ejemplos_A3U2

Algunos ejercicios resueltos a manera de ejemplo
2.1 Equilibrio químico
1. Escribe la expresión de la constante de equilibrio para las siguientes reacciones:
a)
b)
c)
d)
NH3(g) + HCl(g) ↔ NH4Cl(s)
3Fe(s) + 4H2O(g) ↔ Fe3O4(s) + 4H2(g)
2NaHCO3(s) ↔ Na2CO3(s) + H2O(g) + CO2(g)
2Hg(l) + Cl2(g) ↔ Hg2Cl2(s)
SOLUCIÓN:
Recuerda que la constante, en una reacción reversible en equilibrio, representa una proporción entre la velocidad a que se
forman los productos y la velocidad en que se forman los reactivos. Por ejemplo para el inciso a):
[
]
[
][
]
[
][
]
También recuerda que los sólidos y líquidos pueden formar parte de la constante y no hay necesidad de escribir sus
concentraciones, por ello en el numerador ponemos un 1 ya que el NH4Cl es sólido.
NH3(g) + HCl(g)
3Fe(s) + 4H2O(g)
2NaHCO3(s)
2Hg(l) + Cl2(g)
NH4Cl(s)
Fe3O4(s) + 4H2(g)
Na2CO3(s) + H2O(g) + CO2(g)
Hg2Cl2(s)
[
]
[
][
[
[
[
]
][
]
]
] [
[
[
[
][
][
] [
]
]
[
]
]
]
][
]
[
[
[
][
]
[
][
]
]
2. Al calentar a 600°C SO3 se obtiene una mezcla en equilibrio que contiene por litro: 0.0106 mol de SO2, 0.0016
mol de O2 y 0.0453 mol de SO3. Calcular el valor de Kc a esa temperatura.
SOLUCIÓN:
Primero escribimos la reacción química reversible: 2SO3(g)
2SO2(g) + O2(g)
[
Después escribimos la ecuación para la constante de reacción:
Sustituimos los valores de las concentraciones y calculamos
[
[
] [
]
]
] [
[
]
]
4. En un recipiente cerrado se establece el equilibrio: 2C(s) + O2(g) ↔ 2CO(g)
Razone cómo varía la concentración de oxígeno:
a) Al añadir C(s).
b) Al aumentar el volumen del recipiente.
c) Al elevar la temperatura.
a) Al añadir C(s).
Disminuirá la concentración de O2.
 El aumento de la concentración de cualquier sustancia, dará lugar a que la reacción en equilibrio
tienda a consumir parte de la sustancia añadida.
b) Al aumentar el volumen del recipiente.
Disminuirá la concentración de O2.
 Si la presión de un sistema gaseoso en equilibrio disminuye, el volumen aumenta, entonces el
sistema se desplaza hacia donde hay mayor número de moles, en este caso hacia los productos,
el CO
c) Al elevar la temperatura.
Disminuirá la concentración de O2.
 Se desplazará hacia la izquierda. Cuando se aumenta la temperatura en un sistema en equilibrio,
este se desplazará en el sentido que absorba el calor aplicado.
2.2 Ácidos y bases
1. Escribe la ecuación de ionización y calcula la concentración de iones hidronio y el pH en las siguientes
disoluciones de ácidos fuertes:
a) 0.5 mol de HCl, en 1450 ml de disolución.
b) 18 g de HClO4 en 1.9 l de disolución.
c) 43 g de HNO3 en 2300 ml de disolución.
a) 0.5 mol de HCl, en 1450 ml de disolución.
[
]
[
[
]
]
SOLUCIÓN del inciso b)
1) Ecuación de ionización (al disolverse en agua) es: HClO4 + H2O
H3O+ + ClO4─
2) Concentración de iones hidronio [H3O+]:
 Peso molecular del HClO4 = 100.5 g/mol
 En 18 g de HClO4 hay: 18 / 100.5 = 0.1791 mol de HClO4
 Molaridad = moles / litro = 0.1791 / 1.9 = 9.43 x 10-2 M
 De la ecuación de ionización podemos ver que por cada mol de HClO4 se forma uno de H3O+, así
su concentración es 9.43 x 10-2 M
3) El pH lo podemos calcular como -log[H3O+]:
 pH = -log[9.43 x 10-2] = 1.03
c) 43 g de HNO3 en 2300 ml de disolución.
1+14+16(3)=63 g/mol
[
]
2. Escribe el equilibrio de ionización y calcula la concentración de iones oxhidrilo y el pH en las siguientes
disoluciones de bases fuertes:
a) 0.2 g de KOH en 300 ml de disolución.
b) 0.3 mol de NaOH en un litro de disolución.
c) 2.5 g de Ba(OH)2 en 4 l de disolución.
SOLUCIÓN del inciso a)

Peso molecular del KOH = 56 g/mol

En 0.2 g de KOH hay: (0.2g) / (56g/mol) = 0.0036 mol de KOH

La concentración molar es = 0.0036 mol / 0.300 L = 0.012 M

En el equilibrio la disociación de la potasa es KOH + H20 ======== K + OH

Y como es una base fuerte, su disociación es prácticamente completa (≈100%), así [OH ] = 0.012 (pag.69)

El

Sabemos que
+
-
[
]
[
]
(pag.70)
(pag.70)
 Finalmente
–
que podemos reportar como 12.1
b) 0.3 mol de NaOH en un litro de disolución.
23+16+1=40 g/mol
[
]
[
]
–
c) 2.5 g de Ba(OH)2 en 4 l de disolución.
137+16(2)+1(2)=171 g/mol
[
]
[
]
4. El porcentaje de ionización de una disolución 0.1M de ácido acético, CH3COOH, es 1.34%. Calcula:
a) La concentración de todas las sustancias en el equilibrio.
b) El valor de la constante de disociación del ácido.
c) El pH de la disolución.
SOLUCIÓN:
Los ácidos y base débiles no se ionizan completamente, en este caso el acético se ioniza sólo en un 1.34%.
La ecuación de ionización es: CH3COOH + H2O
H3O+ + CH3COO─
a) Concentración de:
 [CH3COOH] = 0.1 ─ ((0.1)(0.0134)) = 0.1 ─ 0.00134 = 0.09866 moles quedan sin disociarse
 [H2O] = No se toma en cuenta, si quieres hacerlo es 1,000 / 18 = 55.6 M 
 [H3O+] = (0.1)(0.0134) = 0.00134 = 1.34 x 10-3, sólo se ioniza el 1.34% del ácido acético.
 [CH3COO─] = En la misma proporción que el hidronio, 1.34 x 10-3 (lo puedes ver en la ecuación).
b) La constante de disociación Ka
[

][
]
[
[
]
][
[
]
]
c) El pH de un ácido débil se calcula como:
[

]
√
5. Se desea saber el pH de una disolución acuosa de amoniaco 0.150 M, sabiendo que la constante de ionización
del NH3 es 1.75 x 10-5.
[
]
√
[
]
√
[
]
[
]
=14-2.79=11.21