2daParte Quimica I -2019 (2)

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Cátedra de Química General e Inorgánica - 
Facultad de Ingeniería - UNJu 
 
Química I - 2019 
 
 
Cartilla de Seminarios (Segunda Parte) 
DOCENTES: 
 
Ing. Patricia ARCE 
Ing. Alejandra ARDUINO 
Dra. Roxana CABANA 
Ing. Luciana CACHULLANI 
Ing. Elda CORMENZANA 
Lic. Lorena ENRIQUEZ 
Ing. Silvina MUHANA 
Ing.María A. RUGGERI 
Ing.Judith SINGH 
Ing. Norma WIERNA 
Ing. Walter VILLA 
 
 
Cátedra de Química I 
Univ, Nac. deJujuy Facultad de Ingeniería - Cátedra de QUIMICA I – 2019 - SEMINARIOS – SEGUNDA PARTE 
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SEMINARIO 8: Cinética Química 
La cinética química estudia el mecanismo y velocidad de una reacción química aislada, 
independientemente de la reacción contraria y de otras reacciones que puedan producirse de 
manera simultánea. Depende principalmente de: la naturaleza de las sustancias reaccionantes, 
sus concentraciones (o presiones si se trata de gases), la temperatura y la presencia de un 
catalizador. La velocidad de una reacción puede medirse por la velocidad de formación de los 
productos o por la de desaparición de los reactivos, pues existe una relación estequiométrica de 
proporcionalidad entre las concentraciones de dichas sustancias 
En general para una reacción dada: a A + b B  c C + d D 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Expresión que relaciona la velocidad de una reacción con las concentraciones de los reactivos y 
de los productos, donde: a, b, c y d son coeficientes estequiométricos. [A], [B], [C], [D]: son las 
concentraciones, en moles por litro, de reactivos y productos. 
1- Con respecto a cada una de las siguientes reacciones en fase gaseosa, escriba la 
expresión de velocidad en términos de la aparición de cada producto o la desaparición de cada 
reactivo: 
a) N2O5 (g)  2 NO2 (g) + ½ O2 (g) 
b) 2 NO (g) + 2 H2 (g)  N2 (g) + 2 H2O (g) 
2- La velocidad de formación de iones dicromato es 0,14 mol L-1s-1, en la reacción: 
2 CrO4
2- (ac) + 2 H+ (ac)  Cr2O7
2- (ac) + H2O (l) 
¿Cuál es la velocidad de reacción de los iones cromato en la reacción? ¿Cuál es la velocidad de 
reacción de los iones H+ (ac)? 
3- En la reacción de obtención del amoniaco a partir de sus elementos, han desaparecido 
85 mol/L de nitrógeno en 45 s. Calcule la velocidad de reacción en ese intervalo de tiempo, 
referida a la desaparición de los reactivos y a la formación de producto 
3 H2 (g) + N2 (g)  2 NH3 (g) 
LEY DE LA VELOCIDAD: Expresa la relación de la velocidad de una reacción con la constante 
de velocidad y la concentración de los reactivos, elevadas a alguna potencia. El valor de la 
constante de velocidad depende de cuál es la velocidad, de la presencia de un catalizador (si lo 
hubiere) y de la temperatura. Para la reacción general 
 a A + b B  c C + d D 
la ley de la velocidad tiene la forma: velocidad = k [A]x[B]y, donde x e y son números que se 
determinan experimentalmente. En general x e y no son iguales a los coeficientes 
estequiométricos a y b. Los exponentes x e y especifican las relaciones entre las 
concentraciones de los reactivos y la velocidad de reacción. 
ORDEN DE LA REACCIÓN (u orden global): se calcula sumando los exponentes a los que se 
elevan las concentraciones de reactivos que aparecen en la ley de velocidad (= x + y). 
4- A) Determine el orden global de las reacciones a las que se aplican las siguientes leyes 
de velocidad: a) velocidad = k[NO2]
2 b) velocidad = k c) velocidad =k [N2O5] 
B) Para la reacción: NO (g) + ½ O2 (g) → NO2 (g), cuando se duplica la concentración de NO, 
la velocidad de reacción se duplica y cuando la concentración de O2 se duplica, la velocidad se 
cuadruplica 
a) ¿Cuáles son los órdenes de los reactivos? 
b) ¿Cuál es el orden global de la reacción? 
c) ¿Cuáles son las unidades de la constante de velocidad (k) si la velocidad se expresa en 
moles por litro por segundo (mol L–1 s–1)? 
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5- El N2O5 se descompone mediante una reacción de primer orden. Calcule la velocidad de 
descomposición del N2O5 cuando 3,455 g de N2O5 reaccionan en un recipiente de 0,750 L a una 
temperatura de 65 ºC. Dato: k = 5,2 x10–3 s-1. 
a) 4,5 x 10-6 M/s b) 3,4 x 19-5 M/s c) 1,7 x 10-4 M/s d) 2,5 x 10-5 M/s 
6- La destrucción de la capa de ozono es debida entre otras a la siguiente reacción: 
NO (g) + O3 (g)  NO2(g) + O2 (g) 
La velocidad de reacción que se ha obtenido en tres experimentos en los que se ha variado las 
concentraciones iniciales de los reactivos, ha sido la siguiente: 
Experimento 
Concentración inicial mol L-1 
Velocidad inicial mol L-1 s-1 [NO] [O3] 
1 1,0 x 10-6 3,0 x 10-6 6,6 x10-5 
2 1,0 x 10-6 9,0 x 10-6 1,98 x10-4 
3 3,0 x 10-6 9,0 x 10-6 5,94 x 10-4 
A partir de ellos: a) Escriba la ley de velocidad para la reacción 
b) ¿Cuáles son los órdenes de reacción de los reactivos 
c) ¿Cuál es el orden global de la reacción 
d) Determine el valor de la constante de velocidad 
CONCENTRACION EN FUNCION DEL TIEMPO: ECUACION INTEGRADA 
REACCIONES DE PRIMER ORDEN 
En reacciones del tipo: a A→ productos que son de primer orden respecto de A y de primer 
orden global, la ecuación de velocidad integrada es: 
 
 
 
Donde [A]0 es la concentración inicial del reactivo A y [A] es su concentración a un tiempo t. 
Otra medición de una reacción, que se relaciona con la concentración y el tiempo es la vida 
media, t1/2, que es el tiempo en el que la concentración de uno de los reactivos disminuye a la 
mitad de su concentración inicial. La expresión para una reacción de primer orden se escribe: 
 
 
 
 
 
 
 
En estas reacciones, el tiempo de vida media no depende de la concentración inicial de A 
7- La descomposición del bromuro de etilo es una reacción de primer orden con t½ = 650 s a 
720 K. Calcule: a) La constante de velocidad. b) El tiempo necesario para que la concentración de 
C2H5Br descienda de 0,050 a 0,0125 M. c) La concentración de C2H5Br una hora después de 
transcurrido el tiempo calculado en b). 
Constante de velocidad (s–1) Tiempo (s) Concentración (M) 
5,07 x 10-6 2600 5,10 x 10-7 M 
1,06 x 10-3 1300 2,68 x 10-4 M 
3,05 x 10-5 2000 3,67 x 10-5 M 
7,09 x 10-6 4000 7,68 x 10-6 M 
8- El N2O5 se descompone por una cinética de primer orden con una constante de velocidad 
de 3,7 x 10–3 s-1 a 298 K 
a) ¿Cuál es la vida media, en horas, para la descomposición de N2O5 a 298 K. 
b) Si [N2O5]o = 0,0567 mol L
-1 ¿cuál será la concentración de N2O5 después de 20 s? 
c) ¿Cuánto tiempo, en minutos, transcurrirá antes que la concentración de N2O5 disminuya de 
0,0567 mol L-1 a 0,0135 mol L-1? 
Tiempo de vida media Concentración Tiempo 
268,30 s 0,0526 M 10,5 min 
187,30 s 0,0526 M 6,46 min 
360,30 s 0,0526 M 8,45 min 
520,30 s 1,1000 M 10,7 min 
 
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REACCIONES DE SEGUNDO ORDEN 
En reacciones del tipo aA → productos que son de segundo orden respecto de A y de 
segundo orden global, le ecuación de velocidad integrada es: 
 
 
 
 
 
 
Y el tiempo de vida media: 
 
 
 
 
En este caso el t1/2 depende de la concentración inicial de A 
 
9- Una sustancia se descompone según una cinética de segundo orden. Si la constante de 
velocidad específica es de 6,8 x 10 -4 1/Ms, calcule el tiempo de vida media de la sustancia si la 
concentración inicial es de 0,05 M. 
a) 65250 s b) 85263 s c) 12354 s d) 29412 s 
 
TEORIA DE LAS COLISIONES: De acuerdo a esta teoría una reacción se lleva a cabo cuando 
las moléculas chocan con la energía suficiente, llamada energía de activación, (Ea), que es la 
mínima cantidad de energía que se requiere para iniciar una reacción química. Cuando las 
moléculas chocanforman un complejo activado, una especie formada temporalmente por las 
moléculas de los reactivos, como resultado de las colisiones, antes de formar el producto. 
 
TEORIA DEL ESTADO DE TRANSICION: Teoría de la velocidad de reacción que establece que 
los reactivos pasan por estados de transición de alta energía por un período corto de tiempo 
antes de convertirse en productos. Cuando los átomos pasan del estado de transición a las 
moléculas de productos, se desprende energía. Si en la reacción se produce un desprendimiento 
neto de energía mayor a la energía de activación, regresa a los alrededores y la reacción es 
Exotérmica. Si en la reacción hay una absorción neta de energía, se libera una cantidad de 
energía menor a la Ea cuando el estado de transición se convierte en producto la reacción es 
Endotérmica. 
 
10- Con base en sus energías de activación y sus cambios de energía, y suponiendo que 
todos los factores de colisión son iguales, ¿cuál de las reacciones siguientes sería la más rápida 
y cuál la más lenta? a) Ea = 50 kJ/mol; ΔE = –30 kJ/mol; b) Ea = 60 kJ/mol; ΔE = –20 kJ/mol; c) 
Ea = 100 kJ/mol; ΔE = 30 kJ/mol; d) ¿Cuál de las reacciones será la más rápida en el sentido 
inverso? ¿Cuál será la más lenta? 
 
MECANISMO DE REACCION: secuencia de pasos elementales que conducen a la formación 
del producto. Los pasos elementales, o reacciones elementales, es un serie de reacciones 
sencillas que representan el avance de la reacción global a nivel molecular. Si un paso de un 
mecanismo de reacción es mucho más lento que el resto, es el paso determinante de la 
velocidad. Los intermediarios, son especies que aparecen en los pasos intermediarios, pero no 
en la ecuación global balanceada. Molecularidad de una reacción: es el número de moléculas 
que reaccionan en un paso elemental, por ejemplo: reacción unimolecular, un paso elemental en 
el que sólo participa una molécula. 
11- Basado en el siguiente perfil de reacción, ¿cuántos intermediarios se forman en la 
reacción reactivos  productos ¿Cuántos estados de transición hay? ¿Cuál paso es el más 
rápido? ¿Es exotérmica o endotérmica la reacción? 
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12- La reacción de obtención de I2 a partir de HI es la siguiente:2HI + H2O2  2 H2O + I2 
los pasos elementales son: 
HI + H2O2  HIO + H2O etapa lenta 
HIO + HI  I2 + H2O etapa rápida 
a) Identifique el paso determinante de la velocidad de reacción 
b) Escriba la ley de velocidad para todo el proceso 
c) Identifique el intermediario del mecanismo de reacción 
d) determine la molecularidad para cada etapa elemental 
 
ECUACION DE ARRHENIUS: La dependencia de la constante de velocidad de una reacción 
respecto de la temperatura absoluta se puede expresar por medio de la siguiente ecuación, 
conocida como la ECUACION DE ARRHENIUS 
k = Ae–Ea/RT o en la forma logarítmica lnk = ln A - Ea/RT 
Donde Ea es la energía de activación de la reacción (en kJ/mol), R la constante de los gases 
(8,314 J/Kmol), T la temperatura absoluta, A representa la frecuencia de colisiones y se conoce 
como factor de frecuencia y e la base de la escala de logaritmos naturales. 
13- La constante de velocidad para la descomposición del acetaldehído a 700 K es de 0,011. 
¿Cuál será la constante de velocidad a 790 K sabiendo que la energía de activación de la 
misma es 177 kJ/mol? 
a) 1,243 s-1 b) 2,789 s-1 c) 0,876 s-1 d) 0,392 s-1 
 
14- La constante de velocidad de la reacción de primer orden: 2 N2O(g) → 2N2(g) + O2(g) 
es 0,76 s-1 a 727 °C y 0,87 s-1 a 757°C. La energía de activación de la reacción es: 
a) 58,7 kJ/mol b) 38,7 kJ/mol c) 68,7 kJ/mol d) 98,7 kJ/mol 
 
CATALIZADORES: son sustancias que pueden agregarse a un sistemas para incrementar la 
velocidad de una reacción, lo que permite que las reacciones tengan lugar a través de 
trayectorias alternativas en las que se incrementa la velocidad de reacción y disminuye la 
energía de activación. 
15- Indique cuál de las afirmaciones siguientes sobre catalizadores son correctas: 
a) aumentan la velocidad de reacción 
b) disminuyen la energía de activación de la reacción 
c) se consumen durante la reacción 
d) modifican la entalpía de reacción 
 
 
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EJERCICIOS ADICIONALES 
1. En la reacción de formación del agua a partir de hidrógeno molecular y oxígeno molecular, en 
un cierto momento de la reacción el hidrógeno molecular reacciona a una velocidad de 0,05 M/s. 
a) ¿Cual es la velocidad de formación del agua?; 
b) ¿Cual es la velocidad a la que reacciona el oxígeno? 
2. Una reacción de un reactivo A con un reactivo B muestra los siguientes datos de velocidad, 
cuando se estudia a diferentes concentraciones de A y B 
Experimento 
Concentración inicial mol L-1 
Velocidad inicial mol L-1s-1 
[A] [B] 
1 0,10 0,10 0,25 
2 0,20 0,20 2,0 
3 0,10 0,20 1,0 
4 0,20 0,40 8,0 
 
a) ¿Cuál es la ecuación de velocidad de la reacción? b) ¿Cuál es el orden global de la reacción? 
c) ¿Cuál es el valor de la constante de velocidad de la reacción? . Calcule la velocidad cuando la 
concentración de A y B es 0,3 M 
3. La descomposición térmica de la fosfina en fósforo e hidrógeno molecular es una reacción de 
primer orden, sabiendo que luego de 540 segundos queda el 32,5 % del reactivo.a) calcule la 
constante específica de la reacción.b) el tiempo necesario para que se descomponga el 25% de 
fosfina. 
Constante de velocidad Tiempo 
2,07 x 10-3 s-1 258,56 s 
4,54 x 10-5 s-1 526,26 s 
2,07 x 10-3 s-1 137,76 s 
7,58 x 10-5 s-1 352,78 s 
4. La descomposición en fase gaseosa de SO2Cl2: SO2Cl2(g)  SO2(g) +Cl2(g), es de primer 
orden respecto a SO2Cl2. A 600 K, la vida media de este proceso es de 2,3 x 10
5 s. a) ¿Cuál es 
la constante de velocidad a esta temperatura? b) A 320°C la constante de velocidad es de 2,2 x 
10–5 s –1 ¿Cuál es la vida media a esta temperatura? 
Constante de velocidad Tiempo de vida media 
2,54 x 10-3 s-1 31500 s 
3,06 x 10-6 s-1 31500 s 
3,06 x 10-3 s-1 15500 s 
7,58 x 10-2 s-1 7500 s 
5. La constante de velocidad de algunas reacciones se duplican cada vez que se aumenta la 
temperatura 10°C. Suponga que una reacción se lleva a cabo a 295K y a 305K. ¿Cuál es la 
energía de activación para que la constante de velocidad se duplique como se ha descripto? 
a) 102,24 kJ/mol b) 254,56 kJ/mol c) 52,151 kJ/mol d) 25,202 kJ/mol 
6. a) ¿Qué significa el término paso elemental? b) ¿Cuál es la diferencia entre un paso elemental 
unimolecular y uno bimolecular? c) ¿Qué es un mecanismo de reacción? 
¿Cuál es la molecularidad de los procesos elementales siguientes? 
a) Cl2 (g)  2Cl (g) 
b) ClO– (g) + H2O (g)  HClO (g) + OH
– (g) 
c) NO (g) + Cl2 (g)  NOCl2 (g) 
7. El cerio (IV) oxida al talio (I) como sigue: Tl+ + 2 Ce 4+  Tl3+ + 2 Ce3+. 
Los pasos elementales en presencia de manganeso (II) son: 
Ce4+ + Mn2+ → Ce3+ + Mn3+ (lenta) 
Ce4+ + Mn3+ → Ce3+ + Mn4+ (rápida) 
Tl+ + Mn4+ → Tl3+ + Mn2+ (rápida) 
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a) Identifique el paso determinante de la velocidad de reacción 
b) La ley de velocidad para todo el proceso 
c) Identifique el catalizador e intermediarios del mecanismo de reacción 
d) Clasifique el tipo de catálisis (homogénea o heterogénea) 
8. Con base en el siguiente perfil de 
reacción, ¿cuántos intermediarios se forman 
en la reacción Reactivos  Productos? 
¿Cuántos estados de transición hay? ¿Cuál 
paso es el más rápido? ¿Es exotérmica o 
endotérmica la reacción? 
 
 
 
9. a) ¿En qué parte del perfil de energía de una reacción influye un catalizador? 
b) ¿Cuál es la diferenciaentre un catalizador homogéneo y uno heterogéneo? 
 
 
 
 
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SEMINARIO 9: Equilibrio Químico 
El equilibrio químico se establece cuando existen dos reacciones opuestas que tienen lugar 
simultáneamente a la misma velocidad. 
Ley de acción de las masas: En un proceso elemental, el producto de las concentraciones en el 
equilibrio de los productos elevadas a sus respectivos coeficientes estequiométricos, dividido por el 
producto de las concentraciones de los reactivos en el equilibrio elevadas a sus respectivos coeficientes 
estequiométricos, es una constante para cada temperatura, llamada constante de equilibrio. 
1. Utilizando la ley de Guldberg y Waage o ley de acción de las masas, escriba las expresiones de 
las constantes de equilibrio Kc y Kp para cada una de las siguientes ecuaciones químicas e indique, 
en cada caso, si se trata de un equilibrio homogéneo o heterogéneo: 
a) CO2 (g) + H2 (g) CO (g) + H2O (g) 
b) NaOH (s) + CO2 (g) NaHCO3 (s) 
c) C (s) + 2 H2 (g) CH4 (g) 
d) Cu 2+ (ac) + NH3 (ac) [Cu (NH3)4]
2+ (ac) 
e) Fe (s) + H2 O (g) Fe3 O4 (s) + H2 (g) 
f) ½ H2(g) + ½ Cl2 (g) HCl (g) 
2. La constante de equilibrio de la reacción: H2 (g) + CO2 (g) H2O (g) + CO (g), 
tiene un valor de 4,4 a 2000 K. Si inicialmente se carga un recipiente de 10 litros con 1,5 moles de H2 
y con 1,5 moles de CO2, la concentración de CO en el equilibrio es: 
a ) 0,5 b) 0,002 c) 0,1 d) 1 x 10-5 
3. Para la reacción: NOCl (g) NO (g) +1/2 Cl2 (g), el valor de Kc es 1.4 x·10
–5a 25 ºC. La 
concentración molar, en el equilibrio, de NO contenida en un recipiente de 2 litros, si se parte de 
0,4 moles de NOCl, es: 
a) 5x10–2 b) 0,04 c) 2,5x 10–4 d) 0,01 
4. A 670 K, un recipiente de 2 dm3 contiene una mezcla gaseosa en equilibrio de 0,003 
moles de hidrógeno; 0,003 moles de yodo y 0,024 moles de yoduro de hidrógeno, según la 
reacción: 
H2(g) + I2(g) 2HI (g) en estas condiciones, el valor de Kc es: 
a) 64 b) 0,016 c) 8 d) 16 
5. En un recipiente de 10,0 dm3se introducen 0,61 moles de CO2 y 0,39 moles de H2 calentando 
hasta 1250 ºC. Una vez alcanzado el equilibrio según la reacción: 
CO2 (g) + H2 (g) CO (g) + H2O (g) 
se analiza la mezcla de gases, encontrándose 0,35 moles de CO2. 
a) Calcule los moles de los demás gases en el equilibrio. 
b) Calcule el valor de Kc a esa temperatura. 
 
El grado de disociación en tanto por uno de un proceso químico es el cociente entre el número 
de moles disociados dividido el número total de moles iniciales. (α = x / n0). 
 
6. En un matraz de 5 litros se introducen 2 moles de PCl5 (g) y 1 mol de PCl3 (g) y se establece el 
siguiente equilibrio: PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g) 
Sabiendo que Kc (250 ºC) = 0,042 determine: 
a) las concentraciones de cada sustancia en el equilibrio 
b) el grado de disociación 
 
7. Para la siguiente reacción: NH4HS (s) NH3 (g) + H2S (g), 
la constante de equilibrio Kc = 1,2 x 10–4 a 25 ºC. Considerando que una muestra de NH4HS se 
encierra en un recipiente a 25ºC, calcule la presión parcial de NH3 en equilibrio con el sólido. 
a) 7,2 x 10–2 atm b) 0,27 atm c) 1,2 x 10–4 atm d) 0.6 x 10–3 atm 
Relación entre Kc y Kp: Kc = Kp (RT)–∆
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Donde Δn = moles de gases en los productos – moles de gases en los reactivos 
 
8. En un matraz de 5 L se introduce una mezcla de 0,92 moles de N2 y 0,51 moles de O2 y se 
calienta hasta 2200 K, estableciéndose el equilibrio: N2(g) + O2(g) 2 NO (g) 
Teniendo en cuenta que en estas condiciones reacciona el 1,09 % del nitrógeno inicial: 
a) Calcule la concentración molar de todos los gases en el equilibrio a 2 200 K. 
b) Calcule el valor de las constantes Kc y Kp a esa temperatura. 
 
9. Para la reacción química: 3 Fe (s) + 4 H2O (g) Fe3O4 (s) + 4 H2 (g), la relación entre 
las constantes Kp y Kc es: 
a) Kp = Kc–2 b) Kp = Kc/RT c) Kp= Kc d) Kp =Kc (RT)2 
Si se conoce el valor de la constante de equilibrio se puede conocer el estado de la reacción 
calculando Q, que es el llamado cociente de reacción. Si 
 Q < Keg, predomina la reacción hacia la derecha hasta alcanzar el equilibrio. 
 Q = Keg, el sistema está en equilibrio 
 Q> Keg, predomina la reacción hacia la izquierda hasta alcanzar el equilibrio. 
 
10. Para la reacción: N2(g)+ 2H2O(g) 2NO(g)+ H2(g); Kp = 1,54·10
–3 a una determinada 
temperatura. Si en un recipiente cerrado hay nitrógeno, vapor de agua, óxido de nitrógeno (II) e 
hidrógeno con las siguientes presiones parciales a esa temperatura: pN2= 0,165 atm, pH2O= 0,990 
atm, pNO= 0,225 atm, pH2= 0,075 atm, determine si el sistema ha llegado al equilibrio y si no es 
así indique en qué dirección se producirá la reacción. 
 
Principio de Le Chatelier: si en un sistema en equilibrio se modifica alguno de los factores que 
influyen en el mismo (temperatura, presión, concentración), el sistema evoluciona de forma que se 
desplaza en el sentido que tienda a contrarrestar dicha variación. 
Un aumento de temperatura hará que se desplace la reacción en el sentido en que absorba calor. 
Se favorecerá una reacción endotérmica. 
Un aumento de presión hará que la reacción o el sistema se desplace hacia el menor número de 
moles gaseosos. 
Un aumento en la concentración de un reactivo hará que la reacción se desplace hacia los 
productos. 
Un aumento en la concentración de un producto hará que la reacción se desplace hacia los 
reactivos. 
 
11. Teniendo en cuenta que la oxidación de la glucosa es un proceso exotérmico, 
C6H12O6(s) + 6 O2 (g) 6 CO2(g) + 6 H2O (g) ΔH< 0 
Indique el desplazamiento del equilibrio si llevamos a cabo las siguientes modificaciones: 
a) Aumento de la concentración de CO2. 
b) Disminución a la mitad de la concentración de glucosa. 
c) Aumento de la presión. 
d) Disminución de la temperatura. 
 
12. Dada la siguiente reacción: 2 H2O(g) + 2 Cl2 (g) 4 HCl (g) + O2 (g) 
El equilibrio puede desplazarse hacia la derecha por: 
a) eliminación de H2O (g) de la mezcla 
b) adición de más O2 (g) a la mezcla 
c) adición de Ne (g) a la mezcla 
d) aumento de volumen de la mezcla 
 
13. Para la siguiente reacción en equilibrio que debe igualar: 
HCl (g) + O2 (g) H2 O (g) + Cl2 (g) ∆H<0 
Justifique cuál es el efecto sobre la concentración del HCl en el equilibrio en los siguientes 
casos: a) aumentar [O2]; b) disminuir [H2 O]; c) aumentar el volumen; d) reducir la temperatura; e) 
añadir un gas inerte como He; f) introducir un catalizador. 
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Relación entre el cambio de energía libre de una reacción y la constante de equilibrio: 
ΔGo = - RT ln K , siendo R la constante de los gases y T la temperatura absoluta. 
Cuanto mayor sea el valor de K más negativa será ΔGo y más espontaneo será el proceso y más 
favorecida la reacción. 
14. Calcule la constante Kp correspondiente al equilibrio siguiente: 
SO2 (g) + ½ O2 (g) SO3 (g) a 1 atm de presión y 25 ºC. 
Datos: ∆GºSO2 = -300 kJ/mol; ∆G
º
SO3 = - 370 kJ/mol 
15. Para la reacción en fase gaseosa: 4 HBr (g)+ O2 (g) 2 Br2 (g)+ 2 H2O (g) se tienen 
los siguientes datos: 
Compuesto Hºf(kJ/mol) S
º(J/Kmol) 
HBr(g) -36,3 198,7 
O2(g) --- 205,2 
Br2(g) 30,9 246 
H2O(g) -242 189 
a) ¿Cuál es la variación de energía libre en dicho proceso? b) ¿Cuál es la temperatura de 
equilibrio? c) ¿Cuál es la constante de equilibrio a esa temperatura? 
La constante de equilibrio varía con la temperatura según lo expresado por la ecuación de 
Van´tHoff: 
 
16. La constante deequilibrio para la síntesis del amoníaco es 6,8 x 105 a 298 K. Prediga su 
valor a 400K. Dato:∆Hºf(NH3)= – 46,11KJ/mol 
PROBLEMAS ADICIONALES 
1. Calcule el valor de Kc de la reacción: 2 H2S (g) 2 H2 (g) + S2 (g) a 700ºC, si 1,0 
mol/L de H2S se descompone a esta temperatura para producir en el equilibrio las siguientes 
concentraciones: 0,0222 M de H2 (g) , 0,0111 M de S2 (g) y 0,989M de H2S (g). 
a) 6,2 b) 65 c) 6,2 x 10–8 d) 0,65 
2. Para las reacciones: 2 SO2 (g) + O2 (g) 2SO3 (g) [1] 
SO2 (g) + 1/2 O2 (g) SO3 (g) [2] 
Se cumple a la misma temperatura que:. 
a) Kp1 = Kp2 b) Kp1 = (Kp2)
2 c) Kp1 = (Kp2 )
1/2 d) Kp1 = ½ Kp2 
3. En un recipiente de 10 litros se introduce una mezcla de 4 moles de N2(g) y 12 moles de H2(g) 
para la siguiente reacción: N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) 
Una vez establecido el equilibrio se observa que hay 0,92 moles de NH3 (g). Determine las 
concentraciones de N2 e H2 en el equilibrio y el valor de la constante K. 
4. Para la reacción: H2(g) + I2(g) 2 HI(g) 
El valor de Kc a 1100 K es 25. Si inicialmente sólo existe HI (g) en concentración de 4 mol/L, 
¿Cuál será la concentración de I2(g) en el equilibrio , expresada en mol/L? 
a) 0,363 b) 2,00 c) 0,667 d) 0,571 
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5. Calcule la constante Kc de la reacción: CO (g) + H2 O (g) CO2 (g) + H2 (g) sabiendo 
que las concentraciones iniciales de CO y H2O son iguales y que, cuando se alcanza el equilibrio 
han reaccionado el 10% de dichas sustancias. 
a)12 b)0,012 c) 0,0003 d) 1,2 
6. Al calentar dióxido de nitrógeno en un recipiente cerrado, se descompone según: 
2 NO2 (g) 2 NO (g) + O2(g). 
Un recipiente contiene inicialmente 0,0189 mol/ L de NO2. Se calienta hasta 327 °C y, una vez 
alcanzado el equilibrio, la concentración de NO2 es de 0,0146 mol/l. Calcule Kp , Kc y P total en 
el equilibrio. 
7. En un recipiente de 3 litros se introducen 0,6 moles de HI, 0,3 moles de H2 y 0,3 moles de I2 a 
490 ºC. Si Kc = 0,022 a 490ºC para la reacción: 2 HI (g) H2 (g) + I2 (g) 
a) diga si el sistema está en equilibrio 
b) si el sistema no está en equilibrio diga en qué sentido se desplazará la reacción 
8. En el equilibrio: Hb(O2)4 (dis) + 4 CO (g) Hb(CO)4 (dis) + 4 O2 (g) 
Donde Hb indica hemoglobina, ¿cómo se debería actuar en caso de envenenamiento por CO? 
a) Disminuyendo la presión de oxígeno 
b) Aumentando la presión de oxígeno 
c) Disminuyendo la concentración de hemoglobina 
d) Metiéndose en una bañera 
9. Considere el equilibrio dado por la reacción: PCl5 (g) PCl3 (g) + Cl2 (g) 
diga qué ocurre al disminuir la cantidad de cloro en la mezcla en equilibrio: 
a) Aumenta la cantidad de PCl3 (g) y disminuye la de PCl5 (g) 
b) Aumenta la cantidad de PCl3 (g) y la de PCl5 (g) 
c) Aumenta la cantidad de PCl5 (g) y disminuye la de PCl3 (g) 
d) Disminuye la cantidad de PCl5 (g) y disminuye la de PCl3 (g) 
10 .En la siguiente reacción: 
Fe3O4 (s) + 4 CO (g) 3 Fe(s) + 4 CO2 (g); ΔHºREACC = 43,7 kJ; 
la formación de Fe sólido se ve favorecida por: 
a) Un aumento de presión 
b) Una disminución de temperatura 
c) Por el agregado de un ácido 
d) La extracción de CO2 (g) 
11. Para el equilibrio correspondiente a la síntesis del metanol: 
CO (g) + 2 H2(g) CH3OH (g); ∆Hrº = -75,97 kJ/mol, 
Calcule el valor de la constante de equilibrio Kc a 298,15 K. Datos: Sº[CO(g)] =197,56 J/K mol; 
Sº[H2(g)] = 130,57 J/K mol; Sº[ CH3OH(g)] = 239,70 J/K mol. 
 
 
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SEMINARIO N° 10: EQUILIBRIO IÓNICO 
SEGÚN: Ácido Base 
Arrhenius 
Se ioniza en agua para producir 
iones hidrógeno, H+ 
Se ioniza en agua para producir iones HO– 
(hidróxido o hidroxilo u oxhidrilo) 
Brönsted 
Es capaz de donar iones hidrógeno, 
H+ 
Es capaz de aceptar iones hidrógeno, H+ 
Lewis Acepta pares de electrones Cede pares de electrones 
1. a) Clasifique según el concepto de ácido y base de Arrhenius las siguientes especies 
escribiendo su disociación en agua: H2SO4, H3PO4, Ca(OH)2, HClO3 y NaOH. 
2. Identifique de acuerdo al criterio de Brönsted-Lowry los pares conjugados acido-base de los 
siguientes equilibrios y complete las ecuaciones: 
a) ………… + H2O (l) CO3
 2- (ac) + H3O
+ (ac) 
b) ………… + H2O (l) NH4
+ (ac)+ OH— (ac) 
c) F– (ac) + H2O (l) OH
– (ac) + ……….. 
3. Identifique los ácidos y bases de Lewis en las siguientes reacciones: 
a) BrF3 + F 
−  BrF4
– 
b) 
 
o 
 
pH: con el objeto de medir, de modo más práctico, la acidez de una solución se definió el término 
pH (potencial hidrógeno) como: – 
 
 
 
 
Se puede deducir que conociendo el valor de pH de la solución, se puede calcular la 
concentración molar de iones hidrógeno, o sea: – 
4. Ordene las siguientes soluciones según 
a) Su acidez creciente: 
A: pH = 2,00 B: [HO-] = 1x 10-10 M C: pOH = 1,00 
b) Su basicidad creciente: 
A: pH = 2 B: pOH = 11 C: [H3O
+] = 10-6 
5. a) Calcule el pH de una solución de hidróxido de magnesio 2,4 x 10-2 M: 
A) 12,68 B) 10 Ci) 5,4 D) 14 
b) Calcule el pH de una solución acuosa de HCl de concentración 5 x10-3 M: 
A) 1 B) 2,30 C) 5 D) 3,14 
Una forma de saber si un ácido (o una base) es fuerte o no, es mediante los valores de las 
constantes de equilibrio de disociación: mientras más grande sea el valor de Ka (o Kb), el ácido 
(o la base) será más fuerte; es decir que será mayor la concentración de H+ (o de HO–) 
producidos por la disociación en el equilibrio. 
6. Ordene, sin efectuar cálculos, las siguientes soluciones acuosas de igual concentración, de 
acuerdo con su pH creciente: 
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a) HCN (Ka = 6,2 x 10-10) b) NaOH c) HCOOH (Ka = 1,8 x 10-5) 
d) HCl e) CH3NH2 (Kb = 3,9x10
-4) f) NH3 (Kb = 1,8x10
-5 ) 
 
7. a) Calcule el pH, el pOH y la concentración de todas las especies presentes en 768 mL de una 
solución de amoníaco obtenida por disolución de 2,63 g de NH3. Kb = 1,8 x 10
-5. 
A) 8,9 y 1 B) 11,97 y 2,03 C) 5 y 9 D) 10 y4 
b) A 25ºC una disolución 0,1 M de amoniaco tiene un pH de 11,12. Determine la constante de 
basicidad del amoniaco y la constante de acidez del ion amonio. 
A) 5,7 x 10-10 y 1,76 x 10-5 B) 1,2 x 10-5 y 5,7 x 10-10 C) 1,76 x 10-5 y 5,7 x 10-10 
c) El ácido butírico, C3H7COOH, se utiliza en jarabes y sabores artificiales. Se encuentra que una 
disolución acuosa 0,250 M de este ácido tiene un pH de 2,72. Determine pKa. 
A) 4 B) 4,84 C) 2,3 D) 6,5 
8. Sabiendo que la Ka del ácido nitroso, HNO2, es 7,2 × 10
-4, calcule la masa, en gramos, de 
este ácido que se necesita para preparar 100 mL de disolución cuyo pH sea 2,5. 
A) 0,080 g B) 0,011 g C)0,75 g D) 0,099 g 
El grado de disociación se define como la cantidad de moles de electrolito que se disocia por 
cada mol de soluto disuelto inicialmente y 
 
número de moles disociados 
número de moles disueltos
 
Como el número de moles disociados es menor que los disueltos, el grado de disociación es un 
número que varía entre 0 y 1, es decir: 0 < < 1 
9. a) Para una solución acuosa de HCN 0,1 M con Ka = 6,2 x 10-10, calcule: a) el pH, b) el 
porcentaje de disociación (= grado de disociación x 100 %, es decir: ) 
A) 3,1 y 7,87 % B) 4 y 10 % C) 5,1 y 7,87 x 10–3 % D) 5,1 y 6,8 x 10–3% 
b) Determine el pH y el grado de disociación que tendrá una disolución de anilina (C6H5NH2) si 
su concentración es 0,11 mol/L. Dato: Kb = 3,80 x 10–10 
 
A) 8,8 y 6,9 x 10–3 B) 8,8 y 5,87 x 10–5 C) 5 y 2,0 x 10–3 D) 3,8 y 3,87 
10. El ácido cloroacético (ClCH2COOH), en concentración 0,01 M y a 25ºC se encuentra 
disociado en un 31 %. Calcule: 
ClCH2COOH (ac) + H2O (l) ClCH2COO
–(ac)+ H3O
+ (ac) 
a) la concentración de H3O
+ en el equilibrio es: 
A) 3,1 x 10-3 B) 2,5 x 10-3 C) 6 x 10-3 D) 1 x 10-3 
b) la constante de disociación de dicho ácido es: 
A) 2,5 x 10-3 B) 1,4 x 10-3 C) 3,5 x 10-3 D) 1,4 x 10-4 
c) según el valor de la constante de este ácido, ¿lo considera fuerte o débil? 
Soluciones reguladoras son soluciones cuyo pH permanece casi inalterado por el agregado de 
pequeñas cantidades de un ácido o una base fuerte. También se las conoce como soluciones 
amortiguadoras o buffer. 
11. Se prepara una disolución amortiguadora disolviendo 0,20 moles de ácido fórmico (HCOOH) 
y 0,40 moles de formiato de sodio (HCOONa) en agua hasta obtener 1 litro de disolución. 
Determine el valor de su pH. Dato: Ka (HCOOH) = 1,77·x 10–4 
A) 3,45 B) 6,2 C) 4,05 D) 5,04 
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12. Al agregar pequeñas cantidades de un ácido o una base al buffer, las concentraciones de 
todas las especies se modifican sin producir variación considerable del pH. Se prepara 1 L de 
una solución buffer con amoníaco 0,2 M y cloruro de amonio 0,18 M. Calcule el pH: a) inicial del 
buffer; b) luego del agregado de 0,01 mol de HCl al buffer inicial, y c) luego del agregado de 
0,01 mol de NaOH al buffer inicial. Considere que el volumen de la solución no cambia. Dato: Kb 
(NH3): 1,8 x 10
-5 
A) 4,7 - 4,74 - 4,65 B) 9,3 - 9,25 - 9,34 C) 9,3 – 9 – 10 D) 9,3 - 9,25 - 9,99 
Las sales que en solución acuosa se disocian en iones pueden modificar el pH del agua como 
resultado de la reacción de uno o de los dos iones, que forman la sal, con el agua. Se usa para 
describir este tipo de reacciones el término Hidrólisis. 
13. a) Indique si el pH de las siguientes soluciones acuosas será mayor, menor o igual a 7: 
i) NH4Cl ii) NaNO3 iii) KCN iv) NH4CH3COO v) NaCH3COO vi) KClO3 
b) Escriba las ecuaciones químicas que expliquen su respuesta. 
14. a) Calcule el pH de 500 mL de disolución que contiene 0,005 moles de nitrato de amonio, 
NH4NO3, disueltos en agua. Dato: Kb del NH3 = 1,8x10
-5 
A) 6 B) 3,5 C) 7,2 D) 5,63 
b) Calcule el pH y el porcentaje de hidrólisis de una solución de KCN 0,1 M sabiendo que la 
constante del CN– es Kb: 1,6 x 10-5 
A) 11,1 y 1,26% B) 10 y 2% C) 11,1 y 3,1% D) 1,26 y 11,1 % 
En general para cualquier electrolito poco soluble de fórmula MxAy, en contacto con una 
solución saturada, el equilibrio entre el sólido y los iones en solución se puede representar de la 
siguiente manera: 
MxAy (s) ⇆ x M
+y (ac) + y Ax (ac) 
La expresión del Kps es: 
Kps = [M+y ]x . [Ax ]y 
Kps es una constante a una temperatura dada y para cada sistema en particular. Los valores de 
Kps están tabulados. El valor de Kps permite el cálculo de la solubilidad de un compuesto: 
cuanto más pequeño sea su valor, menos soluble será el compuesto. 
15. a) Calcule Kps del PbSO4 si al agregar 0,1 g de la sal en 500 mL de agua a 25°C, sólo se 
disuelven 2,05 x 10-2 g 
A) 3,2 x 10–8 B) 1,82 x 10–6 C) 1,83 x 10–8 D) 5,2 x 10–8 
b) Calcule la solubilidad, en mol/L, del CaF2 a 25 °C (Kps en tabla adjunta): i) en agua pura; ii) en 
CaCl2 0,1M. 
A) 1,98 x 10-3 y 1,15 x 10-4 B) 3,5 x 10-3 y 2 x 10-4 C) 1,15 x 10-3 y 1,98 x 10-4 
Si se conocen las concentraciones de los iones, se puede calcular el producto iónico Q. 
Entonces sí: 
Q < Kps la solución es insaturada 
Q = Kps la solución es saturada 
Q > Kps la solución es sobresaturada, y cualquier perturbación provoca la precipitación 
c)-Se mezclan 10 mL de BaCl2 0,1 M con 40 mL de Na2SO4 0,1 M. ¿Precipitará sulfato de bario?. 
El Kps (BaSO4)= 1,1x10
−10. 
Problemas adicionales 
1. Indique para las siguientes especies: H2O, HS
-, HPO4
2-, HSO4
- 
a) Cuál es el ácido conjugado de cada una. 
b) Cuál es la base conjugada de cada una. 
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2. El pH de la sangre es 7,35, mientras que el de un determinado vino es 3,35. Con estos datos 
puede afirmar que la concentración de iones hidronio en la sangre es: 
a) Cuatro veces menor que en el vino. b) 107,35 mol/L c) 10.000 veces mayor que en el vino. d) 
10.000 veces menor que en el vino. 
 
3. Calcule los datos necesarios para completar 
la tabla siguiente e indique, en cada caso, si la 
disolución es ácida o básica. 
 
 pH [H3O
+] (M) [OH−] (M) 
a) 1 
b) 2 10−4 
c) 2 10−5 
 
4. El fenol C6H5OH, es un ácido orgánico monoprótico débil que se utiliza en la fabricación de 
algunos plásticos. Una disolución preparada disolviendo 0,442 g de fenol en agua, hasta obtener 
2 litros de disolución, tiene un pH de 6,29. Calcule Ka del fenol. 
 
i)11 x 10–10 ii) 2,4 x 10-10 iii) 1,11 x 10-8 iv) 1,11x 10-9 
 
5. Se tiene una solución de una base débil de 
metilamina (CH3NH2) 5 x 10
-3 M. Calcule: a) El pH 
de la solución; b) La concentración molar de 
metilamina en el equilibrio. Datos: pKb = 3,43 
Donde R= CH3 para la metilamina 
 
A) 12 y 0,004 B) 11,07 y 0,00381 C) 11,07 y 0,00220 D) 12 y 0,00381 
6. Se tiene una disolución de amoniaco 0,01 N cuyo pH es 10,63. Calcule: a) la concentración de 
OH– en equilibrio; b) el grado de disociación del amoniaco; c) el valor de la constante de 
basicidad del amoniaco, Kb. 
A) 4,26 x10-4, 0,0426 y 1,8x 10–5 B) 3,6 x10-4, 0,067 y 1,8 x 10-3 C) 3,6 x10-4, 0,67 y 1,8 x 10-3 
7. Calcule el pH de una solución reguladora preparada con 0,1 mol/litro de ácido acético HAc y 
0,1 mol/litro de acetato de sodio NaAc. La constante de ionización del ácido acético es 1,8 x 10 -
5: Calcule el nuevo pH: i) si se le agrega NaOH 0,02 M y ii) si se le agrega HCl 0,01 M. 
A) 5 - 5,25 - 5,34 B) 4,74 - 4,92 - 4,66 C) 4,74 – 5 - 4,66 D) 5 - 4,92 - 4,66 
8. Se tiene una disolución que contiene 2,45 g de la sal NaCN en 500 mL de solución. Calcule: 
a) El pH de la disolución y b) El porcentaje de sal hidrolizada. Ka (HCN)=6,02x10-10 
A) 11,95 y 3,0 % B) 11,95 y 0,18 % C 13 y 0,18 % D) 13 y 0,20 % 
9. Calcule el pH y el porcentaje de hidrólisis de una disolución 0,02 M de hipoyodito de sodio (Ka 
= 2,3 x 10–11). 
A) 10 y 13,65 % B) 11,43 y 10 % C) 11,43 y 13,65 % D) 10 y 21 % 
10. a) ¿Cuántos moles de yodato de cobre (II) se pueden disolver en 5 litros de solución acuosa 
si su producto de solubilidad es Kps (Cu(IO3)2)= 7,4x10
−8 ? 
A) 0,003 moles B) 0,0132 moles C) 0,0189 moles D) 0,0178moles 
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b) ¿En cuál de estos dos líquidos se disolverá una mayor cantidad de cloruro de plomo (II)( ver 
en tabla su kps): i) agua; ii)-una disolución 0,1 M de nitrato de plomo (II) (a diferencia de la 
mayoría de las sales de plomo el nitrato de plomo tiene un kps muy alto). Justifique con cálculos 
su respuesta. 
CONSTANTES DE IONIZACIÓN DE ACIDOS (Ka) Y BASES (Kb) A 25 °C 
ÁCIDOS INORGÁNICOS Y ORGÁNICOS 
NOMBRE FÓRMULA Ka NOMBRE FÓRMUL
A 
Ka 
arsénico H3AsO4 6,5  10
–3 fosfórico H3PO4 7,5  10
–3 
 H2AsO3
– 1,1  10–7 H2PO4
– 6,6  10–8 
 HAsO4
–2 3,0  10–12 HPO4
–2 1,0  10–12 
arsenioso H3AsO3 5,1 10
–10 fosforoso H3PO3 3, 10
–2 
bórico H3BO3 6,0  10
–10 H2PO3
– 1,6  10–7 
bromhídrico HBr grande hipofosforoso H3PO2 1,23  10
–2 
hipobromoso HBrO 2,2  10–9 pirofosfórico H4P2O7 1,2  10
–1 
acético CH3COOH 1,8  10
–5 H3P2O7
– 7,9  10–2 
benzoico C6H5COOH 6,6  10
–5 H2P2O7
–2 2,0  10–7 
carbónico H2CO3 4,5  10
–7 HP2O7
–3 4,8  10–10 
 HCO3
– 4,8  10–11 metasilísico H2SiO3 3,2  10
–10 
cloroacético CH2ClCOOH 1,4  10
–3 HSiO3
– 1,5  10–12 
ciánico HNCO 3,3  10–4 sulfhídrico H2S 1,0  10
–7 
dicloroacético CHCl2COOH 3,32  10
–2 HS
– 3,0  10–13 
fórmico HCOOH 1,77  10–4 sulfúrico H2SO4 grande 
cianhídrico HCN 6,2  10–10 HSO4
– 1,0  10–2 
oxálico H2C2O4 5,6  10
–2 sulfuroso H2SO3 1,43 10
–2 
 HC2O4
– 6,2  10–5 HSO3
– 5,0  10–8 
propiónico CH3CH2COOH 1,3  10
–5 tiosulfúrico H2S2O3 2,0  10
–2 
tiociánico HNCS grande HS2O3
– 3,2  10–3 
tricloroacético CCl3COOH 2  10
–1 HIDRÓXIDOS ANFÓTEROS 
clorhídrico HCl grande de aluminio Al(OH)3 4  10
–13 
perclórico HClO4 grande de antimonio 
(III) 
Sb(OH)3 1  10
–11 
clórico HClO3 grande de cromo (III) Cr(OH)3 9  10
–17 
cloroso HClO2 1,1  10
–2 de cobre (II) Cu(OH)2 1  10
–19 
hipocloroso HClO 2,90  10–8 HCuO2– 7,0  10
–14 
crómico H2CrO4 1,8  10
–1 de plomo (II) Pb(OH)2 4,6  10
–16 
 HCrO4
– 3,2  10–7 de estaño (II) Sn(OH)2 3,8  10
–15 
fluorhídrico HF 6,5  10–4 de estaño (IV) Sn(OH)4 1  10
–32 
iodhídrico HI grande de zinc Zn(OH)2 1,0  10
–29 
periódico HIO4 5,6  10
–2 CATIONES METÁLICOS 
iódico HIO3 1,6  10
–1 ion aluminio Al 
3+ 1,4  10–5 
hipoiodoso HIO 2,3  10–11 ion amonio NH4
+ 5,7  10–10 
permangánico HMnO4 grande ion bismuto (III) Bi
3+ 1,0  10–2 
nítrico HNO3 grande ion cromo (III) Cr
3+ 1,0  10–4 
nitroso HNO2 7,2  10
–4 ion cobre (II) Cu
2+ 1,0  10–8 
peróxido de H H2O2 2,2  10
–12 ion hierro (II) Fe
2+ 1,2  10–6 
 ion hierro (III) Fe3+ 4,0  10–3 
 ion magnesio (II) Mg2+ 2,0  10–12 
 ion mercurio (II) Hg2+ 2,0  10–3 
 ion cinc (II) Zn2+ 2,5  10–10 
 
Cátedra de Química I 
Univ, Nac. deJujuy Facultad de Ingeniería - Cátedra de QUIMICA I – 2019 - SEMINARIOS – SEGUNDA PARTE 
17 
 
BASES INORGÁNICAS Y ORGÁNICAS 
NOMBRE FÓRMULA Kb NOMBRE FÓRMULA Kb 
amoníaco NH3 1,8  10
–5 ion fluoruro F
– 1,5  10–11 
anilina C6H5NH2 4,2  10
–10 ion formiato HCOO
– 5,64  10–11 
dietilamina (C2H5)2NH 9,5  10
–4 ion nitrito NO2
– 1,4  10–11 
dimetilamina (CH3)2NH 5,9  10
–4 ion oxalato C2O4
2– 1,6  10–10 
etilamina C2H5NH2 4,7  10
–4 HC2O4
– 1,79  10–13 
metilamina CH3NH2 3,9  10
–4 ion fosfato PO4
3– 1,0  10–2 
trietilamina (C2H5)3N 5,2  10
–4 HPO3
2– 1,5  10–7 
trimetilamina (CH3)3N 6,3  10
–3 H2PO4
– 1,3  10–12 
ANIONES ion fosfito HPO3
2– 6,3  10–8 
ion acetato CH3COO
– 5,7  10–10 H2PO3
– 3,0  10–13 
ion arsenato AsO4
3– 3,3  10–3 ion metasilicato SiO3
2– 6,7  10–3 
 HAsO4
2– 9,1  10–8 HSiO3
– 3,1  10–5 
 H2AsO4
– 1,5  10–12 ion sulfato SO4
2– 1,0  10–12 
ion borato H2BO3
– 1,6  10–5 ion sulfito SO3
2– 2,0  10–7 
 B4O7
2– 1,0  10–3 HSO3
– 6,99  10–13 
ion carbonato CO3
2– 2,1  10–4 ion sulfuro S
2– 3,0  10–2 
 HCO3
2– 2,2  10–8 HS
– 1,0  10–7 
ion cromato CrO4
2– 3,1  10–8 ion tiocianato NCS
– 1,4  10–11 
ion cianuro CN– 1,6  10–5 ion tiosulfato S2O3
2– 3,1  10–12 
 
 
Cátedra de Química I