol de B (3 velocidades) y
se forma 2 mol de C (2 velocidades)
Ley: r
CBA
V
2
V
3
V
1
V
===
FACTORES QUE ALTERAN LA VELOCIDAD DE UNA
REACCION
1) Naturaleza de los Reactantes
Los elementos y compuestos poseen fuerzas específicas
dependientes de su estructura atómica que determinan su
tendencia a reaccionar:
F2 + H2 → + rápido
I2 + H2 → + lento
F: más activo.
La influencia de la concentración en la velocidad de
reacción lo determina la Ley de Acción de Masas de
GULDBERG y WAAGE que dice:
“La velocidad de una reacción química es directamente
proporcional al producto de las concentraciones de las
sustancias reaccionantes elevadas a sus respectivos
coeficientes estequiométricos”.
Sea la reacción:
aA + bB → cC ; a, b, c = coeficiente estequiom.
[ ] [ ] ca
r BAKV =
K = Constante específica de la reacción.
Nota:
a) A + B → Productos
V = K [A]1
[B]1
. . . . . . . . . Orden: 2
b) A + 2B → Productos
V = K [A]1
[B]2
. . . . . . ……Orden: 3
2) Temperatura
La observación experimental muestra que el aumento de
temperatura se traduce en un aumento en la Vr y que el
descenso en aquella determina que la Vr disminuya.
El efecto producido por la temperatura es específico para
cada reacción, los mismos aumentos de temperatura no
producen iguales variaciones en reacciones distintas.
En general: por cada 10 ºC de incremento de temperatura
la Vr se duplica y el tiempo se reduce a la mitad.
Ejemplo: ºC Vi t
10º V1 t
20º 2V1 t/2
30º 4V1 t/4
3) Superficie de los reactantes
Es condición indispensable, para que haya combinación,
que las partículas de los reaccionantes entren en contacto
íntimo, que haya choques moleculares; por lo tanto
cuanto más divididas se hallen mayor será la posibilidad
de realizarse el choque entre sus partículas.
El estado de máxima división de la materia es el gaseoso,
en el que las moléculas se mueven libremente en el
recipiente que las contiene.
4) Catalizador
Son sustancias químicas que influyen en la velocidad de
reacción (CATALISIS).
El tipo y la cantidad de catalizador depende de la reacción
química.
El catalizador permanece inalterable en la reacción.
• Catalizador positivo.- Simplemente catalizador,
acelera la Vr y esto se logra disminuyendo la energía
de activación del sistema.
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CICLO ENERO – MARZO 2006-I Pag. 1
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PREPARACIÓN A LA:
UNIVERSIDAD NACIONAL MAYOR DE SAN MARCOS

2. CENTRO PRE UNIVERSITARIO QUIMICA
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• Catalizador negativo.- Es aquel catalizador que
retarda la Vr; esto se logra aumentando la energía de
activación del sistema.
• Catálisis Homogénea.- Es una reacción que se lleva
a cabo en presencia de un catalizador que se
encuentra en el mismo estado que las sustancias
participante.
)g(2)g(2 OSO2 + )g(3SO2
• Catálisis Heterogénea.- Cuando el catalizador no se
encuentra en el mismo estado que los reaccionantes.
2)g(2 OSO2 + 3SO2
EQUILIBRIO QUIMICO
Es un fenómeno que se presenta en sistemas reversibles con
las siguientes características:
1. La velocidad de la reacción directa es igual a la
velocidad de reacción inversa.
2. Las concentraciones de todas las sustancias durante el
equilibrio permanecen constantes.
3. Algunas propiedades físicas tienen un valor constante
durante el equilibrio o uniformes durante el equilibrio.
Constante de Equilibrio (Kc)
Es el valor que caracteriza a un sistema en equilibrio y solo
depende de la temperatura, es decir para cada temperatura
existe un valor determinado del Kc.
Se evalúa con las concentraciones de equilibrio.
Sea la reacción:
aA + bB cC + dD (1)
según la Ley de acción de masas de GULDBERG y WAAGE.
VD = KD [A]a
[B]b
Vi = Ki [C]c
[D]d
VD = Vi
i
p
c
K
K
K = ⇒
[ ] [ ]
[ ] [ ] ba
dc
c
BA
DC
K =
Constante de Equilibrio (Kp)
Es el valor que caracteriza el equilibrio y se evalúa con las
presiones parciales de las sustancias gaseosas en equilibrio.
Tiene características similares al Kc.
Para la ecuación (1)
b
B
a
A
d
D
c
C
p
)P()P(
)P()P(
K =
Relación entre Kc y Kp
n
cp )RT(KK ∆
=
∆n = (c + d) – (a + b)
Nota: Si ∆n = 0
Kp = Kc no tiene unidades.
Constante de la Fracción Molar (Kx)
De (1): b
B
a
A
d
D
c
C
x
)fm()fm(
)fm()fm(
K =
CONSIDERACIONES:
1. Kc = f(T)
2. La Kc es una propiedad intensiva, es decir su valor es
independiente de la cantidad de materia que se analiza.
3. Depende de cómo se escribe la ecuación.
4. El catalizador no afecta el valor de la Kc porque
incrementa o disminuye la Vr en igual proporción en
ambas direcciones.
5. En las reacciones heterogéneas debido a que la
concentración de los sólidos permanecen invariables
estas no intervienen en el cálculo de la Kc.
PRINCIPIO DE LE-CHATELIER
Este principio indica que ante cualquier agente externo
(concentración, presión, temperatura) que perturba un
sistema se desplaza en el sentido que tiende a contrarrestar
dicha perturbación y restablecer el equilibrio.
1) Efecto de la Presión
Si a un sistema en equilibrio gaseoso se aumenta la
presión, la reacción se desplazará hacia el lado que se
produce disminución de volumen.
Ejemplo: N2 + 3H2 2NH3
4V 2V
Si: P aumenta ⇒ la reacción se desplaza hacia la
derecha.
* [ NH3 ]: aumenta; [ N2 ] y [ H2 ]: disminuye.
2) Efecto de la Temperatura
Cuando se aumenta la temperatura la reacción se
desplaza en el sistema que absorba más calor, si la
reacción es ENDOTERMICA (absorbe calor) el
desplazamiento será en sentido directo. Si la reacción es
EXOTERMICA (desprende calor) se realiza en sentido
inverso.
Ejemplo:
Sentido Exotérmico
N2 + 3H2 2NH3 + Q
Sentido Endotérmico
¿Si enfriamos el sistema?
Como: ∆H < 0 ⇒ la reacción es exotérmica se
desplaza hacia la derecha.
* [ NH3 ]: aumenta; [ N2 ] y [ H2 ]: disminuye.
3) Efecto de la Concentración
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Lopez Guerrero Miller Pag. 2
NO2(g)
V2
O5(g)
VD
Vi

3. CENTRO PRE UNIVERSITARIO QUIMICA
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Cuando se aumenta la concentración de un reactante
entonces se dará lugar a una mayor concentración de
productos.
Ejemplo:
¿Qué sucede si el sistema en equilibrio se adiciona H2?
H2O(g) H2(g) + O2(g)
* Se desplaza hacia la izquierda
[H2O] aumenta; [H2] y [O2]: disminuye.
ELECTROQUIMICA
Estudia las relaciones que existen entre las reacciones redox
y la energía eléctrica. Numerosas son las aplicaciones de la
electroquímica; tales como, la obtención de energía eléctrica
por medio de pilas o baterías, como pilas para relojes y
calculadoras, pilas para radio y otros artefactos, baterías para
automóviles hasta las baterías de hidrógeno-oxígeno usadas
en los transbordadores espaciales. También se obtienen
muchos elementos en estado puro por descomposición de
compuestos a través de energía eléctrica, tal como el cloro,
usado como purificador de agua.
La electroquímica estudia las celdas electrolíticas y las celdas
galvánicas. Estos son dispositivos donde se llevan a cabo los
procesos electroquímicos.
CELDAS ELECTROLITICAS
ELECTROLISIS
Es la obtención de una reacción redox no espontánea al
suministrar energía eléctrica a los reactantes. Se realiza en
una celda electrolítica.
ELEMENTOS DE UNA CELDA ELECTROLITICA
Electrodo.- Es un dispositivo en donde se deposita o libera
un producto de la reacción redox. Está hecho de material no
reactivo, tal como Pt, Hg o C (grafito).
Puede ser:
- Cátado (atrae cationes).- Electrodo donde ocurre la
reducción. Es negativo Θ.
- Anodo (atrae aniones).- Electrodo donde ocurre la
oxidación. Es positivo ⊕.
- Electrólito.- Es el líquido puro o la solución que permite el
flujo de electrones.
- Batería.- Es, en este caso, una fuente de corriente
continua.
ELECTROLISIS DEL CLORURO DE SODIO FUNDIDO
NaCl( l )
Sabiendo que la temperatura de fusión de NaCl es 801 ºC, la
reacción tiene lugar a una temperatura no menor a esta.
Escribimos las ecuaciones respectivas en el proceso redox:
Cátodo (reducción) : 2Na+1
+ 2e-
→ 2Na( l )
Anodo (oxidación) : 2Cl-1
→ Cl2(g) + 2e-
Reacción neta : 2Na+1
+ 2Cl-1
→ 2Na( l ) + Cl2(g)
2NaCl( l )
- En el cátodo se obtiene Na( l ).
- En el ánodo se obtiene Cl2(g).
- Un esquema representativo de la electrólisis es el siguiente:
Conceptos Electrolíticos:
a) Equivalente Electroquímico (K): Es la masa de un
elemento depositado o liberado por un electrodo, cuando
atraviesa la carga de 1 Coulomb.
b) Equivalente gramo o Químico (Eq): Es la masa de un
elemento depositado o liberado por un electrodo, cuando
atraviesa la carga de 1 Faraday.
1 Faraday (Fd) = 96 500 Coulomb (Cb)
Entonces:
K =
96500
Eq
gramos
c) Al pasar la carga de 1 Fd por una celda electrolítica,
atraviesan por la misma 6,023 . 1023
electrones, es decir
el Nº de Avogadro.
Leyes de Faraday:
1ª. Ley: “las masas de los elementos depositados o liberados
por los electrodos de una celda electrolítica son
proporcionales a la carga eléctrica que circula por ella”.
W(x) = K(x) q (I)
Pero:
W(x) = K(x) . I . t (II)
Además:
96500
Eq
K
)x(
)x( =
Se obtiene:
96500
t.I.Eq
W
)x(
)x( = gramos (III)
( I → Amperio (A) ; t → segundos (s) )
2ª. Ley: “Las masas de los elementos depositados o liberados por
los electrodos de 2 ó más celdas conectadas en serie por donde
circula una misma corriente, son proporcionales a sus Pesos
Equivalentes”.
constante
PEq
W
PEq
W
PEq
W
C
C
B
B
A
A
===
O también:
# EqA = #EqB = #EqC = constante
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Lopez Guerrero Miller Pag. 3
+ -
e-
e-Cl2(g)
Na(l)
NaCl(l)
Anodo Catodo
Electrólito

4. CENTRO PRE UNIVERSITARIO QUIMICA
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CELDAS GALVANICAS
También conocidas como celdas voltánicas o, en términos
comunes, baterías o pilas. Son dispositivos en donde el
agente oxidante y el agente reductor de una reacción redox
espontánea permiten el flujo de electrones por un conductos
externo generado de esta manera energía eléctrica.
ELEMENTOS DE UNA CELDA GALVANICA
Electrodo.- Es el que permite la conducción del flujo de
electrones a través de la solución. Por lo general, es una
barra de metal.
Puede ser:
Cátodo ⇒ Electrodo donde ocurre la reducción.
Es positivo ⊕, pues, la reducción consume electrones y éste
queda cargado positivamente.
Anodo ⇒ Electrodo donde ocurre la oxidación.
Es negativo Θ, pues, la oxidación libera electrones y éste
queda cargado negativamente.
El cátado y el ánodo se encuentran en soluciones separadas,
cada una de las cuales representa una media celda.
Puente salino.- Es una solución de una sal contenida en un
tubo en U invertido, cuyos extremos se encuentran obstruidos
por membranas porosas impidiendo la mezcla de las
soluciones y permitiendo el flujo de iones de una a otra media
celda.
Media celda.- Es la solución que contiene el electrodo y el
electrólito, que es una sal del mismo metal con que está
hecho el electrodo. En la celda galvánica, las medidas celdas
están conectadas por el puente salino.
Voltímetro.- Es un instrumento que mide la diferencia de
potencial o voltaje entre los electrodos. Su lectura está dada
en volts (V).
Reacciones de cada media celda:
Cátodo (reducción): Cu+2
(ac) + 2e-
→ Cu(s)
Anodo (oxidación) : Zn(s) → Zn+2
(ac) + 2e-
Reacción neta : Cu+2
(ac) + Zn(s) → Cu(s) + Zn+2
(ac)
DIAGRAMA DE CELDA.- Es la notación de una celda
galvánica. En nuestro ejemplo, el diagrama de celda es el
siguiente:
Zn(s) / Zn+2
(ac) , 1 M // Cu+2
(ac) , 1 M/Cu(s)
POTENCIAL ESTANDAR DE CELDA ( )º
celdaε
El potencial estándar de una celda se obtiene sumando el
potencial estándar de reducción ( )º
redε del agente oxidante
y el potencial estándar de oxidación ( )º
oxε del agente
reductor.
º
ox
º
red
º
celda ε+ε=ε
En la celda vista en nuestro ejemplo anterior, los datos que
proporciona la tabla para los reactantes son:
Cu+2
(ac) + 2e-
→ Cu(s) ; εº
= + 0,34 V
Zn+2
(ac) + 2e-
→ Zn(s) ; εº
= - 0,76 V
El potencial de reducción de Cu+2
a Cu es mayor, por lo tanto
Cu+2
se reduce a Cu, y Zn+2
, para lo cual cambia su sentido
de semirreacción y su potencial cambia de signo:
Zn(s) → Zn+2
(ac) + 2e-
; εº
= + 0,76 V
Ahora, escribimos las respectivas semireacciones del
proceso redox:
Cátodo : Cu+2
(ac) + 2e-
→ Cu(s) ; εº
red = + 0,34 V
Anodo : Zn(s) → Zn+2
(ac) + 2e-
; εº
ox = + 0,76 V
Reacción neta: Cu+2
(ac) + Zn(s) → Cu(s) + Zn+2
(ac) ; εº
celda = +1,10 V
Observaciones:
- Cuando se invierte el sentido de la semirreacción, εº
cambia de signo.
reducción : Z+2
n(ac) + 2e-
→ Zn(s) ; εº = -0,76 V
oxidación: Zn(s) → Zn+2
(ac) + 2e-
; εº = +0,76 V
- Cuanto más positivo sea el potencial de reducción
( )º
redε , más fácilmente se reducirá la sustancia del lado
izquierdo de una semirreacción.
- Cuanto más negativo sea el potencial de reducción
( )º
redε , es más probable que ocurra la reacción inversa.
- En los reactantes de una reacción redox, la especie que
presenta mayor potencial de reducción ( )º
redε se
reduce; significa también que, la especie con mayor
potencial de oxidación ( )º
oxε se oxida.
- Los potenciales de reducción estándar no dependen de
los coeficientes estequiométricos, siempre que la
ecuación esté balanceada:
Ag+1
(ac) + e-
→ Ag(s) ; εº
= +0,80 V
2Ag+1
(ac) + 2e-
→ 2Ag(s) ; εº
= +0,80 V
Importante:
- Si 0º
celda >ε ⇒ La reacción ocurre en sentido directo.
Es espontánea en sentido directo.
- Si 0º
celda <ε ⇒ La reacción ocurre en sentido inverso.
No es espontánea en sentido directo.
- Como ejemplo, el hierro galvanizado es el recubrimiento
de hierro con una capa delgada de zinc. Siendo el
potencial de oxidación de Zn (+0,76 V) mayor que el
potencial de oxidación de Fe (+0,44 V); entonces, la
capa de zinc se oxida antes y protege al hierro.
PROBLEMAS DE APLICACIÓN
1. Marque verdadero (v) o falso (f) según convenga:
( ) El equilibrio químico es un fenómeno propio de las
reacciones reversibles.
( ) Una vez alcanzado el equilibrio químico, la velocidad de
reacción directa supera la velocidad de reacción inversa.
( ) En el equilibrio químico las concentraciones de todas las
sustancias permanecen constantes.
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media celda
de oxidación
media celda
de reducción
puente salino

5. CENTRO PRE UNIVERSITARIO QUIMICA
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( ) La velocidad de una reacción química, es proporcional a
las concentraciones de las sustancias reaccionantes.
a) VFFV b) VVVV c) VFVV
d) FFVV e) VFVF
2. Si “v” es la velocidad de, la reacción señalada y “K” la
constante de velocidad en esta reacción. ¿Cuál es al
representación mas apropiada para la velocidad?
2 P + Q R + 3 S
a) V = K [P] [Q] b) V = K [R] [S]3
c) V = K [P]2
[Q]
d) V = K [R] [S] e) V = K
[ ] [ ]
[ ][ ]3
2
SR
QP
3. Dado el sistema: J(g) + 3B(g) C(g) + P(crist)
Se logra el equilibrio químico con las siguientes
concentraciones:
[J] = 0.02 mol/I ; [B] = 0.4 mol/l ; [C] = 0.008 mol/l
a) 1.25 b) 6.25 c) 0.25 d) 12.5 e) 3.15
4. A partir de 12 moles de P se genera el siguiente equilibrio:
2P(g) + Q(s) 2R(g)
Si la constante de equilibrio Kc es igual a 9, ¿Cuál es el
número de moles de R, en el equilibrio?
a) 2 b) 3 c) 6 d) 9 e) 12
5. Inicialmente se utilizan 24 moles de hidrógeno y 24 moles de
yodo. Calcular la constante de equilibrio si en el equilibrio se
hallan 6 moles de hidrógeno?.
H2(g) + I2(g) HI(g)
a) 36 b) 48 c) 24 d) 12 e) 54
6. Se hacen reaccionar 10 moles de agua con 10 moles de
monóxido de carbono en un tanque de 10 l a 780º C. Si el 30
% del agua reacciona con el monóxido de carbono, hallar Kc.
a) 0.184 b) 0.632 c) 0.555
d) 0.326 e) 0.125
7. Dado el sistema: 203(g) 302(g)
Con Kc= 25.4 1011
a la temperatura de 1 727ºC
a) 4,16.1014 b) 2,18.1012 c) 3,12.1010
d) 1,2.1012 e) 2,1012
8. Respecto a los sistemas en equilibrio y sus constantes Kc y Kp
¿Cuáles son falsas?
I. A(g) 4 B(g) ; Kc = Kp (RT)-3
II. CO2(g) C O(g) + CI2(g) ; Kp = Kc (RT)
III. CO2(g)+ H2(g) CO(g) +H2O(g) ; Kp = Kc
a) Sólo I b) Sólo II c) Sólo III
d) Ninguna e) Todas
9. Marque la proposición correcta:
a) El catalizador afecta el valor de la constante en equilibrio
b) En las reacciones heterogéneas las concentraciones de
sólidos puros si participan en el calculo de la constante de
equilibrio.
c) La constante de equilibrio es una propiedad intensiva
d) La constante de equilibrio no depende de la temperatura
e) Para las reacciones: 203) 302 y 302 203 la
constantede equilibrio es la misma.
10. A una temperatura de 16ºC, cierta reacción química se
desarrolla a 2,5 mol/I min. ¿Con que velocidad se desarrolla la
misma reacción a 46ºC?
a) 2,5 mol/I min b) 12,5 mol/I c) 7,5 mol/I min
d) 5 mol/I min e) 20 mol/I min
11. Identifique las relaciones correctas
I. 3A+B Productos : orden = 3
II. M+2N Productos : v = K [M]2
[N]
III. 3Q +3R Productos : orden = 6
IV. 2T+3U Productos : v = K [T]2
[U]3
a) Sólo I b) Sólo III c) Sólo IV
d) III y IV e) I y II
12. Considere la reacción: 1A(g) + B(g) C(g)
Si la concentración de A varía desde 0,02 mol/I hasta 0.01
mol/I y la de B desde 0,04 mol/I hasta 0.32 mol/I. ¿Cuántas
veces aumenta la velocidad directa?
a) 2 veces b) 3 veces c) 4 veces
d) 6 veces e) 8 veces
13. Determine el valor de la constante especificada para la
velocidad de reacción en:
P(g) + 2Q(g) R(g)
Sabiendo que para las concentraciones de P y Q iguales a
0,003 y 0,005 mol/L la reacción directa tiene una velocidad de
1,5 10-6
mol/I.min.
a) 100 000 b) 4.10-6
c) 3.105
d) 2.10-5
e) 2.107
14. Si la reacción química E(g) + F(g) G(g)
Se desarrolla a 17ºC y dura 8 minutos 30 segundos. Entonces
la temperatura de 37º C la misma reacción durará:
a) 17 min. b) 8 min. 30 s c) 2 min 7,5 s
d) 4 min 15 s e) 34 min 45 s
15. En la reacción U + S X; expresar la velocidad, si:
Nº Exp. [U] [S] Velocidad
1 0.30 0.15 0.02
2 0.30 0.60 0.32
3 0.15 0.30 0.02
4 0.15 0.60 0.08
a) v = K [U]2
[S]2
b) v = K [U] [S]2
c) v = K [U] [S]
d) v = K [U]2
[S] e) v = K [U]3
[S]
16. Si: [ ]i = concentración molar inicial [ ]f = concentración
molar final Además: [X]i = 0.025 mol/I [Y]i = 0.002 mol/I [X]f =
0.050 mol/I [X]f = 0.075 mol/I
Calcular la velocidad de reacción final para:
2x + Y 2w
Si la velocidad de reacción inicial es 0.1 mol/I.min
a) 12.5 mol/I min b) 15 mol/I min c) 10.5 mol/I min
d) 0.86 mol/I min e) 0.65 mol/I min
17. En la reacción: 2A(g) + 3B (g) 2C(g)
La constante de equilibrio es Kc = 2,5, si la constante
especifica de velocidad de reacción inversa es Ki = 2.103
.
Calcular la constante especifica para la reacción directa y la
velocidad de reacción directa si A y B tienen concentraciones
0,05 M cada uno.
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6. CENTRO PRE UNIVERSITARIO QUIMICA
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a) KD= 1.104
b) KD= 5.103
c) KD= 6.5.10-4
v= 2.5.103
v= 1.56.10-3
v= 2.8.10-2
d) KD= 3.106
e) KD= 3.8.10-3
v= 2.3.10-2
v= 1.9.105
18. Indicar las reacciones que se desplazan a la izquierda, por un
aumento de volumen.
I) NO(g) N2(g) + O2(g)
II) PCI 5(g) PCI3(g) + CI2(g)
III) NO(g) + CI2 NOCI2
a) I y II b) I c) II d) III e) II y III
19. Una de las reacciones indeseables es la producción del
amoniaco es la siguiente:
4NH3(g) + 3O2(g) 2N 2 (g) + 6 H2 O(g) + CALOR
Indicar el procedimiento adecuado que permita disminuir el
rendimiento de dicha reacción química.
a) Aumentar la presión y la temperatura
b) Disminuir la presión y la temperatura
c) Aumentar la presión y bajar la temperatura
d) Aumentar el volumen y bajar la temperatura
e) Disminuir la presión y aumentar la temperatura
20. Hallar KC/ KP a 727ºC para las reacciones en el equilibrio (R=
constante de los gases ideales).
I. H2 (g) + CL2 (g) HCI (g)
II. O2 (g) O3 (g)
a) 100 R: 100 R b) 100 R; 10 R c) 100 R; 1
d) 10 R:10 000R e) 1: 1000 R
21. Respecto al sistema en equilibrio:
N2 (g) + O2 (g) + CALOR 2 NO(g)
Marque la proposición incorrecta:
a) Al disminuir la concentración de NO(g) la reacción se
desplaza hacia la derecha.
b) Las variaciones de presión no alteran el equilibrio
c) Al enfriar el sistema se desplaza hacia la derecha
d) Es una reacción endotérmica
e) Kc = Kp
22. En el equilibrio y para el sistema:
A (g) + 2B (g) C(g) + 3D(g)
Se tienen las siguientes concentraciones:
[A] = 0,2 mol/I [B] = 0,4 mol/I
[D] = 0,2 mol/I
Luego calcular la constante en equilibrio
a) Kc =
32
1
b) Kc =
2
1
c) Kc =
4
1
d) Kc =
3
1
e) Kc =
8
1
23. Dada la reacción química:
4A(g) + 3B(g ) 8C(g) + 12D(g)
Se deduce que la velocidad experimental para la reacción de A
es de 2,4 mol/I.min. Luego no es cierto:
a) El reactante B se gasta a razón de 2,8 mol/I.min.
b) La velocidad neta para la reacción es de 0.6 mol/I.min
c) C se forma con una velocidad neta de 15,2 mol/I.min
e) El producto D se genera con una velocidad de 6,4 mol/I.min
24. Considere la reacción química:
3P(g) + Q(g) PRODUCTOS
Si el volumen donde se desarrolla la reacción se reduce a la
cuarta parte. ¿Qué velocidad hay entre la velocidad final de
reacción y la velocidad inicial de reacción.
a) 64:I b) 35:2 c) 256:1
d) 128:1 e) 15:2
25. Cuando se da la reacción:
R(g) + 3S(g) 2U(g)
La concentración de reacción es 0varía de 0,4 mol/L a 0,02
mol/L y la de S de 0,2 mol/L a 0,1 mol/L ¿ Cómo varía la
velocidad de Reacción directa?
a) La velocidad final es 20 veces la velocidad inicial.
b) La velocidad final es 96 veces la velocidad inicial.
c) La velocidad final es 160 veces la velocidad inicial.
d) La velocidad final es 184 veces la velocidad inicial.
e) N.A.
26. Como varia la velocidad de reacción en:
2NO(g) + O2 (g) 2NO(g)
a) Aumenta 24 veces b) Disminuye a 18 veces
c) Aumenta a 27 veces d) Aumenta a 20 veces
e) disminuye a 9 veces
27. Marque verdadero ( V ) o falso ( F ) según convenga:
( ) La velocidad de la reacción depende de la naturaleza de
los reactantes pero no de su concentración.
( ) En la catálisis negativa aumenta el numero de choques
intermoleculares.
( ) La reacción a nivel atómico es más lenta que la reacción a
nivel molecular.
( ) Las sustancias iónicas son más activas, químicamente, a
nivel de solución que en el estado sólido.
a) FVVF b) FFFV c) FFFF
d) FFVV e) FVFV
28. Calcular el valor de la constante de equilibrio para la reacción
elemental A+B C; si la constante especifica de
velocidad de reacción directa es 4,8x104
S-1
y la constante
especifica de velocidad de reacción inversa es 6x102
S-1
a) 8,0 x103
b) 80 c) 8,0 x106
d) 8,0 x102
e) 8,0 x108
29. Los valores experimentales que arroja una experiencia sobre
cinética química para:
S+R productos; son:
ENSAYO [S]0 [R]0 ν0
Nº 1 0.45 1.80 0.02
Nº 2 0.90 1.80 0.04
Nº 3 0.45 0.90 0.005
Luego se pide calcular el orden de la reacción siendo:
[ ]0 = concentración molares iniciales
ν0 = velocidad inicial
a) Orden = 1 b) Orden = 2 c) Orden = 3
d) Orden = 4 e) Orden = 5
30. Cual de las afirmaciones son correctas?
I. en la reacción N2 + H2 = NH3 NH3
la velocidad de reacción directa multiplicada por un factor 625
si el volumen se reduce hasta un 20%
II) La reacción H2 = I2 HI es de tercer orden
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III) En la reacción hipotética 3A + 2B
1
4
C
Si el reactante A se consume con una velocidad de 0,48
mol/II.min. , el producto C se forma con una velocidad de
0,004 mol/Lmin.
a) Sólo I b) Sólo II c) Sólo III
d) I y III e) I, II, III
31. La reacción mostrada se desarrolla a 18ºC:
Fe (s) + O2(g) Fe2O3(s)
Entonces:
a) A 28º C se produce en la mitad de tiempo
b) A 36º C se produce en la mitad de tiempo
c) A 36º C se produce con un doble de rapidez
d) Su velocidad se duplica a 38º C
e) Su velocidad se reduce a la mitad a 38º C.
32. Se producen por la aplicación de la corriente eléctrica se
realiza en:
a) Pilas o Celdas Galvánicas b) Acumuladores
c) Celdas electrolíticas d) Extinguidores
e) Calorímetros
33. Un litro de solución de Cd (SO4), 0,1 M es electrolizado por
una corriente de 0,55A. Durante 0,6 horas. ¿Cuántos gramos
de Cd se depositarán? P.A. (Cd = 112,4)
a) 0,59 g b) 0,49 g c) 0,69 g
d) 0,79 g e) 0,89 g
34. Cual será el promedio de corriente eléctrica, que puede
producir mediante la converción de 200 gramos de Fe3+ en
Fe2+ durante 5 horas. P.A. (Fe = 56).
a) 19,1A b) 20,1 c) 18,1
d) 22,1 e) 23,1
35. Cuantas horas se requieren para depositar 7 gramos de Zinc
en la electrolisis del C  2 Zn cuando se usan 0,7 amperios de
intensidad de corriente. P.A. (Zn = 65)
a) 8,15 b) 8,25 c) 8,36
d) 8,46 e) 9,46
36. Calcular la cantidad de Aluminio que podría obtenerse en un
día de 50 cubas de electrolisis de una fusión de óxido de
Aluminio; si cada cuba funciona con una intensidad de 10,000
Amperios y el rendimiento catódico de corrientes es del 80%.
P.A. (Al = 27).
a) 3223212 g b) 322684 g c) 322467 g
d) 322637 e) N.A.
37. Cuantos gramos de agua descompondrá una corriente de 1,5
Amperios, si pasa a través de solución acuosa de H2SO4,
durante 8 horas? P.A. ( H.=I; = 16 )
a) 4,5 g b) 4,6g c) 4,3 g
d) 4 g e) 5,3 g
38. ¿Qué cantidad de calcio se depositará en el electrodo de una
cuba electrolítica que contiene sulfato de calcio cuando circula
una corriente de 96,5 A durante 10 horas? P.A. (Ca = 40)
a) 720 g b) 540 g c) 360 g
d) 270 g e) 180 g
39. Se utiliza una corriente de 10 amperios durante 4865
segundos para realizar un niquelado, utilizando una solución
de NiSO4. Debido a que en el cátodo, además de depositarse
Ni se forma H2, el rendimiento de la corriente con relación a la
formación de Ni, si es del 60%. Determinar a la formación de
Ni, es del 60%. Determinar cuántos gramos de Ni se depositan
en el cátodo? P.A. (Ni = 58,7).
a) 8,88 b) 14,74 c) 16,25
d) 17,76 e) 29,46
40. Calcular el peso de calcio depositado en el cátodo de una
solución de sulfato de calcio por donde ha circulado una
corriente de 96,5 Amperios durante 30 minutos. P.A. (Ca =
40).
a) 63 g b) 3,6 g c) 36 g
d) 6,3 g e) N.A.
41. ¿Cuánto tiempo en horas debe circular una corriente de 20A.
A través de 4 litros de una solución 2M de Sulfato cúprico para
depositar el cátodo todo el cobre que se encuentra disuelto?.
a) 22,44 b) 21,44 c) 23,44
d) 25,44 e) N.A.
42. Hallar cuantos litros de H2 metidos a 27º C y 900 Torr se
podrán liberar al paso de una corriente de 10 amperios durante
4 horas a través de una solución de agua acidulada.
a) 1,552  b) 1,525  c) 15,25 
d) 15,49  e) 2,515 
43. Calcular el peso atómico del calcio sabiendo que 0,0648
Faraday libera 1,302 g del elemento. El peso atómico es
aproximadamente 40.
a) 39,8 b) 40 c) 40,2
d) 40,8 e) 40,6
44. Calcule la cantidad de corriente eléctrica, en Amperios, que
depositan en 2 horas, 27 gramos de Plata de una disolución de
Nitrato de Plata. P.A. (Ag = 108).
a) 3,53A b) 5,33A c) 4,35 A
d) 3,35 A e) 4,53A
45. Durante cuantos minutos tendrá que fluir una corriente de
600mA a través de 100ml de CuSO4 0,1M para depositar
todos los iones de Cu2+
. P.A. (Cu = 63.5, S=32; 0=16).
a) 53.6 b) 38.6 c) 68.6
d) 43.6 e) N.A.
46. Por dos celdas electrolíticas que contienen soluciones de
AgNO3 y CuSO4, se hace pasar una misma carga eléctrica. Al
poco tiempo, en la primera celda en el cátodo se depositó 36 g
de plata. ¿Qué peso de cobre se deposito en otro cátodo? P.A.
(Ag = 108 ; Cu = 63.5)
a) 10.6 g b) 106 g c) 1,06 g
d) 160 g e) 1060
47. Se colocaron dos celdas electrolíticas en serie. Una contenía
solución de AgNO3 y la otra una solución de CuSO4, se pasó
una corriente eléctrica a través de las celdas hasta que se
depositaron 2,157 g de plata. ¿Qué cantidad de cobre se
depositó en el mismo tiempo?. P.A. (Ag = 107,87 ; Cu = 63,5)
a) 0,635 g b) 1,270 g c) 2,150 g
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d) 3,575 g e) N.A.
48. Señale la proposición correcta:
a) Para un mismo elemento, sus potenciales normales de
oxidación y reducción son los mismos.
b) El potencial resultante de una celda de concentración se
denomina potencial normal.
c) Electrolisis es la generación de electricidad a partir de una
reacción química.
d) El elemento que tiene mayor potencial de reducción es
aquel que tiene mayor tendencia a “coger” cationes de la
solución de su semicelda.
e) Todas las anteriores son correctas.
49. Determinar la f.e.m. para la pila cuya reacción es:
2Ag+
(g) + Zn0
2 (g) Zn+2
2Ag0
Datos: Zn/Zn+2
; Eº = 0,73 V ;
Ag/Ag+1
; E0
= 0,80 V
a) 1,56 v b) 2,33 v c) 3,14 v
d) 0,07 v e) 0,5 v
50. Determine el potencial de la celda galvánica normal (pila);
cuya reacción es: 2Ag+
+ Zn (s) Zn+2
+ 2 Agº
Dato: Zn+2
+ 2e-
Zn(s) ; Eº = - 0.76 v
Ag+
+1e-
Ag(s) ; Eº = + 0,80 v
a) +1,56 v b) +0,40 v c) +1,16 v
d)-0,72 v e) -2,32 v
51. Dados los potenciales normales de reducción:
Sn2
+ 2e-
Sn ; Eº= - 0,136 v
Fe3+
+ 3e-
Fe ; Eº = - 0.036 v
Se pide calcular el potencial; a 25ºC; de la Celda: Sn/Sn2+
(0,1M)//Fe3+
(0,3M)/Fe Dato= log 3 = 0,47
a) 0,18 v b) 0,12 c) 22 v d) 12 v e) 15 v
52. ¿Cuál es el potencial de la celda:
Zn/Zn+2
(0,02M)//Zn2+
(0,2M)/Zn?
Dato: Zn/Zn+2
+ 2e Zn ; Eº = 0,76 V
a) 0,76 v b) 1,023v c) 0,004v
d) 0,0295v e) 0,083v
53. Calcular el potencial del electrodo MnO4 en una solución que
contiene:
[Mn+2
]= 1x10-8 M; [H+
]= 1 x 10-5
M [MnO-
4]= 1x10-2
M
A 25º C MnO-
4 /Mn+2 Eº =1,51 v
a) 1,1 v b) -1,1v c) 2,2 v
d) -2,2 v e) 1,91 v
54. Se desea cobrar una pieza metálica con 1,236 Kg de cobre
usando una solución de vitriolo azul en un tiempo de 40 horas.
¿Qué corriente se requiere para tal fin?
a) 12,5 A b) 13,25 A c) 18,4
d) 20,6 A e) 26,8
55. Calcular la masa de aluminio que se ha obtenido en un día con
50 cubas electrolíticas, con cada cuba circulan 10 000
amperes y el rendimiento es del 80%? P.A. Al = 27
a) 300 Kg b) 223 Kg c) 4 128 Kg
d) 3 220 Kg e) 780 g
56. Una cuchara metálica de 80 gramos se usa como electrodo
para platearla. Si por la solución de nitrato de plata se pasa
una carga de 9 650 couloms. ¿Qué masa tiene la cuchara al
final del proceso?
a) 90,8 g b) 180,8 g c) 188 g
d) 98,8 g e) 200 g
57. Calcular la cantidad total de oro que se depositaría en dos
celdas electrolíticas conectadas en serie, si se emplea una
corriente de 8 amperios durante 2 horas. Considere que el
rendimiento catódico es 95%. Además los electrolisis usados
son Au2SO4 en la primera celda Au2(SO4)3 en la segunda
celda.
(P.A. : Au = 197)
a) 148,94 g b) 126,83 g c) 156,78g
d) 132,72 g e) 96,56 g
58. ¿Qué volumen de H2 gas a 27º C y 800 mm Hg se obtendrá al
pasar una corriente de 0,6 amperes durante 10 minutos a
través de agua acidulada?
a) 0,436 l b) 0,0436 l c) 43,6 l
d) 4,36 l e) 0,586 l
59. Se colocaron dos celdas electrolíticas en serie. La primera con
una solución de sulfato de cromo (II) y la segunda con una
solución de cloruro de cobre (II). Al pasar una corriente
eléctrica a través de las celdas se depositan 0,650 g de cromo
en uno de los cátodos. ¿Qué cantidad de cobre se deposita en
el otro cátodo? (P.A. : Cr= 52 ; Cu= 63,5)
a) 0,794 g b) 0,823 g c) 0,461 g
d) 0,323 g e) 0,111g
60. Dadas las afirmaciones:
• En la electrolisis del aguase usa corriente alterna.
• Al electrolizar el agua se recoge O2 en el cátodo
• El cátodo recoge a los cationes los cuales se oxidan.
• La corriente eléctrica define con el tiempo, la masa de
elemento que se deposita en el electrodo.
¿Cuantas son verdaderas?
a) 0 b) 1 c) 2
d) 3 e) 4
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