1. UNIVERSIDAD CENTRAL DEL ECUADOR
FACULTAD DE INGENIERIA QUIMICA
ESCUELA DE INGENIERIA QUIMICA
QUIMICA GENERAL II
UNIDADES:
1.“ECUACIONES QUIMICAS”
2.“ESTEQUIOMETRIA”
3. “SOLUCIONES”
4. “TERMOQUIMICA”
5. “EQUILIBRIO QUIMICO”
6. “BASES ,ACIDOS,PH Y POH”
CURSO: 2º PARALELO: 1º
REALIZADO POR: JOFFRE VALLADARES cód.. 22
RICARDO SALAZAR cód.. 21
PROFESOR: ING. PASCUAL LARA
QUITO – ECUADOR 2010 - 2011

2. 1. Ecuaciones químicas
1.1. Definiciones
1.1.1. Ecuación Química
1.1.2. Reacción química
1.2. Ajuste de Ecuaciones
1.2.1. Balanceo de ecuaciones redox
1.2.2. Balanceo de ecuaciones Ion electrón
1.3. Clasificación de las reacciones
1.3.1. Reacción de combinación
1.3.2. Reacción de descomposición
1.3.3. Reacción de desplazamiento
1.3.4. Reacción de doble desplazamiento
1.3.5. Reacción de neutralización
1.4. Reacción endotérmica y exotérmica
1.5. Reacción reversible e irreversible

3. 1.1. Definiciones
1.1.1. Ecuación Química
“Una ecuación química es una descripción simbólica de una
reacción química. Muestra las sustancias que reaccionan (reactivos ó
reactantes) y las sustancias o productos que se obtienen” según
wikipedia
“Son expresiones matemáticas abreviadas que se utilizan para
describir lo que sucede en una reacción química en sus estados
inicial y final” segun monografías
“Una ecuación química muestra que elementos o compuestos están
reaccionando (Reactantes) y que elementos o compuestos se han
formado (Productos)”

4. 1.1.2. Reacción Química
“Una reacción química o cambio químico es todo proceso químico en
el cual dos o más sustancias (llamadas reactantes), por efecto de un
factor energético, se transforman en otras sustancias llamadas
productos.” según wikipedia
“Las reacciones químicas son procesos en los que una o más
sustancias se transforman en otra u otras con propiedades diferentes”
según info-tecnia
“Las reacciones químicas son representaciones abreviadas (símbolos y
fórmulas) de la naturaleza, estado y proporción de cada elemento que
forma los reactantes y productos. ”

5. 1.2. Ajuste de Ecuaciones
1.2.1. Balanceo ecuaciones Redox
Terminología:
Escala de Oxidación:
OXIDACIÓN 
---|-----|-----|-----|-----|-----|-----|-----|-----|-----|-----|---
-5 -4 -3 -2 -1 0 +1 +2 +3 +4 +5
 REDUCCIÓN
La escala Redox tiene como punto central el cero que representa al átomo neutro,
hacia la derecha del cero con signo positivo representa los electrones perdidos y
hacia la izquierda representa los electrones ganados.
Oxidación: ₊
Se refiere a la media reacción donde un átomo o un grupo de átomos pierden e-. En
este caso el número de oxidación de la especie que se oxida tiende a aumentar.
Ejemplo:
Fe⁰  Fe² + 2eˉ (Oxidación)

6. Reducción:
Se refiere a la media reacción donde un átomo o un grupo de átomos ganan e-. En
este caso el número de oxidación de la especie que reduce disminuye.
Ejemplo:
NO3¹ˉ + 2eˉ  NO2¹ˉ (Reducción)
 Reglas para Ajustar Ecuaciones
1. Escribir la fórmula correcta para los reactantes separados por signo mas(+) y los
productos separados con signo mas(+).
2. Empezar por las partes más complejas (varios elementos) en algunos casos
consiste en ajustar simplemente los átomos referentes al H y O.
3. Ajustar el H y O agregando agua si es necesario después de todos los otros
elementos están balanceados.
4. Dejar los elementos en estado libre hasta el último momento, ya que cambiando
los coeficientes de éstos solo cambia esta clase de átomos, por ejemplo el agua.
5. Cuando aparecen fracciones en la ecuación, se multiplica todo por el número más
pequeño que elimine esta fracción. Además debe asegurarse que al final todos los
coeficientes estén en la relación o proporción más baja posible (simplificar).
VIDEO Ejercicios

7. 1.2.2. Balanceo por Método de Ión – Electrón
Las reacciones redox que se realizan en solución se efectúan entre iones sin que
intervengan las formas no ionizables de las sustancias.
PASOS:
1. Escribir una ecuación esquemática que incluye las sustancias
reaccionantes y productos que contengan los elementos que se oxidan y se
reducen.
2. Escribir una ecuación esquemática parcial para el agente oxidante y otra
para el agente reductor.
3. Equilibrar cada ecuación parcial. Para ello se debe añadir H+, OH-, H2O,
dependiendo del caso a cualquier miembro de k ecuación parcial.
4. Igualar cada ecuación con respecto a las cargas eléctricas, añadiendo electrones
al primero o segundo miembro de la ecuación parcial.
5. Multiplicar cada ecuación parcial por un número tal que el número de electrones
perdidos y ganados sean iguales y simplificar los electrones.
6. Sumar las ecuaciones parciales y simplificar.
Comprobar la ecuación final, comparando el número de átomos en ambos
miembros
Ejemplo

8. 1.3. Clasificación de las Reacciones:
1.3.1. Reacción de Combustión
1.3.2. Reacción de Descomposición
1.3.3. Reacción de Reemplazo
1.3.4. Reacción de Metátesis
1.3.5. Reacción de Neutralización

9. NOMBRE EXPLICACIÓN EJEMPLO
Es aquella donde
dos o más
Composición o
sustancias se unen 2CaO(s) + H2O(l) → Ca(OH)2(ac)
síntesis
para formar un
solo producto
Ocurre cuando un
Descomposición o átomo sustituye a
2HgO → 2Hg(l) + O2(g)
análisis otro en una
(s)
molécula :
En ella un ácido
reacciona con una
Neutralización base para formar H2SO4(ac) + 2NaOH(ac) → Na2SO4(ac) + 2H2O(l)
una sal y
desprender agua.
Un átomo sustituye
Desplazamiento a otro en una CuSO4 + Fe → FeSO4 + Cu
molécula
Se realiza por
Intercambio o intercambio de
doble átomos entre las K2S + MgSO4 → K2SO4 + MgS
desplazamiento sustancias que se
relacionan
Video

10. 1.4. Reacción Endotérmica y Exotérmica.
Es aquella que
necesita el
Reacción suministro de
endotérmica calor para 2NaH 2Na(s) + H2(g)
llevarse a cabo.
Es aquella que
Reacción desprende calor 2C ( grafito) + H2(g) → C2H2 (g)
ΔH=54.85
exotérmica cuando se kcal
produce.
Video

11. 1.5.REACCION REVERSIBLES E
IRREVERSIBLES
1.5.1. REACCIONES REVERSIBLES
Los reactivos originan los productos y estos, una vez
formados pueden regenerar los reactivos de partida
2Hg + O2 2HgO
1.5.2. REACCIONES IRREVERSIBLES
Los reactivos originan los productos y estos, una vez formados no puede
n regenerar los reactivos.
2KClO 2KCl + 3O

12. 2. ESTEQUIOMETRIA
2.1. Definiciones.
2.2. Leyes que rigen los cambios químicos.
2.2.1. Leyes ponderables (masa).
2.2.1.1. Ley de conservación de la masa.
2.2.1.2. Ley de proporciones definidas.
2.2.1.3. Ley de proporciones múltiples.
2.2.1.4. Ley de proporciones recíprocas.
2.2.2. Leyes volumétricas (volumen).
2.2.2.1. Ley volumétrica de Gay – Lussac.
2.2.2.2. Ley de Avogadro.
2.3. Reactivos Limitantes y en Exceso.
2.3.1. Reactivo Limitante.
2.3.2. Reactivo en Exceso.
2.4. Cuadro sinóptico

13. 2.1. Definiciones Estequiometría:
 “Es el cálculo de las relaciones cuantitativas entre reactivos y
productos en el transcurso de una reacción ” según wikipedia.
 “Parte de la química que tiene por objeto calcular las cantidades en
masa y volumen de las sustancias reaccionantes y los productos una
reacción química ” según rincón del vago.
 “Hace referencia al número relativo de átomos de varios elementos,
encontrados en una sustancia química y a menudo resulta útil en
calificación de una reacción química” según monografias.
 “Parte de la química que se ocupa de las relaciones cuantitativas que
se producen durante las reacciones químicas”

14. 2.2. LEYES QUE RIGEN LOS CAMBIOS QUÍMICOS.
 “Son leyes experimentales o empíricas resultados de las experiencias o
por comprobaciones realizadas en el laboratorio” según libro Ing. Pascual L.
 “Son las leyes que determinan los cambios químicos”
2.2.1. LEYES PONDERALES (MASA).
 “Son un conjunto de leyes que tienen por objetivo el estudio del peso relativo
de las sustancias en una reacción química, entre dos o más elementos
químicos” según rincón vago.
 “Son aquellas que rigen el comportamiento de la materia en los
cambios químicos, en función de la masa de las sustancias que
participan” según amschool.com
 “Son leyes que rigen las combinaciones químicas partiendo de la
determinación de la cantidad de materia presente en las reacciones”

15. 2.2.1.1. Ley de conservación de la masa – Ley
de Lavoisier. (1789)
 “Siempre que ocurra un cambio
químico, la masa total de las sustancias
reaccionantes es exactamente igual a la
masa total de los productos de la
reacción” según libro Ing. Pascual L.
 “En cualquier reacción química la masa
no se crea ni se destruye tan solo se
transforma y permanece invariable” Antoine Lavoisier
 Lavoisier comprobó que en cualquier (1734-1794)
reacción química:
La suma de las masas de los La suma de las masas de los
compuestos que reaccionan = productos obtenidos
Ejemplo

16. Ejemplo:
2Na + Cl2  2NaCl
2(23)g + 2(35.5)g  2(23+35.5)g
46g + 71g  117g
117g reaccionantes = 117g productos
Anterior

17. 2.2.1.2. Ley de Proporciones Definidas – Ley
de Proust (1801)
 “Para formar un determinado compuesto dos o
más elementos químicos se unen y siempre en la
misma proporción ponderal” según -----.
 “Cuando dos elementos se combinan para formar
un compuesto, siempre estarán en proporciones
definidas de cantidad de masa”
La ley de Proust tiene una consecuencia (composición
centesimal o porcentual de una sustancia):
Cuando la fórmula de un compuesto es conocida el Joseph Louis
porcentaje (%) de cada uno de los elementos del Proust,
compuesto se calcula con la siguiente fórmula: (1754-1826)
% de un elemento # de átomos del elemento * peso atómico
en un compuesto = peso molecular del compuesto * 100
Ejemplo

18.  Ejemplo:
HCl = 36,5g
Aplicando la fórmula:
% de un elemento # de átomos del elemento * peso atómico
en un compuesto = peso molecular del compuesto * 100
% H=(1*1g /36,5g)*100 = 2,74%
% Cl = (1*35,5g/36,5g)*100 = 97,26 %
Anterior

19. 2.2.1.3. Ley de las Proporciones Múltiples – Ley
de Dalton (1803).
 “Cuando dos elementos se combinan entre sí
en más de una proporción para formar más
de un compuesto, mientras las masas del
primer elemento permanece constante, la del
otro elemento varía en una proporción de
números enteros y pequeños” según libro Ing.
Pascual L.
 “Cuando dos o más elementos pueden
formar más de un compuesto; las cantidades
de uno de ellos que se combinan con una
cantidad fija del otro, guardan entre sí Dalton
relación de números enteros sencillos” (1766-1844)
Ejemplo

20. Ejemplo:
1 H2 + ½ O2  H2O (masa de O2- 16:8)
(masa de H2 - 2:1 )
1 H2 + 1 O2  H2O2 (masa de O2- 32:16)
(masa de H2 - 2:1 )
Anterior Explicación

21. EXPLICACIÓN EJEMPLO ANTERIOR:
Agua y peróxido de hidrógeno
Ambas formadas por los elementos hidrógeno y oxígeno
Al formar agua: En el peróxido de hidrógeno, hay 16.0
8.0 g de oxígeno reaccionan con 1.0 g g de oxígeno por cada 1.0 g de
de hidrógeno hidrógeno
la proporción de la masa de oxígeno por gramo de hidrógeno
entre los dos compuestos es de 2:1
Llegamos a la conclusión de que el peróxido de hidrógeno contiene dos
veces más átomos de oxígeno por átomo de hidrógeno que el agua.
Anterior

22. 2.2.1.4. Ley de Proporciones Recíprocas o del peso
Equivalente – Ley de Richter - Wenzel (1792)
 “Las masas de elementos diferentes que se combinan con la misma masa
de un elemento dado, son las que reaccionan entre sí, o bien múltiplos o
submúltiplos de esas masas” según libro Ing. Pascual L.
 “Los pesos de dos sustancias que se combinan con un peso conocido de
otra tercera son químicamente equivalentes entre sí”
Ejemplo:
1g de H para formar H2O
3g de C para formar CO2
8g de Oxígeno se combinan 8g de S para formar SO2
con 20g de Ca para formar CaO
35.5g de Cl para formar Cl2O

23. 2.2.2. LEYES VOLUMÉTRICAS (VOLUMEN).
 “Se refieren a los volúmenes de las
sustancias”
2.2.2.1. Ley Volumétrica de Gay – Lussac.
 “Bajo las mismas condiciones de presión y
temperatura, los volúmenes de los gases que
intervienen en una reacción están siempre en
una relación de números pequeños” según
libro Ing. Pascual L
 “Al estar en iguales condiciones de Joseph Louis Gay-
temperatura y presión los gases que Lussac
intervienen tienen sus volúmenes (1778-1850)
relacionados en números enteros pequeños”
Ejemplo

24. Ejemplo:
N2 + 3H2  2NH3 relación 1L N2 + 3L O2  2L NH3
1vol +3vol  2vol 1:3:2 1ml N2 + 3ml O2 2ml NH3
Anterior

25. 2.2.2.2. Ley de Avogadro.
 “Volúmenes iguales de cualquier gas, medidos
en las mismas condiciones de presión y
temperatura, siempre contienen el mismo
número de moléculas” según libro Ing. Pascual L.
 “Al estar en iguales condiciones de
presión y temperatura, los volúmenes
iguales de un gas tiene el mismo número
de moléculas”
Ejemplo:
Amadeo Avogadro
(1776-1856)
1L de H2
1L de O2 En condiciones iguales de P y T.
1L de CO2 contienen mismo números de
1L de NH3 moléculas.

26. 2.3. REACTIVOS LIMITANTE Y EN EXCESO.
2.3.1. REACTIVO LIMITANTE (RL).
 “Es el reactivo que interviene en menor cantidad en la reacción química”
según libro Ing. Pascual L.
 “Es aquel que en la reacción química se consume antes, determinando la
cantidad de producto o productos obtenidos” según wikipedia.
 “Es la sustancia que interviene en menor cantidad en la reacción química”
Ejemplo
2.3.2. REACTIVO EN EXCESO (REX).
 “Es el reactivo que interviene en mayor cantidad en la reacción química”
según libro Ing. Pascual L.
 “Son los reactivos presentes en mayor cantidad durante una reacción
química, los cuales sirven para hacer reaccionar en su totalidad al
reactivo limitante que por cualquier razón se encuentra en menor
proporción ya sea por su escasez o su costo económico” según mitecnologico.com
 “Es la sustancia que interviene en mayor cantidad en la reacción química”
Ejemplo

27. 2.4. CUADRO SINÓPTICO (RESUMEN).


28. 

29. 3. SOLUCIONES
3.1. Definiciones.
3.2. Clasificación de las soluciones.
3.2.1. De acuerdo al estado físico.
3.2.2. De acuerdo a estados físicos del soluto y solvente
3.2.3. De acuerdo a la naturaleza
3.2.4. De acuerdo a la proporción entre el soluto y solvente
3.3. Unidades físicas de concentración
3.3.1. Porcentaje de peso a peso
3.3.2. Porcentaje de peso a volumen
3.3.3. Porcentaje de volumen a volumen
3.3.4. Partes por millón
3.4. Unidades químicas de concentración
3.4.1. Molaridad
3.4.2. Normalidad
3.4.3. Molalidad
3.4.4. Fracción molar
3.5. Propiedades coligativas de las soluciones
3.5.1.Disminución de la presión de vapor
3.5.2. Elevación del punto de ebullición
3.5.3. Disminución del punto de congelación
3.5.4. Presión osmótica
3.6. Cuadro sinóptico

30. 3.1. Definiciones
 Solución:
“Una solución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias. La sustancia
disuelta se denomina soluto y esta presente generalmente en pequeña cantidad en
pequeña cantidad en comparación con la sustancia donde se disuelve
denominada solvente”
Según crespo.com
“Las disoluciones químicas son mezclas homogéneas de composición variable.
Por lo tanto, se diferencian de las mezclas comunes ( heterogéneas ) , y de los
compuestos químicos ( composición constante )” Según ams.c
“Las Soluciones son sistemas homogéneos (iguales propiedades físicas y
químicas en toda su masa), que están constituidas básicamente por dos
componentes llamados Soluto y Solvente” Según autorneto.com
“Es una mezcla homogénea de dos o mas sustancias, constituida de un soluto que
se encuentra en menor cantidad y el solvente que interviene en mayor cantidad.”

31.  Soluto:
“Es el componente que cambia de fase cuando se produce la disolución; también
denominado cuerpo disperso.” segun educared
“El soluto es el componente que se encuentra en distinto estado físico que la
disolución.” segun r.v.
“Se llama soluto a la sustancia minoritaria (aunque existen excepciones) en una
disolución, esta sustancia se encuentra disuelta en un determinado disolvente.
segun wikipedia
“Es la sustancia que se encuentra en menor cantidad, es el componente que se
disuelve .”
VIDEO
Anterior

32.  SOLVENTE
“El disolvente es una sustancia líquida que disuelve o disocia a otra
sustancia en una forma más elemental, y que normalmente está presente
en mayor cantidad que esa otra sustancia.” segun xenciclopedia
“Solvente es un líquido o un gas que disuelven un sólido, líquido, o
gaseoso, dando por resultado a solución” segun worldlingo
“Un disolvente o solvente es una sustancia que permite la dispersión de
otra en su seno.” segun wikipedia
“Es la sustancia que se encuentra en mayor cantidad, es la fase de mayor
proporción”
Anterior

33. 3.2. Clasificación de soluciones
3.2.1. De acuerdo a estado físico de solución
3.2.1.1. Solución solida
Es una solución en estado sólido de uno o más solutos en un solvente
Ejemplos: Aleación de cobre y níquel -, Aleación de cobre y zinc
3.2.1.2. Solución liquida:
Cuando el solvente es liquido y el soluto puede ser: solidó, liquido o
gas.
Ejemplo: Sal de cocina en agua :; Azúcar en agua segun
wikipedia
3.2.1.3. Solución gaseosa:
El solvente es gas y el soluto puede ser un solidó, liquido o gas.
Ejemplo: Aire atmosférico-, oxigeno en nitrógeno

34. 3.2.2. De acuerdo a estado físico de soluto y solvente
3.2.2.1. Solución solido - liquido
Cuando una sustancia liquida se disuelve junto con
un solidó .
Ejemplo: Sal de cocina en agua
3.2.2.2. Solución liquido – liquido
Son soluciones en la que el soluto y el solvente se encuentra en
estado liquido . Ejemplo: Etanol en agua
3.2.2.3. Solución gas – liquido
Es la solubilidad de un soluto gaseoso en un solvente liquido el cual
depende de factores como la temperatura y la presión
Ejemplo: CO2 en bebidas gaseosas
3.2.2.3. Solución gas – gas
Soluciones en donde el soluto y el solvente se encuentra en estado
gaseoso. Ejemplo: Aire
3.2.2.4. Solución sólido – sólido
Soluciones en donde le soluto y el solvente se encuentran en estado
solidó. Ejemplo: Aleación de zinc y estaño :; Acero

35. 3.2.3. De acuerdo a la naturaleza
3.2.3.1 soluciones moleculares:
Se forman entre sustancias no electrolitos y solventes apolares, las
moléculas del soluto no se disocian y están rodeadas por el solvente.
La mayoría de las soluciones ocurren en agua. segun mvega.com
3.2.3.2. soluciones ionicas
Aquellas en que el soluto es electrolito y el solvente es polar,
constituyendo una mezcla conductora por la formación de iones
en el seno de la solución:
 Ejemplo:
 Sal + agua:
NaCl + H20 ==== Na+ + Cl- H20
segunmvega.com

36. 3.2.4. De acuerdo a la proporción entre soluto y solvente
3.2.3.1 solucion diluida:
Es donde la fase dispersa y la dispersante no están en equilibrio a una temperatura
dada; es decir, ellas pueden admitir más soluto hasta alcanzar su grado de saturación.
Ejemplo: A 0 ºC 100 g de agua disuelven 37,5 NaCl, es decir, a la temperatura dada, una
disolución que contengan 20g NaCl en 100g de agua, es no saturada.
segun monografías
3.2.3.2. solucion concentrada
Es aquella donde la cantidad de soluto disuelta es próxima a la determinada por la
solubilidad a la misma temperatura. segun sledeshare
3.2.3.3. solucion saturada
En estas disoluciones hay un equilibrio entre la fase dispersa y el medio dispersante, ya que a
la temperatura que se tome en consideración, el solvente no es capaz de disolver más soluto.
Ejemplo:Una disolución acuosa saturada de NaCl es aquella que contiene 37,5 disueltos en
100 g de agua 0 ºC segun monografias
3.2.3.4. solucion sobresaturada
Representan un tipo de disolución inestable, ya que presenta disuelto más soluto que el
permitido para la temperatura dada.
Para preparar este tipo de disoluciones se agrega soluto en exceso, a elevada temperatura y
luego se enfría el sistema lentamente. segun monografias
VIDEO

37. Porcentaje masa / masa (% m/m)
 Expresa la cantidad de gramos de soluto que
existen por cada 100 gramos de disolución.
%p/p = Peso de Soluto (grs.) x 100
Peso de Solución
Referencia
Ejemplo Ejercicios

38. Porcentaje masa/volumen (% m/v)
 expresa la cantidad en gramos de soluto que
hay por cada 100 ml de disolución.
%p/v = Peso de Soluto (grs.) x 100
Volumen de solución (ml)
Referencia
Ejemplo Ejercicios

39. Porcentaje volumen/ volumen
 expresa la cantidad de ml de soluto que hay por cada
100 ml de disolución.
%v/v = Volumen de Soluto x 100
Volumen de Solución (ml)
Referencia
Ejemplo Ejercicios

40. Molaridad (M)
 Se puede definir como el número de moles
de soluto que hay en un litro de disolución
Referencia
Ejemplo VIDEOS

41. Molalidad (m)
 Es el número de moles de soluto que se
encuentran disueltas en un kilogramo (1 kg
= 1000 g) de disolvente
Referencia
Ejemplo VIDEOS

42. Normalidad (N)
 Se define como el número de pesos
equivalentes, o simplemente equivalentes, de
soluto por litro de disolución.
Referencia
Ejemplo VIDEOS

43. Fracción molar
 Es el numero de moles del componente por el
numero total de moles de todos los
componentes en la solución
X (disolvente) = n (disolvente)
n (disolvente) + n (soluto)
x (soluto) = n (soluto)
n (disolvente) + n (soluto)

44. Punto de ebullición
 El punto de ebullición es la temperatura a la
cual la presión de vapor de un líquido es igual
a la presión atmosférica. Como el punto de
ebullición depende de la presión atmosférica,
éste variará al modificarse la presión
atmosférica.
http://es.wikipedia.org/wiki/Elevaci%C3%B3n_del_punto_de_ebullici%C3%
B3

45. Punto de congelación
 Existe un equilibrio dinámico entre las
partículas que solidifican y las partículas que
se licuan. Cuando se añade un soluto este
equilibrio dinámico se rompe ya que las
moléculas del soluto congelan a menos
velocidad. Es necesaria una disminución de la
temperatura para alcanzar un nuevo equilibrio.
Referencia

46. Disminución de vapor
 La velocidad de las partículas de disolvente
(agua) que abandonan la superficie del líquido
se reduce en presencia de un soluto no volátil
Referencia

47. Presión osmótica
 Es la presión que se debe aplicar a una solución para
detener el flujo neto de disolvente a través de una
membrana semipermeable.
Referencia

48. Partes por millón
es una unidad de medida de
concentración de una solución. Se refiere
a la cantidad de mg (miligramos) que
hay en un kg de disolución
Referencia
Ejemplo

49. 3.6. Cuadro Sinóptico

50. Generalidades
Exotérmica
Endotérmica
Reacciones
Reversible
Irreversible
Flujo calórico
(Q)
Entalpia ΔH
Termoquímica Función de estado
Cambio de
entalpia en las Calor de reacción
reacciones
Calor de formación
Estado estándar
Cambio de energía Ley de hess
total en una reacción

51. Una ecuación termoquímica es una reacción química que incluye la
cantidad de energía en forma de calor que es transferida en la reacción,
expresado en Kcal o kJ
En termodinámica, una función de estado o variable de estado es una
magnitud física macroscópica que caracteriza el estado de un sistema en
equilibrio.
Wikipedia
Parte de la química en que se estudian las relaciones entre el calor y las
sustancias químicas.
Microsoft® Encarta®

52. Reacción que libera o emite calor.
reacción química que desprende
energía.
Proceso químico Que va acompañado de
desprendimiento de calor.
Microsoft® Encarta®
2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (l) + energía

53. Reacción que absorbe calor.
reacción química que absorbe o
necesita calor para reaccionar
Microsoft® Encarta®
Es aquel en el que el sistema absorbe
calor del entorno.
Doc. Word
Energía + 2 HgO (s) → 2 Hg (l) + O2
(g)

54. Es la cantidad de calor absorbido o liberado en la reacción.
Calor absorbido Calor liberado
Q(+) Q (-)
Sistema
termodinamico
Flujo calórico es el calor suministrado por unidad de tiempo.
Es la forma en la que se transmite energía calórica entre cuerpos con
distinto estado térmico (distinta temperatura), siempre desde el de mayor
temperatura al de menor temperatura, hasta que ambos lleguen a una
temperatura de equilibrio^.
2H2 + O2 ------------- 2H2O + 136KJ

55. Entalpia
Es el cambio de calor o cambio en el contenido de
calor en una reacción química.
La entalpía (H) de un sistema es una función de
estado que expresa el calor liberado o absorbido
durante un proceso, a presión constante.
Doc. Word
Magnitud termodinámica de un cuerpo, igual a la
suma de su energía interna más el producto de su
volumen por la presión exterior.
Microsoft® Encarta®

56. funciones de estado
entalpia que no depende del camino que sigue la reaccion
es decir, en una o en varias etapas sucesivas
Las funciones de estado son propiedades de un sistema
que están determinadas por los estados inicial y final del
sistema y no por la manera como alcanzó el estado final; su
valor es fijo cuando se especifican temperatura, presión,
composición y forma física.
Microsoft® Encarta®

57. Calor de reacción
Flujo de calor en una reacción a presión constante es igual al
cambio de entalpia
calor de reacción (H o qP) es la diferencia entre las entalpías
de los productos y las entalpías de los reactivos, a presión
constante y se expresa en J.
Doc. Word
Ejemplo

58. Calor de formación
es el calor de reacción de la reacción para la formación de una mol del
compuesto a partir de los elementos estándar
calor de formación de un compuesto es el cambio de calor que resulta de
la formación de un mol de un compuesto a partir de sus elementos en sus
estados estándar y se expresa en J/mol o en kJ/mol.
Doc. Word
El calor de formación de un compuesto es  La entalpía estándar de
formación.
Mitecnologico.com
Ejemplo

59. Estado estándar
forma mas estable de un elemento
El estado estándar, indicado con el superíndice (), se refiere a la
condición de 1 atm de presión. Si un elemento existe en más de una forma
en condiciones estándar, se utiliza la forma más estable del elemento para
la reacción de formación.
Doc. Word
Ejemplo

60. Cambio de energía total en una
reacción viene expresado por
ΔHt = ΣΔHf productos - ΣHΔf
reaccionantes
Ejemplo

61. Ley de Hess
si agregamos 2 o mas ecuaciones para obtener una nueva ecuación total, el
Δ Ht es igual a la suma de todas las partes.
En una reacción química es constante con independencia de que la
reacción se produzca en una o más etapas.
Pntic.com
Ejemplo

62. Reacción reversible
son aquellas en los que los productos se combinan para formar las sustancias
originales.
es una reacción química que se efectúa en ambos sentidos simultáneamente, es
decir, los productos reaccionan entre sí y regeneran a los reactivos.
Wikipedia

63. Reacción irreversible
son aquellas que los productos no se combinan para formar las
sustancias originales.
Una reacción irreversible es una reacción química que se verifica
en un solo sentido, es decir, se prolonga hasta agotar por lo menos
una de las sustancias reaccionantes.
Wikipedia

64. Algunos automóviles pueden utilizar gas butano, C4H10 (g) como combustible. A
partir de la información termoquímica de la tabla 2 (∆Hº= -124.7) , calcular la
energía liberada en la combustión de 10 litros de butano medidos a 298k y 1atm.
Para la combustión del butano tenemos:
C5H10 + (13/2)O2 ----> 4CO2+5H20
El calor de reacción que proporcionará la combustión de un mol de metano será:
ΔH= 5·ΔH(H20)+4·ΔH(CO2)-ΔH(C4H10)
Por otro lado 10 l a 298K y 1 atm son 0,41 moles de butano porque:
P·V=nRT ---->> n=P·V/RT=1·10/(0,082·298)=0,41 moles
luego el calor producido por estos 0,41 moles será:
ΔH·0,41

65. .
Calcula:
a) la variación de entalpía de formación del propano en condiciones estándar.
b) la variación de energía interna de formación del propano en condiciones estándar.
DATOS: Entalpías estándar de combustión (kJ/mol) para el agua en estado líquido.:
C (s) : -393,5; H2 (g): -285,5; propano: -2 218,8.
Solución:
La entalpía es una función de estado. La variación de entalpía de un proceso es la diferencia entre las entalpías
de los estados final e inicial, sin tener en cuenta el camino seguido. Esto permite calcular la variación de entalpía
de un proceso como la combinación lineal de las entalpías de otros procesos que al combinar sus ecuaciones
permitan concluir la ecuación del proceso pedido:
A partir de las entalpías de combustión del:
C (s): C (s) + O2 (g) → CO2 (g) _H1º = -393,5 kJ
H2 (g): H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (l) _H2º = -285,5 kJ
propano: C3H8 (g) + 5 O2 (g) → 3 CO2 (g) + 4 H2O (l) _H3º = -2 218,8 kJ
multiplicando la primera ecuación por 3, la segunda por 4 y la última por -1 dan la ecuación de formación del
propano:
3 C (s) + 4 H2 (g) → C3H8 (g) _Hfº = 4 × _H1º + 3 × _H2º – _H1º = -103,7 kJ/mol
b) La entalpía H se define a partir de la energía interna U, como:
H=U+P·V
La variación de entalpía de un proceso será:
_H = _U + _(P · V)
La variación de volumen de los sólidos y los líquidos es despreciable frente a la variación de volumen de los
gases. Suponiendo comportamiento ideal para los gases:
P · V = n(g) · R · T
Si la temperatura final es la misma que la inicial:
_H = _U + _(P · V) = _U + _(n(g) · R · T) = _U + _n(g) · R · T
En la ecuación de formación del propano:
3 C (s) + 4 H2 (g) → C3H8 (g)
_n(g) = 1 mol C3H8 (g) – 4 mol H2 (g) = -3 mol (g)
_U = _H – _n(g) · R · T = -103,7 kJ/mol – (-3) · 8,31×10-3 kJ/(mol·K) · 298 K = -96,3 kJ/mol

66. calcule la entalpia estandar de formacion de acetileno C2H2 a partir de sus
elementos:?
2 C(grafito) + H2(g) ----------------> C2H2(g)
las ecuaciones para cada etapa y los cambios de entalpia correspondientes son:
a. C (grafito) + O2 --------> CO2 deltaH° reaccion= -393.5 KJ
b. H2 (g) + 1/2 O2 ---------> H2O(l) deltaH° reaccion= -285.8 KJ
c. 2 C2H2 (g) + 5 O2(g) -----------> 4 CO2 (g) + 2 H2O(l) deltaH° reaccion= -2598.8 KJ
2 C(grafito) + H2(g) ----------------> C2H2(g)
CALOR ESTANDAR DE FORMACIÓN
226.7 AH (KJ/mol)

67. Calcula el calor liberado por mol de compuesto que reacciona con oxígeno
para la siguiente reacción:
2 B5H9 (l) + 12 O2 (g) → 5 B2H3 (s) + 9 H2O (l)
Las entalpías estándar de formación del B5H9 (l), del B2H3 (s) y del H2O (l)
son 73.2, – 1263.6 y – 285.8 kJ/mol, respectivamente.
Respuesta:
 r = [ (– 1 263.6 kJ/mol  5 moles) + (– 285.8 kJ/mol  9 moles) ] – [
H
(73.2 kJ/mol  2 moles) + (0 kJ/mol  12 moles) ] =
= – 9 036.6 kJ
Este es el calor que se libera por cada 2 moles de B5H9 que reaccionan con
12 de O2. Por lo tanto, el calor que se libera por mol de B5H9 es:
 r = _– 9 036.6 kJ_ = – 4 5183 kJ/mol
H
2 mol

68. a) C (diamante) + O2 (g) → CO2 (g)  r = – 395.4 kJ
H
b) C (grafito) + O2 (g) → CO2 (g)  r = – 393.5 kJ
H
Invirtiendo la ecuación b) se obtiene:
c) CO2 (g) → C (grafito) + O2 (g)  r = + 393.5 kJ
H
A continuación se suman las ecuaciones a) y c) para obtener la ecuación
deseada:
a) C (diamante) + O2 (g) → CO2 (g)  r = – 395.4
H
kJ
c) CO2 (g) → C (grafito) + O2 (g)  r = + 393.5
H
kJ
______________________________________ _____________
C (diamante) → C (grafito)  r = – 1.9
H
kJ

69. Generalidades
Reacción reversible
Velocidad de reacción Ley de acción de masas
Naturaleza de reactivos
Catalizadores
Factores que controlan la Concentración
velocidad de reacción Temperatura
Equilibrio químico
Constante de equilibrio
Equilibrio homogéneo y
heterogéneo
Concentración
Principio de Efectos y factores del
Temperatura
Chatelier desplazamiento del equilibrio
Presión

70. Es el punto en el cual la velocidad de reacción directa es igual a la velocidad
inversa
folleto
A medida que la reacción tiene lugar, disminuye la concentración de los reactivos
según se van agotando. Del mismo modo, la velocidad de la reacción también
decrece. Al mismo tiempo aumentan las concentraciones de los productos,
tendiendo a colisionar unos con otros para volver a formar los reactivos. Por
último, la disminución de la velocidad de la reacción directa se equipara al
incremento de la velocidad de la reacción inversa, y cesa todo cambio.
Microsoft ® Encarta
El equilibrio se refiere a aquel estado de un sistema en el cual no se produce
ningún cambio neto adicional. Cuando a y B reaccionan para formar C y D a la
misma velocidad en que C y D reaccionan para formar A y B, el sistema se
encuentra en equilibrio.
Monografias.com
ejemplo

71. Reacción reversible
Es una reacción química que se efectúa en ambos sentidos
simultáneamente, es decir, los productos reaccionan entre sí y regeneran a
los reactivos.

72. Velocidad de reacción
cantidad que expresa como cambia en el tiempo la concentracion de un
reaccionante o de un producto.
folleto
La velocidad de una reacción química relaciona el cambio en la
concentración de reactivos o productos con el tiempo y se expresa,
usualmente, en mol/l × s.
hiru.com
aA + bB -------- cC + dD
ejemplo

73. Ley de accion de masas
la velocidad de la reaccion es proporcional al producto de las concentraciones de
los reactantes, cada uno elevado a la potencia de sus coeficientes en la ecuacion
balanceada.
Folleto
Es una relación que establece que los valores de la expresión de la Ke son
constante par una reacción en particular a una temperatura dada, siempre que se
haya sustituido las concentraciones en equilibrio.
Monografias.com
La ley de masas o ley de acción de masas establece que para una reacción química
reversible en equilibrio a una temperatura constante, una relación determinada de
concentraciones de reactivos y productos, tienen un valor constante.
nA + mB -------- C
Velocidad = k [A]n[B]m
Wikipedia.com

74. Naturaleza de reactivos
La naturaleza de los reactivos esta determinada por la energía de activación.
Energía de activación.
Energía que se debe superar para que a reacción química para ocurrir.
orldlingo.com
La energía de activación en química y biología es la energía que necesita un
sistema antes de poder iniciar un determinado proceso.
wikipedia.com

75. Concentración
Cuanto mayor sea el número de colisiones que se producen en la unidad
de tiempo, tanto más probable será la realización de un choque eficaz,
esto es, de un choque que dé lugar a la transformación de las moléculas.
De esta forma se explica el hecho experimentalmente observado, de que al
aumentar la concentración de los reactivos aumente la velocidad de la
reacción química.
angelfire.com
la colisión entre las partículas que están reaccionando, depende del
numero de las moléculas presentes en un volumen determinado. A medida
que aumenta la concentración, aumenta las colisiones entre las partículas
reaccionantes en un determinado periodo de tiempo y se forma mas
moléculas del producto
folleto

76. Temperatura
Por norma general, la rapidez de reacción aumenta con la temperatura
porque al aumentarla incrementa la energía cinética de las moléculas.
Con mayor energía cinética, las moléculas se mueven más rápido y chocan
con más frecuencia y con más energía.
Wikipedia.com
Considerando conjuntamente la teoría cinética y la teoría de colisiones es
posible explicar tal comportamiento. Al aumentar la temperatura, la
energía cinética de las moléculas de los reactivos aumenta, con lo que los
choques son más violentos poniéndose en juego en un mayor número de
ellos la energía suficiente como para superar esa barrera que constituye la
energía de activación. El efecto conjunto de estos procesos individuales se
traduce en que una mayor cantidad de reactivos se transforma en la
unidad de tiempo, es decir, la velocidad de reacción aumenta
notablemente.
angelfire.com

77. Catalizadores
Los catalizadores aumentan o disminuyen la rapidez de una reacción sin
transformarse. Suelen empeorar la selectividad del proceso, aumentando la
obtención de productos no deseados. La forma de acción de los mismos es
modificando el mecanismo de reacción, empleando pasos elementales con mayor o
menor energía de activación.
Wikipedia.com
Se entiende en química por catalizador toda sustancia que incrementa la
velocidad de una reacción sin verse ella misma alterada al final del proceso. El
efecto del catalizador es, en cierto sentido, inverso al efecto de temperatura; en vez
de aumentar la energía cinética de las partículas para poder salvar la cresta de la
energía de activación, rebaja la altura de ésta, con lo cual hace más sencillo el
proceso de transformación, pudiéndose en ocasiones llevar a cabo incluso a
temperatura ambiente. El catalizador se combina con alguno de los réactivos,
dando lugar a un producto intermedio de vida transitoria que reacciona con el
resto con mayor facilidad. Una vez concluida la reacción se recupera, pudiendo
ser nuevamente empleado.
angelfire.com

78. Constante de equilibrio
la velocidad de reacción directa es proporcional a la concentración de los reactivos
elevados a la potencia del coeficiente en la ecuación balanceada.
C (s) + CO2 (g) ------- 2CO (g)
ejemplo

79. Equilibrio homogéneo
cuando los reaccionantes y los productos se encuentran en el mismo
estado.
folleto
Existen equilibrios químicos, en los cuales tanto reactantes como
productos, pertenecen a un solo estado de la materia, llamándose a estos
equilibrios homogéneos.
galeon.com
2NO (g) + O2 (g) <======>2NO2 (g)

80. Equilibrio heterogéneo
si uno o mas reaccionantes o productos no están en el mismo estado.
folleto
existen equilibrios en los cuales pueden estar presentes sustancias en
solución, formándose en estos casos un equilibrio heterogéneo.
galeon.com
CaCO3 (s)------------ CaO (s) + CO2 (g)

81. Principio de chatelier
Si en un sistema en equilibrio se modifica algún factor (presión,
temperatura, concentración,..) el sistema evoluciona en el sentido que
tienda a oponerse a dicha modificación.
cica.es
Cuando un sistema en equilibrio químico es perturbado por un cambio
de temperatura, presión o concentración, el sistema modificará la
composición en equilibrio en alguna forma que tienda a contrarrestar este
cambio de la variable.
Monografias.com
si un sistema en equilibrio es sometido a una perturbación o una tensión el
sistema reaccionara de tal manera que disminuirá el efecto de la tensión.
folleto

82. Efecto de la temperatura.
Un aumento de la temperatura causará un desplazamiento del equilibrio
en el sentido de la reacción que absorba calor, es decir, en el sentido
endotérmico de la reacción. Por el contrario, una disminución en la
temperatura causará un desplazamiento en el sentido exotérmico de la
reacción.
laguia2000.com
Si en una reacción exotérmica aumentamos la temperatura cuando se
haya alcanzado el equilibrio químico, la reacción dejará de estar en
equilibrio y tendrá lugar un desplazamiento del equilibrio hacia la
izquierda (en el sentido en el que se absorbe calor). Es decir, parte de los
productos de reacción se van a transformar en reactivos hasta que se
alcance de nuevo el equilibrio químico.
Si la reacción es endotérmica ocurrirá lo contrario.
cica.es

83. Efecto de la presión.
Si aumenta la presión, el equilibrio se desplazará hacia el lado de la
reacción donde haya menor número de moles gaseosos, contrarrestando
de esta manera la disminución de volumen. Si la presión disminuye,
ocurrirá lo contrario.
laguia2000.com
Las variaciones de presión sólo afectan a los equilibrios en los que intervienen
algún gas y cuando hay variaciones de volumen en la reacción.
En la reacción de formación del amoniaco, hay cuatro moles en el primer
miembro y dos en el segundo; por tanto, hay una disminución de volumen de
izquierda a derecha:
N2 (g) + 3 H2 (g) Û 2 NH3 (g)
Si disminuimos el volumen del sistema el efecto inmediato es el aumento de la
concentración de las especies gaseosas y , por tanto, de la presión en el recipiente.
Dicho aumento se compensa parcialmente si parte del N2 y del H2 se combinan
dando NH3, pues así se reduce el número total de moles gaseosos y,
consecuentemente, la presión total. El equilibrio se desplaza hacia la derecha.
Si aumentamos el volumen ocurrirá todo lo contrario.
cica.es

84. Efecto de la concentración.
El aumento de la concentración de los reactivos causará un
desplazamiento del equilibrio hacia la formación de productos. Un
aumento en la concentración de productos determinará un
desplazamiento del equilibrio hacia la formación de reactivos. La
disminución en la concentración de reactivos o productos causa un
desplazamiento hacia la formación de mayor cantidad de reactivos o
productos, respectivamente.
laguia2000.com
Un aumento de la concentración de los reactivos, o una disminución de
los productos hace que la reacción se desplace hacia la derecha. En
cambio, una disminución de la concentración de los reactivos, o un
aumento de la concentración de los productos, hacen que la reacción se
desplace hacia la izquierda.
cica.es

85. Existe factores físicos y químicos para que el equilibrio se desplace entre
ellos tenemos temperatura, presión y concentración.
Ejemplo claro es:
N2 (g) + 3 H2 (g) ----------- 2 NH3 (g)
1. si se agrega mas nitrógeno el equilibrio de desplazara hacia la derecha.
2. si se aumenta la presión el equilibrio de desplazara hacia la derecha.
3. si se disminuye la temperatura el equilibrio de desplazara hacia la
derecha.
4. si se aumenta la temperatura el equilibrio de desplazara hacia la
izquierda.
5. si se disminuye la presión el volumen del amoniaco aumenta.
ejemplo

86. . Para la siguiente reacción:
2 NO (g) + Cl2 (g)®----------- 2 NOCl (g)
la ecuación de velocidad hallada experimentalmente es:
Velocidad = k [NO]2[Cl2]
La velocidad de reacción es directamente proporcional a la concentración
de Cl2 y al cuadrado de la concentración de NO.

87. CO (g) + Cl2 (g) ------ COCl2 (g)
H2 (g) + I2 (g) ------ 2HI (g)

88. 6. ÁCIDOS, BASES, pH Y pOH.
6.1. Generalidades.
6.2. Propiedades Generales de los Ácidos y Bases en soluciones acuosas.
6.3. Definiciones de Arrheinius, Bronsted-Lowry y Lewis sobre ácidos y
bases.
6.4. Electrolitos.
6.5. Disociación de electrolitos.
6.6. Ionización del agua.
6.7. Grado de Ionización.
6.8. El pH y pOH de una solución.
6.8.1. Derivación del Resultado.
6.8.2. Escala.
6.8.3. Problema.

89. 6.1. Generalidades.
 Un Ácido se identifica cuando en la fórmula
química aparece el hidrógeno (H+).
Por ejemplo: HCl, H2SO4, HBr
 Una Base de identifica cuando en la fórmula
química hay presencia del grupo OH-
Por ejemplo: NaOH, KOH, Ca(OH)2

90. 6.2. Propiedades Generales de los Ácidos y
Bases en soluciones acuosas.
Cuadro Propiedades Generales en soluciones acuosas de:
ÁCIDOS BASES
Sabor Agrio, por presencia de ácidos. Sabor Amargo.
Con indicador Tornasol, cambia de Con indicador Tornasol, cambia de
color azul a rojo. color rojo a azul.
Neutraliza Bases. Neutraliza Ácidos.
Presenta untuosidad o sensación
jabonosa.

91. 6.3. Definiciones de Arrheinius, Bronsted-Lowry y
Lewis sobre ácidos y bases.
 6.3.1. Según Arrheinius sobre ácidos y bases.
ACIDO
Sustancia que cede iones de hidrógeno (H+), cuando se disuelve en agua.
BASE
Sustancia que cede iones hidroxilos (OH-), cuando se disuelve en agua.
 6.3.2. Según Bronsted – Lowry.
ACIDO
Es un donador de protones, dona un ión hidrógeno (H+).
BASE
Es un receptor de protones, acepta un ión hidrógeno (H+).
 6.3.3. Según Lewis.
ACIDO
Es una sustancia capaz de aceptar (y compartir) un par de electrones.
BASE
Es una sustancia capaz de donar (y compartir) un par de electrones.

92. 6.4. Electrolitos.
Cuadro Sinóptico:
•Acidos Fuertes:
HCl, HBr, H2SO4,
Son sustancias HNO3
que están
•Electrolitos Fuertes completamente •Bases Fuertes:
ionizadas Hidroxilos de
metales grupos IA y
IIA.
Son sustancias •Acidos Débiles:
Electrolitos que están HCOOH, HCN
•Electrolitos Débiles parcialmente •Bases Débiles:
ionizadas NH3, C5H5-NH2
Son sustancias
•No
que no
Electrolitos
conducen la
electricidad.

93. 6.5. Disociación de electrolitos.
 Proceso por el cual los productos originados en la descomposición se unen a su vez
para formar el cuerpo primitivo.
 “Cuando se disuelven en agua ácidos, bases y sales se produce fraccionamiento de
la molécula, es decir la molécula se ha ionizado y la solución se a transformado en
un electrolito.”
Ejemplos:
NH4Cl HCl + NH3
HCl + H2O (H3O)+ + (Cl)-
H3PO4 3(H)+ + (PO4)-3
Ca(OH)2 (Ca)+2 + 2(OH)-
K2SO4 2(K)+ + (SO4)-2

94. 6.6. Ionización del agua.
La disociación del agua, considerada como electrolito es muy importante. En el agua pura hay
concentraciones iguales de iones H+ y de iones OH-
H2O H+ + (OH)-
La constante de equilibrio:
[H+] [OH-]
Keq =
[ [ H2O]
Como la concentración del agua, permanece constante como en los ácidos y bases débiles, se puede
combinar: Keq y [H2O] = KA
KA = [H+] [OH-] KA = constante de ionización del agua
A temperatura ambiente (25º C), KA = 1,0  10-14
[H+] [OH-] = 1,0  10-14
SI: [H+] = [OH-]
[H+]2 = 1,0  10-14
[H+] = 1,0  10-14
[H+] = 1,0  10-7
Si una solución tiene una concentración del [H+] 1,0  10-7, la solución es ácida puesto que
[H+]  [OH-].

95. 6.7. Grado de Ionización.
El grado de disociación o ionización de una sustancia iónica depende de la naturaleza de sus
iones (electrolitos fuertes o débiles).
La constante de equilibrio en este caso se llama constante de discociación ó ionización que
es lo mismo.
Ejemplo:
En la reacción general AB A+ + B-, las concentraciones de A+ y B- en el punto de
equilibrio son: [A]=0,003 M, [B]=0,003 M y la [AB] sin disociarse es [AB] = 0,1M.
Calcular la cte. de disociación.
Solución: AB A + + B-
[A+] [B-] (0,003)(0,003)
Keq = Kd = = = 0,000009 = 9*10-6
[AB] (0,1)
Entonces el grado de disociación (Gd) es igual:
[A+]o
Gd =
[ [AB]o
Donde: [A+]o = concentración inicial en el equilibrio de A+
[AB]o = concentración inicial de AB.
Por estequiometría de la reacción, el número de moles de AB que se disocia es igual al
número de moles de A+ o B- formado.

96. 6.8. El pH y pOH de una solución.
Por Definición: Para cualquier solución, la suma del pH y pOH es siempre igual a14.
pH + pOH = 14
6.8.1. Derivación del Resultado:
Partiendo de ionizacion agua: [H+] [OH-] = 1,0  10-14
Aplicando logaritmos: log [H+] [OH-] = log 1,0  10-14
log [H+] +log [OH-] = log 1 + log 10-14
log [H+] +log [OH-] = 0-14 (1)
(-1) log [H+] + log [OH-] = -14
-log [H+] +(-log [OH-]) = 14
pH = -log (H+) = log 1/ (H+)
pOH = -log (OH-) = log 1/ (OH-)
6.8.2. Escala:
pH  7 pH = 7 pH  7
más ácido ácido neutro base más base

97. 6.8.3. Problema.
Calcular el pH de la siguiente solución:
[OH-] = 2.0 * 10-8
Datos e Fórmulas Cálculos y Resultados
Incógnitas
[OH-] = 2.0 * 10-8 pOH = -[log (2) + (-8) log 10]
pOH = -log [OH-] pOH = - (0.3 - 8) = 7.7
pH = ?
pH = 14 – 7.7
pH = 6.3