Olimpiadas de Química: Cuestiones Y Problemas

OLIMPIADAS
DE QUÍMICA
CUESTIONES Y
PROBLEMAS
(VOLUMEN 3)
SERGIO MENARGUES & AMPARO GÓMEZ-SIURANA

NOVIEMBRE 2020

“La química, lengua común de todos los pueblos”.

INTRODUCCIÓN

Hace ya más de 20 años que los autores de este trabajo comenzaron a recopilar problemas y cuestiones
propuestos en las diferentes pruebas de Olimpiadas de Química, con el fin de utilizarlos como material
de apoyo en sus clases de Química. Inicialmente se incluyeron solo los correspondientes a las Olimpiadas
Nacionales de Química y más tarde se fueron incorporando los de algunas fases locales de diferentes Co-
munidades Autónomas. Así se ha llegado a recopilar una colección de más de 5.700 cuestiones y 1.100
problemas, que se presentan resueltos y explicados, que se ha podido realizar gracias a la colaboración
de colegas y amigos que se citan al final de esta introducción y que, año a año, hacen llegar a los autores
los enunciados de las pruebas en sus comunidades autónomas.

En las anteriores versiones de este material, las cuestiones y los problemas, se clasificaron por materias,
indicado su procedencia y año. Dado el elevado número de ejercicios recopilados hasta la fecha, en esta
nueva versión se ha modificado la forma de clasificación y se han organizado por temas, y dentro de cada
tema, por subapartados, siguiendo la misma estructura que los libros de texto de Química convencionales

Cada curso, los profesores de Química de 2° de bachillerato se enfrentan al reto de buscar la forma más
eficaz para explicar esta disciplina y, al mismo tiempo, hacer que sus estudiantes sean conscientes del
papel que juega la Química en la vida y en el desarrollo de las sociedades humanas. En este contexto, las
Olimpiadas de Química suponen una herramienta muy importante ya que ofrecen un estímulo, al fomen-
tar la competición entre estudiantes procedentes de diferentes centros y con distintos profesores y esti-
los o estrategias didácticas. Esta colección de ejercicios se propone como un posible material de apoyo
para desarrollar esta labor.

Los autores reconocen y agradecen la participación de Fernando Latre David en las primeras fases de
desarrollo de este Material. Desde el Colegio de Químicos y Asociación de Químicos de la Comunidad Va-
lenciana, Fernando Latre David desarrolló durante muchos años una abnegada e impagable labor como
impulsor y defensor de las Olimpiadas de Química.

Los enunciados de los problemas y cuestiones recogidos en este trabajo han sido enviados por:
Juan A. Domínguez (Canarias), Juan Rubio (Murcia), Luis F. R. Vázquez, Cristina Pastoriza y Juan Sanmar-
tín (Galicia), José A. Cruz, Nieves González, Gonzalo Isabel y Ana Bayón (Castilla y León), Ana Tejero y
José A. Díaz-Hellín (Castilla-La Mancha), Pedro Márquez, Octavio Sánchez, Victoria Gil, Evaristo Ojalvo y
Maribel Rodríguez (Extremadura), Pilar González y Manuel Manzano (Cádiz), Ángel F. Sáenz de la Torre
(La Rioja), José Luis Rodríguez y Miguel Ferrero (Asturias), Matilde Fernández y Agustí Vergés (Balea-
res), Fernando Nogales (Málaga), Joaquín Salgado (Cantabria), Pascual Román y Xabier Egaña (País
Vasco), Mercedes Bombín, Bernardo Herradón y Benigno Palacios (Madrid), Eva Herrera (Sevilla), Anto-
nio Marchal (Jaén), Diego Navarrete y Natalia Navas (Granada).

Los autores agradecen a Humberto Bueno su ayuda en la realización de algunas de las figuras incluidas
en este trabajo, así como a todos aquéllos que con sus comentarios y correcciones contribuyen a que este
material pueda ir mejorando día a día.

Los autores

ÍNDICE
I. DISOLUCIONES Y PROPIEDADES COLIGATIVAS

1. Concentración de las disoluciones 1
2. Solubilidad de gases. Ley de Henry 13
3. Ley de Raoult. Equilibrio líquido – vapor 17
4. Presión osmótica 21
5. Crioscopia y ebulloscopia 25
II. CINÉTICA QUÍMICA
1. Velocidad de reacción 39
2. Dependencia de la velocidad con la concentración. Método de la velocidad
inicial 60
3. Orden de reacción 82
4. Teorías de colisiones y del estado de transición 98
5. Dependencia de la velocidad con la temperatura. Ecuación de Arrhenius 111
6. Mecanismos de reacción 132
7. Catálisis 137
III. EQUILIBRIO QUÍMICO
1. Constantes de equilibrio 147
2. Relación entre las constantes de equilibrio 168
3. Combinación de las constantes de equilibrio 185
4. Cociente de reacción 192
5. Modificación de las condiciones de equilibrio. Principio de Le Châtelier 199
6. Cálculos en equilibrios 278
IV. ÁCIDOS Y BASES
1. Teorías ácido-base: Arrhenius, Brönsted & Lowry y Lewis 319
2. Autodisociación del agua y pH 342
3. Ácidos y bases fuertes 351
4. Ácidos y bases débiles 368
5. Ácidos polipróticos 408
6. Hidrólisis 416
7. Disoluciones reguladoras 460
8. Valoraciones ácido-base. Indicadores 493
V. REACCIONES DE PRECIPITACIÓN
1. Relación entre solubilidad y producto de solubilidad 539
2. Efectos ion común y salino 574
3. Formación de precipitados 591
4. Precipitación fraccionada 600
5. Solubilidad y pH 606
6. Solubilidad y formación de complejos 621

Q3. Olimpiadas de Química. Cuestiones y Problemas (S. Menargues & A. Gómez) 1
I. DISOLUCIONES Y PROPIEDADES COLIGATIVAS

1. CONCENTRACIÓN DE LAS DISOLUCIONES
1.1. ¿Cuál es la fracción molar del agua en 200 g de etanol del 95 % en masa?
a) 0,050
b) 0,12
c) 0,60
d) 0,85
(O.Q.L. Asturias 1987) (O.Q.L. Castilla y León 1999) (O.Q.L. Castilla y León 2014) (O.Q.L. Extremadura 2018)
Partiendo de una base de cálculo de 100 g de disolución, la fracción molar del H! O es:
1 mol H O
5,0 g H! O · 18,0 g H! O
!
𝑥"! # = = 0,12
1 mol C! H$ OH 1 mol H! O
95 g C! H$ OH · + 5,0 g H! O ·
46,0 g C! H$ OH 18,0 g H! O
La respuesta correcta es la b.
1.2. De entre las diferentes formas de expresar la concentración de las disoluciones, hay que destacar:
a) La normalidad, que es la norma adoptada en los países de la Unión Europea para medir la relación
soluto/disolvente.
b) La molaridad, que es el número de moles de soluto en un litro de disolución.
c) La molalidad, que es el nombre que utilizan en China para la molaridad.
d) La fracción molar, que se utiliza para expresar la concentración en disoluciones donde el número de
moles de soluto en un litro no es un número exacto.
(O.Q.L. Murcia 1996)
a) Falso. Normalidad (forma obsoleta de expresar la concentración de una disolución) es la relación entre
equivalentes-gramo de soluto y litros de disolución.
b) Verdadero. Molaridad es la relación entre moles de soluto y litros de disolución.
c) Falso. La propuesta es absurda.
d) Falso. Fracción molar es la relación entre moles de soluto y la suma de los moles de los componentes
de la disolución.
1.3. En 500 g de una disolución de ácido acético al 15 % hay:

a) 50 g de ácido acético
b) 900 g de ácido acético
c) 75 g de ácido acético
d) 75 mL de ácido acético
(O.Q.L. Castilla y León 1998)
La masa de ácido acético, CH% COOH, contenida en la disolución es
15 g CH% COOH
500 g disolución · = 75 g CH% COOH
100 g disolución
La respuesta correcta es la c.
1.4. Se añaden 3,5 g de alcohol etílico, C2 H5 OH, a 500 g de agua. Sabiendo que la masa molecular del
alcohol etílico es igual a 46, ¿cuál será la molalidad de la disolución?
a) 0,152
b) 0,987
c) 2,56
d) 35
La concentración molal de la disolución es:

3,5 g C! H$ OH 1 mol C! H$ OH 10% g H! O
· · = 0,15 mol kg ()
500 g H! O 46 g C! H$ OH 1 kg H! O
La respuesta correcta es la a.
1.5. El análisis de un vino de California, Cabernet-Sauvignon, cuya densidad es 1,11 g cm–3 , muestra
que este tiene una acidez total del 0,66 % en masa. Suponiendo que dicha acidez se debe únicamente al
ácido etanoico o acético, CH3 COOH, ¿cuál es la normalidad, respecto al ácido, del vino?
a) 1,2·10–4
b) 1,1·10–3
c) 1,2·10–1
d) 1,4·10–3
Tomando como base de cálculo 100 g de vino, la molaridad de la disolución es:

0,66 g CH% COOH 1 mol CH% COOH 1,11 g vino 10% cm% vino
· · · = 1,2·10() mol L()
100 g vino 60,0 g CH% COOH 1 cm% vino 1 L vino
La relación entre molaridad y normalidad, forma obsoleta de expresar la concentración de una disolución,
viene dada por la expresión:
Normalidad = Molaridad · valencia
La valencia en un ácido viene dada por el número protones que es capaz de ceder. En el caso del ácido
acético, CH% COOH:
CH% COOH(aq) + H! O(l) D CH% COO( (aq) + H% O. (aq)
La valencia es 1, por tanto, la normalidad es la misma que la molaridad, 1,2·10() N.
1.6. Una muestra de agua tomada de un río contiene 5,0 ppm de O2 disuelto. Suponiendo que la den-
sidad del agua es igual a 1,0 g mL–1 , la masa de O2 disuelto en 1,0 L de agua es:
a) 0,0050 g
b) 3,0·10–7 g
c) 0,0096 g
d) 9,4·10–5 g
e) 5,0·10–6 g
(O.Q.L. Castilla y León 1999) (O.Q.L. Castilla y León 2001) (O.Q.L. Castilla y León 2012)
El número de ppm de una disolución acuosa diluida equivale a los mg L() de soluto que contiene:
5,0 mg O! 1 g O!
1,0 L agua · · % = 0,0050 g O!
1 L agua 10 mg O!
1.7. Al hacer un análisis de metales en el aire se ha encontrado que la concentración de aluminio pre-
sente es de 25 ppm. Su concentración en tanto por ciento será:
a) 2,5·10–3
b) 0,0016
c) 0,0041
d) 3,1·10–3
Es necesario tener en cuenta que no resulta adecuado utilizar ppm para expresar la concentración de un
metal en el aire.
Cambiando las unidades de la concentración:

25 mg Al 1 kg aire
· · 100 = 2,5·10(% %
kg aire 101 mg aire
1.8. ¿Cuál es la molalidad de la disolución resultante de disolver 5,00 g de ácido acético, C2 H4 O2 , en

60,0 g de agua?
a) 0,143
b) 0,521
c) 35
d) 1,39
La molalidad de la disolución es:

5,00 g C! H2 O! 1 mol C! H2 O! 10% g H! O
· · = 1,39 mol kg ()
60,0 g H! O 60,0 g C! H2 O! 1 kg H! O
La respuesta correcta es la d.
1.9. Una disolución acuosa de ácido sulfúrico al 40,0 % en masa tiene una densidad de 1,30 g cm–3 . Su
normalidad es:
a) 10,6
b) 46,4
c) 23,2
d) 20,8
(O.Q.L. Murcia 2000) (O.Q.L. Murcia 2001) (O.Q.L. Castilla-La Mancha 2016)
Tomando como base de cálculo 100 g de disolución, la molaridad de la disolución es:

40,0 g H! SO2 1 mol H! SO2 1,30 g disolución 10% cm% disolución
· · · = 5,30 mol L()
100 g disolución 98,1 g H! SO2 1 cm% disolución 1 L disolución
La relación entre molaridad y normalidad, forma obsoleta de expresar la concentración de una disolución,
La valencia en un ácido viene dada por el número protones que es capaz de ceder. En el caso del ácido
sulfúrico, H! SO2 :
H! SO2 (aq) + 2 H! O(l) ® SO!( .
2 (aq) + 2 H% O (aq)
La valencia es 2, por tanto la normalidad es:

N = 5,30 · 2 = 10,6
1.10. Se dispone de dos disoluciones A y B. La disolución A contiene 6,00 g de CH3 OH en 1 kg de H2 O y

la disolución B está formada por 6,00 g de CH3 OH y 1 kg de CCl4 . A 20 °C, la densidad de la disolución A
es menor que la densidad de la disolución B. Indique cuál de las siguientes proposiciones relativas a estas
disoluciones es cierta:
a) Las disoluciones A y B tienen la misma molaridad.
b) Ambas disoluciones tienen la misma molalidad.
c) Las fracciones molares de CH3 OH en A y B son iguales.
d) El porcentaje de CH3 OH es diferente en A y B.
(O.Q.L. Canarias 2000) (O.Q.L. Castilla y León 2001) (O.Q.L. Asturias 2003)
Ambas disoluciones contienen igual masa de soluto (𝑚3 ) y, por tanto, moles de soluto (𝑛), idéntica masa
de disolución (𝑚4 ) y de disolvente (𝑚5 ). Además, respecto de las densidades, expresadas en kg L() , se
cumple que 𝜌6 < 𝜌7 .
a) Falso. Si 𝑀6 = 𝑀7 :
𝑛 mol CH% OH
𝑀6 = ⎫
1 L A
𝑚4 kg A · 𝜌 kg A ⎪
⎪
6 𝑀6 𝜌6
→ =
𝑛 mol CH% OH ⎬ 𝑀7 𝜌7
𝑀7 =
1 L B ⎪ ⎪
𝑚4 kg B · 𝜌 kg B
7 ⎭
Como 𝜌6 < 𝜌7 , se cumple, que 𝑀6 < 𝑀7 .
b) Verdadero. Si 𝑚6 = 𝑚7 :
𝑛 mol CH% OH
𝑚6 = ⎫
𝑚5 kg disolvente ⎪
→ 𝑚6 = 𝑚7
𝑛 mol CH% OH ⎬
𝑚7 = ⎪
𝑚5 kg disolvente ⎭
c) Falso. Si 𝑥6 = 𝑥7 :
𝑛 mol CH% OH
𝑥6 = ⎫
1 mol H O
𝑛 mol CH% OH + 10% g H! O · 18,0 g H! O ⎪
⎪
! 𝑥6 𝑛 + 6,5
→ = < 1
𝑛 mol CH% OH ⎬ 𝑥7 𝑛 + 55,5
𝑥7 =
1 mol CCl ⎪ ⎪
𝑛 mol CH% OH + 10% g CCl2 · 154,0 g CCl2
2⎭
La disolución cuyo disolvente tiene mayor masa molar (CCl2 ) tiene mayor fracción molar.

d) Falso. Si % CH% OH (A) ¹ % CH% OH (B):
𝑚3 g CH% OH
% A = · 100⎫
𝑚4 g disolución ⎪ % A
→ = 1
𝑚3 g CH% OH ⎬ % B
% B = · 100⎪
𝑚4 g disolución ⎭
Como se observa, % CH3OH (A) = % CH3OH (B).
1.11. Si se disuelven 75,0 g de glucosa, C6 H12 O6 , en 625 g de agua, la fracción molar del agua en la
disolución es:
a) 0,120
b) 0,416
c) 0,011
d) 0,989
e) 1,00
(O.Q.N. Barcelona 2001) (O.Q.L. Asturias 2004) (O.Q.L. Castilla y León 2006) (O.Q.L. País Vasco 2006) (O.Q.L. Asturias 2009)
(O.Q.L. Córdoba 2010)
La fracción molar del H! O en la disolución es:

1 mol H O
625 g H! O · 18,0 g H! O
!
𝑥"! # = = 0,988
1 mol H! O 1 mol C1 H)! O1
625 g H! O · + 75,0 g C1 H)! O1 ·
18,0 g H! O 180,0 g C1 H)! O1
1.12. El etanol comercial se vende como un azeótropo que contiene 4,00 % en volumen de agua, por
esta razón se le conoce como alcohol de 96° (96 % en volumen de etanol). Si la densidad de la mezcla es
de 0,815 g cm–3 y la del agua es 1,000 g cm–3 , la fracción molar del agua en esta mezcla será:
a) 0,096
b) 0,117
c) 0,680
d) 0,753
Tomando como base de cálculo 100 cm% de disolución, la masa de cada componente es:
0,815 g disolución
100 cm% disolución · = 81,5 g disolución
1 cm% disolución
4,0 cm% H! O 1,000 g H! O
100 cm% disolución · · = 4,0 g H! O
100 cm disolución 1 cm% H! O
%
81,5 g disolución – 4,00 g H! O = 77,5 g C! H$ OH

La fracción molar del H! O en la disolución es:
1 mol H O
4,00 g H! O · 18,0 g H! O
!
𝑥"! # = = 0,117
1 mol H! O 1 mol C! H$ OH
4,00 g H! O · + 77,5 g C! H$ OH ·
18,0 g H! O 46,0 g C! H$ OH
1.13. ¿Cuál es la molalidad de una disolución acuosa en la que la fracción molar de soluto es 0,100?
a) 0,010
b) 6,17
c) 0,610
d) 0,100
(O.Q.L. Asturias 2001) (O.Q.L. Asturias 2005) (O.Q.L. Castilla y León 2013)
Si la fracción molar de soluto es 0,100 quiere decir que la disolución contiene 0,100 mol de soluto por
cada 0,900 mol de agua.
0,100 mol soluto
= 6,17 mol kg ()
18,0 g H! O 1 kg H! O
0,900 mol H! O · 1 mol H O · %
! 10 g H! O
1.14. Se sabe que el consumo de 44 g de etanol produce una concentración promedio de alcohol en
sangre de 0,08 g/100 mL sangre. Si el volumen total de sangre de un adulto es de 7,0 L; se propone como
porcentaje de alcohol ingerido que se encuentra en la sangre:
a) 0,08 %
b) 1,3 %
c) 13 %
d) 100 · (44/46) = 96 %
Suponiendo que la densidad de la sangre es 1 g mL() , el porcentaje de etanol en sangre es:

0,08 g etanol 1 mL sangre
· · 100 = 0,08 %
100 mL sangre 1 g sangre
1.15. ¿Cuál de las siguientes formas de expresión de la concentración cambia si se modifica la tempe-
ratura de la disolución?
a) Molaridad
b) Molalidad
c) Fracción molar
d) Porcentaje en masa
e) Todas las anteriores
(O.Q.L. Castilla y León 2001) (O.Q.L. Castilla y León 2003) (O.Q.L. Madrid 2020)
La concentración de una disolución se puede expresar, generalmente, como:

moles soluto
Molaridad =
L disolución
moles soluto
Molalidad =
kg disolvente
moles soluto
Fracción Molar =
moles soluto + moles disolvente
g soluto
% masa = · 100
g disolución
La única de las anteriores que varía al modificar la temperatura es la molaridad, ya que el volumen es una
variable de estado.
1.16. Se dispone de una disolución acuosa de hidróxido de sodio al 20 % en masa. La fracción molar de
soluto es:
a) 0,10
b) 0,20
c) 0,18
d) 1,43
Tomando como base de cálculo 100 g de disolución, la fracción molar de NaOH es:
1 mol NaOH
20 g NaOH ·
40,0 g NaOH
𝑥89#" = = 0,10
1 mol NaOH 1 mol H! O
20 g NaOH · + 80 g H! O ·
40,0 g NaOH 18,0 g H! O
1.17. Cuando una disolución acuosa se hace muy diluida, ¿cuál de las siguientes proposiciones es falsa?
a) La molalidad es proporcional a la fracción molar.
b) La molalidad es prácticamente igual a la molaridad.
c) La molaridad es mayor que la molalidad.
d) La densidad tiende a uno.
(O.Q.L. Castilla y León 2003) (O.Q.L. Sevilla 2017)
a) Verdadero. Teniendo en cuenta que:

moles soluto
Molalidad =
L disolución
moles soluto
Fracción Molar =
moles soluto + moles disolvente
Como el numerador de ambas expresiones es el mismo, si aumenta la molalidad debe aumentar la frac-
ción molar.
b-d) Verdadero. Teniendo en cuenta que:
moles soluto
Molaridad =
L disolución
moles soluto
Molalidad =
kg disolvente
Si la disolución es muy diluida quiere decir que contiene poco soluto y mucho disolvente por lo que su
densidad es ligeramente mayor que la del agua (» 1 kg L() ).
c) Falso. El número de litros de disolución siempre es mayor que el número de kg de disolvente.
1.18. Una disolución de anticongelante consiste en una mezcla de 39 % de etanol y 61 % de agua, en

volumen, y tiene una densidad de 0,937 g mL–1 . ¿Cuál es el volumen de etanol, expresado en litros, pre-
sente en 1,0 kg de anticongelante?
a) 0,37
b) 0,94
c) 0,65
d) 0,42
e) 0,39
(O.Q.N. Luarca 2005) (O.Q.L. Baleares 2011) (O.Q.L. Baleares 2013) (O.Q.L. Preselección Valencia 2016)
Cambiando las unidades de la densidad:

g mezcla 10% mL mezcla 1 kg mezcla
0,937 · · % = 0,937 kg L()
mL mezcla 1 L mezcla 10 g mezcla
Considerando que el anticongelante contiene 39 % en volumen de etanol:
1 L mezcla 39 L etanol
1,0 kg mezcla · · = 0,42 L etanol
0,937 kg mezcla 100 L mezcla
1.19. Uno de los siguientes conceptos no es cierto:

a) Una disolución es diluida si contiene poco soluto y le falta mucho para llegar a la saturación.
b) A una temperatura dada, si una disolución no admite más sustancia se dice que está saturada.
c) Un ejemplo de disolución de gas en gas es el hidrógeno disuelto en paladio.
d) El agua y el alcohol se disuelven bien el uno en el otro.
a) Cierto. La disolución es diluida si contiene poco soluto y, si además este es muy soluble, será insaturada
porque todavía no se ha alcanzado el límite de solubilidad a esa temperatura.
b) Cierto. La disolución está saturada ya que se ha alcanzado el límite de solubilidad a esa temperatura.
c) Falso. La disolución de hidrógeno en paladio es un ejemplo de disolución gas-sólido.
d) Cierto. Alcohol (se supone etanol) y agua son miscibles debido a la formación de enlaces de hidrógeno
entre las moléculas de ambas sustancias.
1.20. Se tiene una disolución comercial de hidróxido de sodio de densidad 1,33 g mL–1 y 30 % en masa.
Calcule la normalidad de la disolución obtenida al diluir 10 mL de la disolución comercial a 2 L.
a) 0,05
b) 0,03
c) 0,01
d) 1,23
(O.Q.L. Castilla-La Mancha 2008)
La molaridad de la disolución es:

10 mL NaOH 30 % 1,33 g NaOH 30 % 30 g NaOH 1 mol NaOH
· · · = 0,05 mol L()
2 L disolución 1 mL NaOH 30 % 100 g NaOH 30 % 40,0 g NaOH
La relación entre molaridad y normalidad, una forma obsoleta de expresar la concentración de una diso-
lución, viene dada por la expresión:
La valencia en un hidróxido viene dada por el número iones OH( que es capaz de ceder. En el caso del
hidróxido de sodio, NaOH:
NaOH(aq) ® Na. (aq) + OH( (aq)
La valencia es 1, por tanto, la normalidad es:
N = 0,05 · 1 = 0,05
1.21. Se tiene una disolución comercial de hidróxido de sodio de densidad 1,33 g mL–1 y 30 % en masa.
Calcule la fracción molar de la disolución comercial.
a) 0,58
b) 1,76
c) 0,89
d) 0,16
Tomando como base de cálculo 100 g de disolución comercial, la fracción molar de NaOH es:
1 mol NaOH
30 g NaOH · 40,0 g NaOH
𝑥= = 0,16
1 mol NaOH 1 mol H O
30 g NaOH · 40,0 g NaOH + 70 g H! O · 18,0 g H! O
!
1.22. En una disolución al 5 % en masa, significa que:

a) Hay 5 g de soluto.
b) Hay 5 g de soluto en 100 g de disolvente.
c) Hay 10 g de soluto en 200 mL de disolución.
d) Hay 5 g de soluto en 100 g de disolución.
(O.Q.L. Madrid 2010)
De acuerdo con el concepto de porcentaje en masa la respuesta correcta es la d.

1.23. La molalidad de una disolución de etanol en agua que se prepara mezclando 50,0 mL de etanol (ρ
= 0,789 g cm–3 ) con 100,0 mL de H2 O a 20 °C es:
a) 0,086
b) 0,094
c) 1,24
d) 8,56
e) 9,81
(O.Q.N. Valencia 2011) (O.Q.L. Murcia 2012) (O.Q.L. Extremadura 2016)
Considerando que la densidad del H! O a 20 °C es 1,00 g mL() , la molalidad de la disolución es:

50,0 cm% C! H$ OH 1 mL H! O 0,789 g C! H$ OH 1 mol C! H$ OH 10% g H! O
· · · · = 8,58 mol kg ()
100,0 mL H! O 1,00 g H! O 1 cm% C! H$ OH 46,0 g C! H$ OH 1 kg H! O
1.24. Al analizar una muestra que contiene Fe3+ , se da como resultado el siguiente dato: 4 ppm de Fe3+ .
¿Qué significa este dato?
a) Que hay 4 mg de Fe3+ para cada cm3 de disolución
b) Que hay 4 mg de Fe3+ para cada litro de disolución
c) Que hay 4 mg de Fe3+ para cada m3 de disolución
d) Que hay 4 g de Fe3+ para cada litro de disolución
El concepto de ppm (partes por millón) se define como:

“el número de mg de soluto contenidos en 1 kg de disolución”.
Si se trata de una disolución acuosa muy diluida se puede considerar la aproximación de que 1 kg de
disolución ocupa un volumen de 1 L y, por tanto, el concepto anterior se redefine como:
“el número de mg de soluto contenidos en 1 L de disolución”.
1.25. El ácido sulfúrico concentrado que se utiliza en el laboratorio tiene una riqueza del 98 % en masa
y una densidad de 1,83 g mL–1 . La fracción molar del ácido sulfúrico de esta disolución será:
a) 0,75
b) 0,90
c) 0,98
d) 0,85
(O.Q.L. Extremadura 2014)
Tomando una base de cálculo de 100 g de H! SO2 de riqueza 98 % en masa, la concentración expresada
como fracción molar es:
1 mol H SO
98 g H! SO2 · 98,1 g H! SO2
! 2
𝑥= = 0,90
1 mol H! SO2 1 mol H O
98 g H! SO2 · 98,1 g H SO + (100 − 98) g H! O · 18,0 g H! O
! 2 !
1.26. Si se disuelven 46 g de glucosa, C6 H12 O6 , en 750 mL de agua, ¿cuál será la molalidad de la disolu-
ción resultante?
a) 3·10–4
b) 0,6
c) 0,34
d) 613
(O.Q.L. La Rioja 2014)
Suponiendo para el agua densidad de 1,0 g mL() , la molalidad de la disolución es:

46 g C1 H)! O1 1 mol C1 H)! O1 1 mL H! O 10% g H! O
· · · = 0,34 mol kg ()
750 mL H! O 180,0 g C1 H)! O1 1,0 g H! O 1 kg H! O
1.27. Si una disolución de NaCl es 0,10 m; su fracción molar es:

a) 0,095
b) 0,0010
c) 0,10
d) 0,0018
e) 0,018
Considerando una cantidad de disolución tal que contenga 0,10 mol de NaCl en 1 kg de H! O, la fracción
molar de soluto es:
0,10 mol NaCl
𝑥= = 0,0018
10% g H! O 1 mol H! O
0,10 mol NaCl + 1 kg H! O · 1 kg H O · 18,0 g H O
! !
1.28. Si en una botella de ácido clorhídrico comercial se lee: ρ = 1,18 g cm–3 ; 35,0 % (m/m); su concen-
tración molal es:
a) 14,77
b) 1,48
c) 0,148
d) 0,015
Tomando como base de cálculo 100 g de HCl del 35,0 %, la concentración molal de la disolución es:
35,0 g HCl 1 mol HCl 10% g H! O
· · = 14,8 mol kg ()
(100 − 35,0) g H! O 36,5 g HCl 1 kg H! O
1.29. Se preparan 250,0 mL de una disolución de 15,5 g de glucosa, C6 H12 O6 , en etanol. ¿Cuál es la mo-
lalidad de la disolución resultante (ρ = 0,8460 g cm–3 )?
a) 0,407
b) 0,620
c) 0,439
d) 0,489
La masa de disolvente (etanol) que contiene la disolución es:

0,8460 mL disolución
‰250,0 mL disolución · Š − 15,5 g C1 H)! O1 = 196 g etanol
1 mL disolución
15,5 g C1 H)! O1 1 mol C1 H)! O1 10% g etanol
· · = 0,439 mol kg ()
196 g etanol 180,0 g C1 H)! O1 1 kg etanol

1.30. Un volumen de 10,0 mL de etanol, CH3 CH2 OH, (ρ = 0,789 g mL–1 ) se utiliza para preparar, por
dilución, 100,0 mL disolución acuosa de densidad 0,982 g mL–1 . ¿Cuál es la concentración del etanol ex-
presada en fracción molar?
a) 1,980
b) 0,950
c) 0,171
d) 0,033
(O.Q.L. Valencia 2017) (O.Q.L. Baleares 2020)
Las masas de la disolución y cada uno de sus componentes son:

0,982 g disolución
100,0 mL disolución · = 98,2 g disolución
1 mL disolución
0,789 g CH% CH! OH
10,0 mL CH% CH! OH · = 7,89 g CH% CH! OH
1 mL CH% CH! OH
98,2 g disolución – 7,89 g C! H$ OH = 90,3 g H! O
La fracción molar de CH% CH! OH es:
1 mol CH% CH! OH
7,89 g CH% CH! OH ·
46,0 g CH% CH! OH
𝑥;"" ;"! #" = = 0,0331
1 mol CH% CH! OH 1 mol H! O
7,89 g CH% CH! OH · 46,0 g CH CH OH + 90,3 g H! O · 18,0 g H O
% ! !
1.31. Una disolución de cloruro de sodio tiene una concentración de 222 ppm. Eso equivale a:
a) 222 mol sal/L disolución
b) 134,7 g Na/L disolución
c) 87,3 g cloro/kg de disolución
d) 222 mg sal/kg disolución
De acuerdo con el concepto de ppm, una disolución de NaCl cuya concentración es 222 ppm contiene:
222 mg NaCl

kg disolución
1.32. En una disolución 2 molal de KOH en agua, es cierto que:

a) Contiene 2 mol de KOH por cada litro de disolución.
b) Hay presentes 2 mol de KOH por cada kg de disolución.
c) Hay presentes 2 kg de KOH por cada mol de disolución.
d) Contiene 1 mol de KOH en 500 g de agua.
La concentración molal de la disolución propuesta en el apartado d) es:

1 mol KOH 10% g H2 O
· = 2 mol kg ()
500 g H2 O 1 kg H2 O
No se dispone de los datos necesarios para poder calcular la concentración molal del resto de las disolu-
ciones propuestas.

1.33. Para que en una mezcla de cloruros de sodio y de potasio el porcentaje en masa de ambos com-
puestos sea el mismo, la fracción molar del cloruro de sodio en la mezcla debe ser:
a) 0,50
b) 0,56
c) 0,38
d) 0,64
Para cualquier mezcla binaria se cumple que:

𝑥NaCl + 𝑥KCl = 1
Si en esta mezcla binaria el porcentaje en masa de ambos cloruros es el mismo:
𝑥NaCl · 𝑀NaCl 𝑥KCl · 𝑀KCl
· 100 = · 100
𝑥NaCl · 𝑀NaCl + 𝑥KCl · 𝑀KCl 𝑥NaCl · 𝑀NaCl + 𝑥KCl · 𝑀KCl
Resolviendo este sistema de ecuaciones se obtiene que, 𝑥NaCl = 0,56.
1.34. La concentración de una disolución líquida expresada en partes por millón en masa (ppm) coin-
cide prácticamente con la concentración expresada en miligramos por litro (mg L–1 ):
a) En todos los casos con independencia de la naturaleza del disolvente.
b) Solo si el disolvente es agua.
c) En todos los casos con independencia de la naturaleza del disolvente, pero solo si la disolución es su-
ficientemente diluida.
d) Solo si la disolución es suficientemente diluida y el disolvente es el agua.
El concepto de ppm (partes por millón) se define como:

“el número de mg de soluto contenidos en 1 kg de disolución”.
Si se trata de una disolución acuosa muy diluida se puede considerar la aproximación de que 1 kg de
disolución ocupa un volumen de 1 L y, por tanto, el concepto anterior se redefine como:
“el número de mg de soluto contenidos en 1 L de disolución”.
1.35. Se disuelven 6,0 g de sodio en amoniaco líquido. Si la fracción molar del sodio en la disolución es
0,261, ¿cuántos moles de amoniaco habrá en la disolución?
a) 0,50
b) 0,65
c) 0,74
d) 0,86
(O.Q.L. Preselección Valencia 2020)
Aplicando el concepto de fracción molar:

1 mol Na
6,0 g Na ·
23,0 g Na
= 0,261 → 𝑥 = 0,74 mol NH%
1 mol Na
6,0 g Na · + 𝑥 mol NH%
23,0 g Na

2. SOLUBILIDAD DE GASES. LEY DE HENRY

2.1. Indique cuál de las siguientes proposiciones es correcta:
a) Una disolución saturada es una disolución concentrada.
b) Las propiedades coligativas no dependen del número de partículas disueltas.
c) La solubilidad del oxígeno en agua disminuye cuando aumenta la temperatura.
d) El tetracloruro de carbono se disuelve en agua.
(O.Q.L. Castilla y León 1998) (O.Q.L. Castilla y León 2005)
a) Falso. La concentración depende la relación soluto/disolvente y la saturación depende la solubilidad
de la sustancia, por tanto, una disolución de un soluto poco soluble es a la vez saturada y diluida; y al
contrario, una disolución de un soluto muy soluble puede ser a la vez insaturada y concentrada.
b) Falso. Las propiedades coligativas dependen de la concentración de la disolución, por tanto, dependen
del número de partículas de soluto.
c) Verdadero. De acuerdo la ley de Henry (1803), la solubilidad de un gas en agua aumenta al disminuir
la temperatura.

d) Falso. Tetracloruro de carbono y agua son inmiscibles, ya que sus moléculas no se unen mediante en-
laces intermoleculares.
2.2. A la presión atmosférica, la solubilidad del oxígeno en agua a 25 °C es 8,32 mg L–1 . La solubilidad
a 50 °C y misma presión será:
a) La misma.
b) Podría valer 7 mg L–1 .
c) Mayor de 8,32 mg L–1 pero menor de 16,64 mg L–1 .
d) Alrededor de 16,64 mg L–1 .
De acuerdo la ley de Henry (1803), la solubilidad

de un gas en agua desciende al aumentar la tem-
peratura. Por tanto, la solubilidad del O! en agua
a 50 °C será menor de 8,32 mg L–1 y, podría llegar
a valer 7,0 mg L–1 .
Consultando la bibliografía se obtiene la siguiente
gráfica que muestra la curva de solubilidad del O!
en función de la temperatura.
Como se deduce de la gráfica, la solubilidad a la
temperatura de 50 °C es menor que a 25 °C, pero es menor de 7,0 mg L–1 .
2.3. Uno de los factores de contaminación de los ríos es el factor térmico. Algunas industrias arrojan re-
siduos a temperaturas muy elevadas, lo que puede tener como consecuencia por ejemplo la muerte de mu-
chos peces por asfixia. La razón debe ser que:
a) El oxígeno disminuye su solubilidad en el agua del río al aumentar la temperatura.
b) El oxígeno aumenta su solubilidad en el agua del río al aumentar la temperatura.
c) Un aumento de temperatura produce un aumento de acidez del medio.
d) A los peces les cuesta más trabajo nadar en agua caliente.
e) El aumento de temperatura produce la oxidación de los contaminantes y los hace más tóxicos.
(O.Q.L. Murcia 2005) (O.Q.L. País Vasco 2009) (O.Q.L. Jaén 2018)
De acuerdo la ley de Henry (1803), la solubilidad de un gas en agua disminuye al aumentar la temperatura
tal como que se muestra en la siguiente gráfica.

Por ese motivo, el agua caliente lleva menos oxígeno disuelto lo que provoca la muerte de los peces.
2.4. La solubilidad del CO2 (g) en agua no se ve influida por la:

a) Presión
b) Temperatura
c) Velocidad con que se deja pasar el flujo de gas.
d) Reacción química del gas con el agua.
a-b) Falso. De acuerdo con la ley de Henry (1803) la solubilidad de un gas es proporcional a su presión,
y la constante de proporcionalidad depende de la temperatura:
“a temperatura constante, la cantidad de gas disuelta en un líquido es directamente proporcional a
la presión parcial que ejerce ese gas sobre el líquido”.
Su expresión matemática es:
𝑐 = concentración del gas
𝑐 = 𝑘 𝑝 → •𝑘 = constante de Henry específica para cada gas
𝑝 = presión parcial del gas
c) Verdadero. De acuerdo con la ley de Graham (1833), las velocidades de difusión o efusión de dos gases
distintos son inversamente proporcionales a las raíces cuadradas de sus masas molares:
d) Falso. El CO! reacciona con el agua y forma ácido carbónico de acuerdo con la siguiente ecuación:
CO! (g) + H! O(l) ® H! CO% (aq)
2.5. La mayor solubilidad de un gas en agua será a:

a) Alta presión y alta temperatura
b) Alta presión y baja temperatura
c) Baja presión y alta temperatura
d) Baja presión y baja temperatura
(O.Q.L. Murcia 2010) (O.Q.L. Murcia 2017)
La solubilidad de un gas en agua está regida por la ley de Henry (1803) que dice:
La constante 𝑘 depende de la naturaleza del gas y la temperatura del líquido y es mayor cuanto menor es
esta, por tanto, la solubilidad es mayor a menor temperatura.
2.6. Si agitas una botella de un refresco con gas, salta el tapón. Esto indica que la solubilidad de los
gases en el agua:
a) Aumenta al agitar.
b) Es menor si la temperatura aumenta.
c) Disminuye al enfriar.
d) Se incrementa al suministrar energía.
Si se agita el líquido contenido en la botella, las moléculas de gas disueltas en él aumentan su energía y
con ello su temperatura, lo que motiva que disminuya la solubilidad del gas en el líquido, esto hace que
las moléculas de gas escapen de la disolución y, por tanto, aumente la presión en el interior de la botella
y el tapón salga despedido.
2.7. El incremento de la temperatura de un río receptor del agua de refrigeración de una central tér-
mica produce:
a) El aumento del oxígeno disuelto y de la concentración de sales disueltas.
b) El aumento del oxígeno disuelto y la disminución de la concentración de sales disueltas
c) La disminución del oxígeno disuelto y de la concentración de sales disueltas.
d) La disminución del oxígeno disuelto y el aumento de la concentración de sales disueltas.
La solubilidad de los gases como O! en agua, de acuerdo con la ley de Henry (1803), disminuye al aumen-
tar la temperatura. Por el contrario, la solubilidad de los sólidos como sales en agua aumenta al aumentar
la temperatura.
2.8. La relación entre la presión parcial de un gas y la concentración de este disuelta en un líquido, se
conoce como ley de:
a) Dalton
b) Henry
c) Schweppes
d) Gassol
La ley de Henry (1803) estudia la solubilidad de los gases en líquidos, y dice:



3. LEY DE RAOULT. EQUILIBRIO LÍQUIDO-VAPOR

3.1. A 50 °C la presión de vapor del benceno es de 271 mmHg y la de la acetona es 603 mmHg. La
presión de vapor de una mezcla de estas sustancias a la misma temperatura en la que la masa de benceno
es el doble que la de acetona será:
a) 378 mmHg
b) 437 mmHg
c) 404 mmHg
d) Ninguna de las anteriores.
(O.Q.L. Baleares 2002)
De acuerdo con la ley de Raoult (1882), la presión parcial que ejerce el vapor procedente de un líquido
en una mezcla, se calcula mediante la expresión:
𝑝A = presión parcial del componente i
𝑝A = 𝑝AB 𝑥A → •𝑝AB = presión de vapor del componente i puro
𝑥A = fracción molar del componente i en la fase líquida
Suponiendo que se mezclan 20,0 g de C1 H1 y 10,0 g de C% H1 O, las presiones parciales respectivas son:
1 mol C H
20,0 g C1 H1 · 78,0 g C1 H1
1 1
𝑝;# "# = 271 mmHg · = 162 mmHg
1 mol C1 H1 1 mol C% H1 O
20,0 g C1 H1 · + 10,0 g C% H1 O ·
78,0 g C1 H1 58,0 g C% H1 O
1 mol C% H1 O
10,0 g C% H1 O ·
58,0 g C% H1 O
𝑝;" "# # = 603 mmHg · = 242 mmHg
1 mol C1 H1 1 mol C% H1 O
20,0 g C1 H1 · + 10,0 g C% H1 O ·
78,0 g C1 H1 58,0 g C% H1 O
De acuerdo con la ley de Dalton de las presiones parciales (1801), la presión total de la mezcla es:
𝑝C = 𝑝;# "# + 𝑝;" "# # = (162 + 242) mmHg = 404 mmHg
3.2. La presión de vapor de una disolución de NaCl en agua, a una determinada temperatura, es:
a) Igual a la presión de vapor del agua a dicha temperatura.
b) Menor que la presión de vapor del agua a esa temperatura.
c) Proporcional a la presión de vapor del cloruro de sodio a esa temperatura.
d) Proporcional al punto de fusión del cloruro de sodio.
e) Proporcional a la molalidad de la disolución.
f) Mayor que la presión de vapor del agua a esa temperatura.
g) Depende del valor de la fracción molar del disolvente.
(O.Q.N. Tarazona 2003) (O.Q.L. Castilla y León 2019)
De acuerdo con la ley de Raoult (1882), la presión de vapor de una disolución se calcula de acuerdo con
la ecuación:
𝑝 = presión de vapor de la disolución
𝑝° = presión de vapor del disolvente
𝑝 = 𝑝° (1 − 𝑥3 ) = 𝑝° 𝑥5 → •
𝑥3 = fracción molar del soluto
𝑥5 = fracción molar del disolvente
Como se observa en la expresión anterior, siempre se cumple que, 𝑝 < 𝑝°.
Las respuestas correctas son b y g.

3.3. Solo una de las siguientes afirmaciones es falsa:

a) La presión de vapor del disolvente en una disolución es igual a la del disolvente puro.
b) Un líquido hierve cuando su presión de vapor es igual a la presión atmosférica.
c) El descenso crioscópico es proporcional a la molalidad.
d) El ascenso ebulloscópico es proporcional a la molalidad.
a) Falso. De acuerdo con la ley de Raoult (1882), la presión de vapor de una disolución se calcula de
acuerdo con la expresión:
𝑝 = 𝑝° (1 − 𝑥3 ) → ‘ 𝑝° = presión de vapor del disolvente
b) Verdadero. Un líquido hierve cuando su presión de vapor se iguala a la presión atmosférica.
c-d) Verdadero. La variación en la temperatura de congelación o de ebullición de una disolución se calcula
mediante la expresión:
𝑘 = constante crioscópica o ebulloscópica
𝑚 = concentración molal
Δ𝑇 = 𝑘 𝑚 [1 + α (n − 1)] → •
α = grado de disociación iónica
n = número de iones
3.4. Se prepara una disolución ideal a 25 °C mezclando 20,5 g de benceno, C6 H6 , y 45,5 g de tolueno,
C7 H8 . Sabiendo que las presiones de vapor del benceno y tolueno en estado puro a esta temperatura son
95,1 mmHg y 28,4 mmHg, respectivamente, las presiones parciales del benceno y tolueno en esta disolu-
ción son, respectivamente:
a) 95,1 y 28,4 mmHg
b) 12,5 y 18,5 mmHg
c) 85,5 y 15,5 mmHg
d) 25,0 y 12,6 mmHg
e) 33,0 y 18,5 mmHg
(O.Q.N. Vigo 2006)
De acuerdo con la ley de Raoult (1882), la presión de vapor del disolvente, suponiendo que se trata de
una mezcla binaria, se calcula de acuerdo con la ecuación:
𝑝 = 𝑝° (1 − 𝑥3 ) → ‘𝑝° = presión de vapor del disolvente puro
𝑥3 = fracción molar del soluto no volátil
Los valores de las presiones de vapor de ambas sustancias son, respectivamente:
1 mol C H
20,5 g C1 H1 · 78,0 g C1 H1
1 1
𝑝;# "# = 95,1 mmHg · = 33,0 mmHg
1 mol C H 1 mol C H
20,5 g C1 H1 · 78,0 g C1 H1 + 45,5 g CE HF · 92,0 g CE HF
1 1 E F
1 mol C H
45,5 g CE HF · 92,0 g CE HF
E F
𝑝;$ "% = 28,4 mmHg · = 18,5 mmHg
1 mol C H 1 mol C H
20,5 g C1 H1 · 78,0 g C1 H1 + 45,5 g CE HF · 92,0 g CE HF
1 1 E F
La respuesta correcta es la e.

3.5. La presión de vapor de una disolución de fluoruro de potasio en agua a una determinada tempe-
ratura es:
a) Menor que la presión de vapor del agua pura a esa temperatura.
b) Proporcional a la fracción molar del fluoruro de potasio.
c) Mayor que la presión de vapor del agua pura a esa temperatura.
d) Proporcional al punto de ebullición del fluoruro de potasio.
La presión parcial que ejerce el vapor procedente de un líquido en una mezcla, se calcula mediante la ley
de Raoult (1882):
La presión de vapor es directamente proporcional a la fracción molar del disolvente, 𝑥5 = (1 − 𝑥3 ), que
siempre es menor que la unidad, por tanto, al añadir soluto, la presión de vapor de la disolución es menor
que la presión de vapor del disolvente (agua).
3.6. Se prepara una disolución de benceno y tolueno con una razón molar de 3/1. Sabiendo que las
presiones de vapor de los líquidos puros a 25 °C son, 95,1 mmHg para el benceno y 28,4 mmHg para el
tolueno y, suponiendo comportamiento ideal, la presión de vapor (en mmHg) de la disolución es:
a) 313,7
b) 78,4
c) 123,5
d) 45,1
e) 408,8
(O.Q.N. Madrid 2015)
De acuerdo con la ley de Raoult (1882), la presión parcial que ejerce el vapor procedente de un líquido
en una mezcla, se calcula mediante la expresión:
𝑝A = presión parcial del componente i
𝑝A = 𝑝AB 𝑥A → •𝑝AB = presión de vapor del componente i puro
𝑥A = fracción molar del componente i en la fase líquida
Las presiones parciales respectivas son:
3 mol C1 H1
𝑝;# "# = 95,1 mmHg · = 71,3 mmHg
3 mol C1 H1 + 1 mol C1 H$ CH%
1 mol C1 H$ CH%
𝑝;# "& ;"" = 28,4 mmHg · = 7,1 mmHg
3 mol C1 H1 + 1 mol C1 H$ CH%
De acuerdo con la ley de Dalton de las presiones parciales (1801), la presión total de la mezcla gaseosa:
𝑝C = 𝑝;# "# + 𝑝;# "& ;"" = (71,3 + 7,1) mmHg = 78,4 mmHg
3.7. ¿Cuál de las siguientes sustancias disueltas en 1 L de agua produce una mayor disminución de la
presión de vapor?
a) 1 mol de sacarosa, C12 H22 O11
b) 0,6 mol de CuSO4
c) 0,5 mol de AlK(SO4 )2
d) 0,4 mol de CaCl2
De acuerdo con la ley de Raoult (1882), la presión de vapor de una disolución se calcula de acuerdo con
la ecuación:
Esta ecuación se puede escribir también de la siguiente forma:
∆𝑝 = 𝑝° 𝑥3
que expresa que la disminución de presión de vapor (∆𝑝) que se produce al añadir un soluto al disolvente
es directamente proporcional a la fracción molar de soluto. La ley de Raoult se obtuvo de forma empírica
y su deducción termodinámica pone de manifiesto que es válida sólo para mezclas ideales. Por tanto,
estrictamente, no debería aplicarse a disoluciones de electrolitos.
Sin embargo, si se tiene en cuenta cuál de las disoluciones propuestas tendrá una temperatura de ebulli-
ción más alta, se llega a la conclusión de que será la de AlK(SO4 )2 , ya que da lugar a una mayor concen-
tración de partículas disueltas. Considerando que la densidad del agua es 1 kg L() :
Sustancia Concentración molal sal Concentración molal partículas
C12 H22 O11 1 1,0
CuSO4 0,6 1,2
AlK(SO4 )2 0,5 2,5
CaCl2 0,4 1,2
Por tanto, esa disolución es la que debe tener una presión de vapor más baja (necesita alcanzar una tem-
peratura más alta para que su presión de vapor se iguale a la presión atmosférica y se alcance el punto
de ebullición). Por tanto, la disolución que experimenta un mayor descenso de presión es la que contiene
más partículas disueltas, la que contiene 0,5 mol de AlK(SO4 )2 .

4. PRESIÓN OSMÓTICA
4.1. Suponiendo que la presión osmótica de la sangre vale 6,70 atm a 37,0 °C, la concentración de una
disolución de sacarosa, C12 H22 O11 , isotónica con la sangre, suponiendo comportamiento ideal es:
a) 0,32 M
b) 0,26 M
c) 0,58 M
d) 0,38 M
(O.Q.L. Asturias 1996)
En disoluciones diluidas, la presión osmótica, 𝜋, de una disolución que contiene un soluto no iónico se
calcula mediante la expresión:
𝑀 = concentración molar
𝜋 = 𝑀 𝑅 𝑇 → ‘𝑅 = constante de los gases
𝑇 = temperatura
Sustituyendo en la expresión anterior:
6,70 atm = 𝑀 · (0,082 atm L mol() K () ) · (37,0 + 273,15) K
Se obtiene, 𝑀 = 0,264 mol L() .
4.2. Sabiendo que las propiedades coligativas dependen del número de partículas disueltas, indique
cuál de las siguientes proposiciones es la correcta:
a) El descenso de la temperatura de congelación de una disolución 0,5 moIal de cloruro de sodio es el
mismo que el de una disolución 0,5 molal de sacarosa.
b) Cuando se disuelve un azúcar en agua la disolución hierve a menos de 100 °C.
c) Una disolución 0,20 M de azúcar y otra disolución 0,20 M de alcohol etílico tienen la misma presión
osmótica.
d) La presión de vapor del agua en una disolución de un no electrolito es mayor que la del agua a la misma
temperatura.
a) Falso. La temperatura de congelación o de ebullición de una disolución se calcula mediante la ecuación:
𝑘 = constante crioscópica o ebulloscópica
Δ𝑇 = 𝑘 𝑚 [1 + α (n − 1)] → •
n = número de iones
Teniendo en cuenta que se trata de disoluciones acuosas con la misma concentración molal tendrá menor
temperatura de congelación la disolución con mayor valor de 𝑛.
C)! H!! O)) no se disocia en iones (α = 0)
( .
NaCl(aq) + H! O(l) ® Cl (aq) + Na (aq) (α » 1) 𝑛 = 2
La temperatura de congelación de la disolución de NaCl es más baja que la de sacarosa.
b) Falso. Según se ha visto en el apartado anterior al añadir soluto al disolvente se produce un aumento
de la temperatura de ebullición de la disolución.
c) Verdadero. En disoluciones diluidas, la presión osmótica, π, de una disolución con un soluto no iónico
se calcula mediante la expresión:
𝑅 = constante de los gases
𝜋 = 𝑀 𝑅 𝑇 → ‘ 𝑀 = concentración molar
𝑇 = temperatura
Suponiendo que las dos disoluciones acuosas con la misma concentración molar se encuentran a la misma
temperatura, ambas tendrán la misma presión osmótica.
d) Falso. De acuerdo con la ley de Raoult (1882), la presión de vapor de una disolución se calcula de
acuerdo con la ecuación:
La presión de vapor de la disolución siempre es menor que la del disolvente.
4.3. El fenómeno de la ósmosis entre dos disoluciones de distinta concentración se produce cuando a
través de una membrana de permeabilidad diferencial pasan moléculas de:
a) Soluto de la disolución concentrada a la diluida.
b) Disolvente de la disolución concentrada a la diluida.
c) Disolvente de la disolución diluida a la concentrada.
d) Soluto de la disolución diluida a la concentrada.
La ósmosis es un fenómeno físico que consiste en el paso de las moléculas de disolvente desde una diso-
lución diluida (hipotónica) a una disolución concentrada (hipertónica) a través de una membrana semi-
permeable hasta que ambas ejercen la misma presión osmótica (isotónicas).
4.4. La goma arábiga es un polímero constituido por un número variable 𝒙 de unidades C12 H22 O11 . A
la temperatura de 25 °C, la presión osmótica de una disolución acuosa al 3,00 % de goma arábiga es de
0,0272 atm. ¿Cuál será la masa molar media de la goma arábiga?
a) 2,695 g mol–1
b) 27.785 g mol–1
c) 2.331 g mol–1
d) 2.695 g mol–1
En disoluciones diluidas, la presión osmótica, 𝜋, de una disolución que contiene un soluto no iónicose
𝜋 = 𝑀 𝑅 𝑇 → ‘ = constante de los gases
𝑅
𝑇 = temperatura
Considerando que la densidad de la disolución es 1,00 g mL() y, tomando una base de cálculo de 100 g
de disolución al 3,00 % de goma arábiga (GA), su concentración molar en función de la masa molar 𝑀 es:
3,00 g GA 1 mol GA 1,00 g disolución 10% mL disolución 30,0
· · · = mol L()
100 g disolución 𝑀 g GA 1 mL disolución 1 L disolución 𝑀
A partir de la expresión de la presión osmótica se obtiene la masa molar de la goma arábiga:
30,0
0,0272 atm = ‰ mol L() Š · (0,082 atm L mol() K () ) · (25 + 273,15)K → 𝑀 = 26.965 g mol()
𝑀
Ninguna respuesta es correcta.
4.5. Considerando que la presión osmótica de la sangre humana es 6,7 atm, a 37 °C, una disolución de
sacarosa, C12 H22 O11 , isotónica con la sangre, suponiendo comportamiento ideal, tiene una concentración:
a) 0,32 mol L–1
b) 0,26 mol L–1
c) 0,58 mol L–1
d) 0,38 mol L–1
𝑇 = temperatura
Si se trata de disoluciones isotónicas quiere decir que ambas tienen la misma presión osmótica por lo que
la concentración debe ser:
6,7 atm = 𝑀 · (0,082 atm L mol() K () ) · (37 + 273,15) K
Se obtiene, 𝑀 = 0,26 mol L() .
4.6. Una disolución de urea, CH4 N2 O, en agua al 0,60 % en masa tendrá aproximadamente la misma
presión osmótica que:
a) Una disolución al 0,0060 % de glucosa.
b) Una disolución 0,10 M de glucosa.
c) Una disolución 1,0·10–4 M de glucosa.
d) Una disolución al 3,6 % de glucosa.
(O.Q.N. Santander 2019)
𝑇 = temperatura
Para que las disoluciones tengan la misma presión osmótica deben tener la misma concentración molar.
Considerando que por ser disoluciones muy diluidas la densidad es, aproximadamente, 1,0 g mL() :
§ Disolución de urea (CH4 N2 O) al 0,60 %
0,60 g CH4 N2 O 1 mol CH4 N2 O 1,0 g disolución 10% mL disolución
· · · = 0,10 mol L()
100 g disolución 60,0 g CH4 N2 O 1 mL disolución 1 L disolución
§ Disolución de glucosa (C6 H12 O6 ) al 0,0060 %
0,0060 g C6 H12 O6 1 mol C6 H12 O6 1,0 g disolución 10% mL disolución
· · · = 3,3·10(2 mol L()
100 g disolución 180,0 g C6 H12 O6 1 mL disolución 1 L disolución
§ Disolución de glucosa (C6 H12 O6 ) al 3,6 %
3,6 g C6 H12 O6 1 mol C6 H12 O6 1,0 g disolución 10% mL disolución
· · · = 0,20 mol L()
100 g disolución 180,0 g C6 H12 O6 1 mL disolución 1 L disolución
§ Disolución de glucosa (C6 H12 O6 ) 1,0·10(2 mol L()
§ Disolución de glucosa (C6 H12 O6 ) 0,10 mol L()
4.7. Se prepara una muestra de 50,00 mL de una disolución acuosa que contiene 1,080 g de una pro-
teína del plasma sanguíneo. La disolución tiene una presión osmótica de 5,850 mmHg a 298 K. ¿Cuál es
la masa molar de la proteína?
a) 68,60 g mol–1
b) 90,20 g mol–1
c) 902,00 g mol–1
d) 68.605,7 g mol–1
𝑇 = temperatura
La concentración molar de proteína X en la disolución es:
1,080 g X 1 mol 10% mL disolución 21,60
𝑀= · · = mol L()
50,00 mL disolución 𝑀G g 1 L disolución 𝑀G
A partir de la expresión de la presión osmótica se obtiene la masa molar de la proteína:
1 atm 21,60
5,850 mmHg · =‰ mol L() Š · (0,082 atm L mol() K () ) · 298 K
760 mmHg 𝑀G
Se obtiene, 𝑀G = 68.571 g mol() .
(El resultado no coincide exactamente debido a las cifras significativas tomadas en los cálculos).

5. CRIOSCOPIA Y EBULLOSCOPIA
5.1. ¿Cuál de las siguientes sustancias funcionaría mejor como anticongelante de 1 L de agua si se
utiliza la misma masa de cada una de ellas?
a) Metanol
b) Sacarosa
c) Glucosa
d) Acetato de etilo
e) Butan-1-ol
(O.Q.L. Murcia 1996) (O.Q.L. Jaén 2017)
Será mejor anticongelante la sustancia con la que se consiga un mayor descenso en la temperatura de
congelación de la disolución, Δ𝑇. Este se calcula mediante la expresión:
𝑘H = constante crioscópica
Δ𝑇 = 𝑘H 𝑚 [1 + α (𝑛 − 1)] → •
𝑛 = número de iones
Como todas las sustancias propuestas presentan enlace covalente, al disolverlas en agua no se disocian
en iones (α = 0), por tanto, la expresión anterior queda simplificada como:
Δ𝑇 = 𝑘H 𝑚
De acuerdo con esto, el mayor descenso de la temperatura de congelación, Δ𝑇, se consigue con la disolu-
ción que tenga mayor concentración molal, 𝑚.
Suponiendo que se disuelve una misma masa de cada compuesto, 1 g, en 1 kg de H! O, la concentración
molal de la disolución es:
1 g X 1 mol X 1
𝑚= · = mol kg ()
1 kg H! O 𝑀 g X 𝑀
Por tanto, la mayor concentración molal, 𝑚, corresponde a la disolución que contenga el soluto con menor
masa molar, 𝑀.
Soluto Metanol Sacarosa Glucosa Acetato de etilo Butan-1-ol
Fórmula CH% OH C)! H!! O)) C1 H)! O1 CH% COOCH! CH% CH% CH! CH! CH! OH
M / g mol() 32,0 342,0 180,0 88,0 74,0
5.2. Cuando se adiciona glucosa al agua a 25 °C se observa que:

a) Disminuye la temperatura de ebullición con respecto a la del agua.
b) Aumenta la presión de vapor de la disolución.
c) Congela por debajo de 0 °C.
d) La glucosa no se disuelve en agua.
(O.Q.L. Castilla y León 1997) (O.Q.L. Baleares 2015)
Como se observa en la gráfica:
a-b) Falso. En la disolución aumenta la temperatura de ebulli-
ción, ya que su presión de vapor disminuye.
c) Verdadero. En la disolución desciende la temperatura de
congelación, ya que su presión de vapor disminuye.
d) Falso. La glucosa es soluble en agua por formación de enla-
ces de hidrógeno entre las moléculas de ambas sustancias.

5.3. Se disuelven 0,50 g y 0,75 g de un soluto no electrolito y no volátil en 1,500 g y en 1,250 g de agua,
formándose dos disoluciones A y B, respectivamente. Si los valores de las constantes del agua son k f =
1,86 °C kg mol–1 y k e = 0,51 °C kg mol–1 . ¿Cuáles de las siguientes proposiciones son verdaderas?
a) La presión de vapor de A es menor que la de B.
b) La temperatura de ebullición de B es menor que la de A.
c) Ambas disoluciones tienen la misma temperatura de congelación.
d) La molalidad de A es mayor que la de B.
La concentración molal de ambas disoluciones es:
0,500 g X 1 mol X 10% g H! O 333
𝑚6 = · · = ⎫
1,500 g H! O 𝑀 g X 1 kg H! O 𝑀 ⎪ 𝑚7 600/𝑀
→ = = 1,80 → 𝑚7 > 𝑚6
𝑚6 333/𝑀
0,750 g X 1 mol X 10% g H! O 600⎬
𝑚7 = · · = ⎪
1,250 g H! O 𝑀 g X 1 kg H! O 𝑀 ⎭
a) Falso. De acuerdo con la ley de Raoult (1882), la presión de vapor de una disolución se calcula de
acuerdo con la expresión:
La disolución que tiene menor fracción molar de soluto, la disolución A (la menos concentrada), es la que
tiene mayor presión de vapor.
b-c) Falso. Las temperaturas de ebullición y de congelación de una disolución que contiene un soluto no
electrolito y no volátil se calculan mediante la expresión:
Δ𝑇 = 𝑘 𝑚
siendo 𝑘 la constante específica del disolvente y 𝑚 la molalidad de la disolución.
Como 𝑚7 > 𝑚6 , entonces se cumple que, Δ𝑇7 > Δ𝑇6 .
d) Falso. Según se ha explicado en el apartado b).
Ninguna propuesta es correcta.
5.4. La disolución acuosa con menor punto de fusión es:

a) MgSO4 0,01 m
b) NaCl 0,01 m
c) Etanol (CH3 CH2 OH) 0,01 m
d) Ácido acético (CH3 COOH) 0,01 m
e) MgI2 0,01 m
(O.Q.N. Burgos 1998)
El punto de fusión de una disolución se calcula mediante la expresión:

Δ𝑇 = 𝑘H 𝑚 [1 + α (𝑛 − 1)] → •
Teniendo en cuenta que se trata de disoluciones acuosas con la misma concentración molal, tendrá menor
punto de fusión la disolución con mayor valor de 𝑛.
Las ecuaciones correspondientes a las disociaciones iónicas proporcionan el valor de 𝑛.
a) MgSO2 (aq) ® Mg !. (aq) + SO!(
2 (aq) (α » 1) 𝑛 = 2
b) NaCl(aq) ® Na. (aq) + Cl( (aq) (α » 1) 𝑛 = 2
c) CH% CH! OH no se disocia en iones (α = 0)

d) CH% COOH es un ácido débil muy poco disociado en iones (α » 0)
e) MgI! (aq) ® Mg !. (aq) + 2 I ( (aq) (α » 1) 𝑛 = 3
La sustancia que presenta mayor valor de 𝑛 con una disociación prácticamente total es MgI! , por tanto,
su disolución es la que presenta menor temperatura de fusión.
5.5. Para tres disoluciones 0,1 molal de ácido acético, C2 H4 O2 , glucosa, C6 H12 O6 y ácido sulfúrico,
H2 SO4 , en agua, señale la proposición correcta:
a) La disolución de ácido sulfúrico es la que tiene comportamiento más ideal.
b) La disolución de glucosa es la que tiene la temperatura de ebullición más alta.
c) La disolución de sulfúrico es la que tiene mayor temperatura de ebullición.
d) Las tres disoluciones tienen la misma temperatura de ebullición.
e) La disolución de glucosa es la que tiene mayor presión osmótica.
a) Falso. Una disolución ideal es aquella en la que no se registra variación de entalpía ni de entropía. En
las disoluciones propuestas se produce variación en esas magnitudes respecto de las sustancias puras y
las sustancias disueltas en agua.
b) Falso. La temperatura de ebullición de una disolución se calcula mediante la expresión:
𝑘K = constante ebulloscópica
Δ𝑇 = 𝑘K 𝑚 [1 + α (𝑛 − 1)] → •
Teniendo en cuenta que se trata de disoluciones acuosas con la misma concentración molal, tendrá mayor
temperatura de ebullición la disolución con mayor valor de 𝑛.
C! H2 O! es un ácido débil muy poco disociado en iones (α » 0)
C1 H)! O1 no se disocia en iones (α = 0)
H! SO2 (aq) + 2 H! O(l) ® SO!( .
2 (aq) + 2 H% O (aq) (α » 1) 𝑛 = 3
De acuerdo con lo expuesto, la temperatura de ebullición más alta le corresponde a la disolución de
H! SO2 .
c) Verdadero. Según lo demostrado en el apartado anterior.
d) Falso. Según lo demostrado en el apartado b).
e) Falso. En disoluciones diluidas, la presión osmótica, π, se calcula mediante la expresión:
⎧𝑀 = concentración molar
⎪
𝜋 = 𝑀 𝑅 𝑇 [1 + α (𝑛 − 1)] → α = grado de disociación iónica
⎨𝑛 = número de iones
⎪
⎩ 𝑇 = temperatura
Teniendo en cuenta que se trata de disoluciones acuosas con, aproximadamente, la misma concentración
molar tendrá mayor presión osmótica la disolución con mayor valor de 𝑛. De acuerdo con lo demostrado
en el apartado b), será la disolución de H! SO2 .

5.6. Cuando se añaden 10 g de sacarosa en agua, se observa que:

a) La disolución hierve a una temperatura inferior a 100 °C.
b) Su temperatura de congelación aumenta con respecto a la del agua.
c) Congela por debajo de 0 °C.
a) Falso. Las temperaturas de ebullición y de congelación de una disolución que contiene un soluto no
electrolito y no volátil se calculan mediante la expresión:
Δ𝑇 = 𝑘 𝑚
siendo 𝑘 la constante específica del disolvente y 𝑚 la molalidad de la disolución.
La temperatura de ebullición de esta disolución debe ser superior a 100 °C.
b) Falso. La temperatura de congelación de la disolución debe ser inferior a la del agua, 0 °C.
c) Verdadero. Según se ha justificado en el apartado anterior.
5.7. Indique cuál de las siguientes proposiciones es correcta:

a) Los electrolitos débiles están totalmente disociados en disolución acuosa.
b) Una disolución 0,10 molal de ácido clorhídrico congela a una temperatura más baja que una disolución
0,10 molal de glucosa.
c) La solubilidad de cualquier sustancia en agua aumenta siempre al elevar a temperatura.
a) Falso. Los electrolitos débiles se encuentran parcialmente disociados en agua.
b) Verdadero. La temperatura de congelación de una disolución se calcula mediante la expresión:
Δ𝑇 = 𝑘H 𝑚 [1 + α (𝑛 − 1)] → •
Teniendo en cuenta que se trata de disoluciones acuosas con la misma concentración molal tendrá menor
temperatura de congelación la disolución con mayor valor de 𝑛.
C1 H)! O1 no se disocia en iones (α = 0)
HCl(aq) + H! O(l) ® Cl( (aq) + H% O. (aq) (α » 1) 𝑛 = 2
De acuerdo con lo expuesto, la temperatura de congelación de la disolución de HCl es más baja que la de
C1 H)! O1 .
c) Falso. La solubilidad de un gas en agua aumenta al disminuir la temperatura.
5.8. Indique cuál de las siguientes proposiciones es la correcta:

a) El descenso de la temperatura de congelación de una disolución es independiente del disolvente.
b) El agua y el alcohol etílico son inmiscibles.
c) Una disolución diluida puede ser saturada.
d) Al mezclar dos disoluciones de la misma sustancia la concentración final es la suma de las concentra-
ciones de ambas.
a) Falso. La temperatura de congelación de una disolución se calcula mediante la expresión:
Δ𝑇 = 𝑘H 𝑚 [1 + α (𝑛 − 1)] → •
La constante 𝑘H es específica de cada disolvente.
b) Falso. Alcohol etílico y agua son totalmente miscibles debido a la formación de enlaces de hidrógeno
entre las moléculas de ambas sustancias.
c) Verdadero. La concentración depende la relación soluto/disolvente y la saturación depende la solubi-
lidad de la sustancia, por tanto, una disolución de un soluto poco soluble es a la vez saturada y diluida. Un
ejemplo de este tipo es una disolución acuosa de CaCO% .
d) Falso. Depende de la cantidad de disolución que se mezcle y de cuál sea la expresión de la concentra-
ción.
5.9. En las regiones frías se añade al agua de los radiadores de los coches una sustancia que se deno-
mina anticongelante. Su misión está basada en:
a) La solubilidad de sustancias.
b) Una propiedad coligativa de las disoluciones.
c) La diferencia de densidades de los dos líquidos.
(O.Q.L. Castilla y León 1998) (O.Q.L. Jaén 2019)
Cuando se añade soluto al agua y se forma la disolución, disminuye la temperatura de congelación, ya que
la presión de vapor de la disolución también disminuye. Varía una propiedad coligativa.
5.10. Se preparan dos disoluciones de un soluto no electrolito y no volátil, una, llamada A al 2,0 % en
masa, y otra, llamada B al 4,0 % en masa. Suponiendo que la densidad de las disoluciones es próxima a 1,
¿cuál de las siguientes proposiciones es falsa suponiendo un comportamiento ideal?
a) La molalidad en B es la mitad que en A.
b) La temperatura de congelación de A es mayor que la de B.
c) La presión osmótica de A es menor que la de B.
d) La presión de vapor de A es mayor que la de B.
(O.Q.L. Canarias 2000) (O.Q.L. Castilla y León 2001)
a) Falso. Tomando como base de cálculo 100 g de disolución, la molalidad de cada una de las disoluciones
es:
2,0 g X 1 mol X 10% g H! O 20,4
𝑚6 = · · = ⎫
98,0 g H! O 𝑀 g X 1 kg H! O 𝑀 ⎪ 𝑚7 41,7/𝑀
→ = = 2,04
𝑚6 20,4/𝑀
4,0 g X 1 mol X 10% g H! O 41,7⎬
𝑚7 = · · = ⎪
96,0 g H! O 𝑀 g X 1 kg H! O 𝑀 ⎭
b) Verdadero. La variación en la temperatura de congelación, Δ𝑇, de una disolución con un soluto no
iónico se calcula mediante la expresión:
Δ𝑇 = 𝑘H 𝑚
El mayor descenso en la temperatura de congelación y, por consiguiente, la menor temperatura de con-
gelación se produce en la disolución que posea mayor concentración molal que, como se ha visto en el
apartado anterior, es la disolución B.
c) Verdadero. Tomando como base de cálculo 100 g de disolución, la molaridad de cada una de las diso-
luciones es:
2,0 g X 1 mol X 1 g disolución 10% mL disolución 20

𝑀6 = · · · =
100 g disolución 𝑀 g X 1 mL disolución 1 L disolución 𝑀
4,0 g X %
1 mol X 1 g disolución 10 mL disolución 40
𝑀7 = · · · =
100 g disolución 𝑀 g X 1 mL disolución 1 L disolución 𝑀
En disoluciones diluidas, la presión osmótica, π, de una disolución con un soluto no iónico se calcula me-
diante la expresión:
𝜋 = 𝑀 𝑅 𝑇 → ‘ 𝑀 = concentración molar
𝑇 = temperatura
La mayor presión osmótica corresponde a la disolución que posea mayor concentración molar que, tal y
como se ha demostrado, es la disolución B.
d) Verdadero. De acuerdo con la ley de Raoult (1882), la presión de vapor de una disolución se calcula de
La disolución que tiene menor porcentaje de soluto, la disolución A, es la que tiene menor fracción molar
de soluto y, por tanto, mayor presión de vapor.
5.11. La adición de 1,00 g de benceno, C6 H6 , a 80,00 g de ciclohexano, C6 H12 , disminuye el punto de

congelación del ciclohexano de 6,50 a 3,30 °C. Si se quisiera determinar la masa molecular de un soluto
no electrolito midiendo la disminución de la temperatura de congelación, a igualdad de la concentración
de la disolución y sabiendo que k f (benceno) = 5,12 °C kg mol–1 , ¿cuál será el mejor disolvente?
a) Benceno
b) Ciclohexano
c) Ambos causarían el mismo descenso crioscópico.
d) Con estos datos no es posible establecer cuál sería el disolvente más adecuado.
La temperatura de congelación de una disolución que contiene un soluto no volátil que no se disocia en
iones se calcula mediante la expresión:
Δ𝑇 = 𝑘H 𝑚
Si ambas disoluciones tienen la misma concentración molal, el mejor disolvente será aquél que produzca
un mayor descenso de la temperatura de congelación, es decir, el disolvente con mayor constante crios-
cópica.
A partir de los datos propuestos se puede calcular el valor de la constante crioscópica del ciclohexano:
1,00 g C1 H1 1 mol C1 H1 10% g C1 H)!
(6,50 − 3,30)°C = 𝑘H · · · → 𝑘H = 20,0 °C kg mol–)
80,00 g C1 H)! 78,0 g C1 H1 1 kg C1 H)!
5.12. Si una disolución acuosa tiene una temperatura de ebullición de 100,15 °C, ¿cuál será su tempe-
ratura de congelación suponiendo comportamiento ideal?
a) –0,54 °C
b) –0,15 °C
c) 0,15 °C
d) 0,54 °C
(Datos. Cte. crioscópica = 1,86; cte. ebulloscópica = 0,512; ambas en sus unidades respectivas).
Las temperaturas de ebullición o congelación de una disolución que contiene un soluto no iónico y no
volátil se calculan mediante la expresión:
Δ𝑇 = 𝑘 𝑚
siendo 𝑘 la constante ebulloscópica o crioscópica del agua y 𝑚 la concentración molal de la disolución.
La temperatura de ebullición permite calcular la concentración molal de la disolución:
0,512 °C kg mol()
𝑚= = 0,288 mol kg ()
(100,15 − 100) °C
La temperatura de congelación de la disolución es:
(0 − 𝑇H ) °C = (1,86 °C kg mol() ) · (0,288 mol kg () ) → 𝑇H = –0,54 °C
5.13. ¿Cuál de los siguientes compuestos químicos se preferirá como anticongelante empleando igual
masa del mismo para la misma cantidad de disolvente?
1) Etanol 2) C3 H8 O3 (glicerina) 3) Glucosa 4) C2 H6 O2 (etilenglicol)
a) Todos igual
b) 2
c) 1
d) 3
La variación en la temperatura de congelación, Δ𝑇, de una disolución con un soluto no iónico y no volátil
Δ𝑇 = 𝑘H 𝑚
Como todas las disoluciones contienen idénticas masas de soluto y de disolvente, el mayor Δ𝑇 se consigue
con la disolución que tenga mayor concentración molal, 𝑚:
𝑥 g soluto X 1 mol X 𝑥
𝑚= · =
𝑦 kg H! O 𝑀 g X 𝑦 𝑀
Por tanto, la mayor concentración molal corresponde a la disolución que contenga el soluto con menor
masa molar, 𝑀.
Etanol Glicerina Glucosa Etilenglicol
Soluto
(C! H1 O) (C% HF O% ) (C1 H)! O1 ) (C! H1 O! )
M / g mol() 46,0 92,0 180,0 62,0
(Cuestión similar a la propuesta en Murcia 1996).
5.14. Una determinada masa de metanol produce mayor descenso del punto de congelación en una
masa determinada de agua que la misma cantidad de alcohol etílico, debido a que el metanol:
a) Tiene menor masa molecular.
b) Es más soluble en agua.
c) Tiene mayor punto de ebullición.
d) Tiene menor punto de congelación.
La variación en la temperatura de congelación, Δ𝑇, de una disolución con un soluto no iónico y no volátil
Δ𝑇 = 𝑘H 𝑚
Como ambas las disoluciones contienen idénticas masas de soluto en una misma masa de disolvente, el
mayor Δ𝑇 se consigue con la disolución que tenga mayor concentración molal, 𝑚:
𝑥 g soluto X 1 mol X 𝑥
𝑚= · =
𝑦 kg H! O 𝑀 g X 𝑦 𝑀
Por tanto, la mayor concentración molal corresponde a la disolución que contenga el soluto con menor
masa molar, 𝑀.
Metanol Etanol
Soluto
(CH2 O) (C! H1 O)
M / g mol() 32,0 46,0
5.15. Aunque normalmente no se indica, ¿cuál es la unidad correcta para expresar las constantes crios-
cópicas y ebulloscópicas?
a) °C mol–1
b) °C mol kg –1
c) °C kg mol–1
d) Ninguna de las anteriores es correcta.
La variación en la temperatura de ebullición o congelación, Δ𝑇, de una disolución con un soluto no iónico
y no volátil se calcula mediante la expresión:
Δ𝑇 = 𝑘H 𝑚
La expresión de la constante 𝑘H (para 𝑘K es igual) y sus unidades son, respectivamente:
Δ𝑇 °C
𝑘H = → 𝑘H → = °C kg mol()
𝑚 mol kg ()
5.16. El punto de fusión de una disolución acuosa de KHSO4 0,050 m es –0,19 °C. ¿Cuál de las siguientes
ecuaciones representa mejor lo que sucede al disolverse KHSO4 (s) en agua?
a) KHSO4 (s) ® KHSO4 (aq)
b) KHSO4 (s) ® HSO–4 (aq) + K + (aq)
c) KHSO4 (s) ® SO2– + +
4 (aq) + K (aq) + H (aq)
d) KHSO4 (s) ® SO2– + –
3 (aq) + K (aq) + OH (aq)
– –
e) KHSO4 (s) ® KSO3 (aq) + OH (aq)
(Dato. k 𝐟 (agua) = 1,86 °C kg mol–1 ).
(O.Q.N. Valencia de D. Juan 2004)
La temperatura de fusión de una disolución se calcula mediante la expresión:

Δ𝑇 = 𝑘H 𝑚 [1 + α (𝑛 − 1)] → •
Como el KHSO2 es un compuesto que se encuentra totalmente ionizado, (α » 1), el valor de 𝑛 proporcio-
nará la ecuación de disociación iónica correcta.
0 − (−0,19) °C = (1,86 °C kg mol() ) · (0,050 mol kg () ) · [1 + 1(𝑛 − 1)] → 𝑛 = 2
La ecuación que representa el proceso en el que se forman 2 iones es:
KHSO2 (s) ® HSO( .
2 (aq) + K (aq)
Hay que descartar la ecuación del apartado e) ya que el KHSO2 es una sal ácida y en la disociación pro-
puesta se forman iones OH( con lo que medio sería básico.
5.17. Una disolución acuosa de cloruro de sodio empieza a congelar a –1,5 °C. Calcule la concentración
de la sal en esta disolución, expresada en porcentaje en masa.
a) 3,9 %
b) 4,0 %
c) 4,5 %
d) 4,7 %
e) 4,8 %
(Dato. k 𝐟 (H2 O) = 1,86 °C kg mol–1 ).
(O.Q.N. Vigo 2006)
La temperatura de congelación de una disolución se calcula mediante la expresión:

Δ𝑇 = 𝑘H 𝑚 [1 + α (𝑛 − 1)] → •
Como el NaCl es un compuesto que se encuentra totalmente ionizado, (α » 1) de acuerdo con la ecuación:
NaCl (aq) ® Na. (aq) + Cl( (aq) ® 𝑛 = 2
La concentración molal de la disolución es:
0 − (−1,5) °C
𝑚= = 0,40 mol kg ()
(1,86 °C kg mol() ) · [1 + 1 · (2 − 1)]
Cambiando las unidades de la concentración:
0,40 mol NaCl 58,5 g NaCl 1 kg H! O 23 g NaCl
· · % =
1 kg H! O 1 mol NaCl 10 g H! O 1.000 g H! O
Aplicando el concepto de porcentaje en masa:
23 g NaCl
· 100 = 2,2 % NaCl
23 g NaCl + 1.000 g H! O
Ninguna respuesta es correcta, ya que no han tenido en cuenta que se trata de un soluto iónico que en
disolución acuosa se encuentra disociado en dos iones (𝑛 = 2).
5.18. ¿Cuál de las siguientes moléculas produce mayor descenso de la temperatura de fusión del agua?
a) CaCl2
b) NaCl
c) CH3 OH
d) CH2 OHCH2 OH
e) CH2 OHCHOHCH2 OH
(O.Q.N. Sevilla 2010)
El descenso del punto de fusión de una disolución se calcula mediante la expresión:

Δ𝑇 = 𝑘H 𝑚 [1 + α (𝑛 − 1)] → •
Suponiendo que la cantidad de cada una de las sustancias que se disuelve en una determinada cantidad
de agua haga que todas las disoluciones acuosas tengan la misma concentración molal, tendrá mayor
descenso de la temperatura de fusión la disolución con el soluto que proporcione el mayor valor de 𝑛.
Las ecuaciones correspondientes a las disociaciones iónicas proporcionan en valor de 𝑛.
a) Verdadero. CaCl! (aq) ® Ca!. (aq) + 2 Cl( (aq) (α » 1) 𝑛 = 3
b) Falso. NaCl(aq) ® Na. (aq) + Cl( (aq) (α » 1) 𝑛 = 2
c) Falso. CH% OH no se disocia en iones (α » 0)

d) Falso. CH! OHCH! OH no se disocia en iones (α » 0)
e) Falso. CH! OHCHOHCH! OH no se disocia en iones (α » 0)
La sustancia que presenta mayor valor de 𝑛 con una disociación prácticamente total es CaCl! , por tanto,
su disolución es la que presenta mayor descenso de la temperatura de fusión.
5.19. La fórmula empírica de un compuesto es C3 H2 Br. Cuando 0,115 g de este compuesto se disuelven
en 4,36 g de naftaleno, la disolución congela a 79,51 °C. Si el naftaleno puro congela a 80,29 °C y tiene una
constante crioscópica k 𝐟 = 6,94 °C kg mol–1 , la fórmula molecular será:
a) C3 H2 Br
b) C3 H7 Br
c) C6 H4 Br2
d) C3 H5 Br3
La temperatura de congelación de una disolución que contiene un soluto no volátil que no se disocia en
iones se calcula mediante la expresión:
Δ𝑇 = 𝑘H 𝑚
A partir de los datos propuestos se puede calcular el valor de la masa molar de la sustancia:
°C · kg 0,115 g (C% H! Br)M 1 mol (C% H! Br)M 10% g naftaleno
(80,29 − 79,51) °C = 6,94 · · ·
mol 4,36 g naftaleno 117,9 𝑛 g (C% H! Br)M 1 kg naftaleno
Se obtiene, 𝑛 = 2, por lo que la fórmula molecular del compuesto es C1 H2 Br! .
5.20. Complete los espacios en blanco con las opciones propuestas.

Cuando se añade un soluto no volátil a un disolvente volátil, la presión de vapor __________, la temperatura
de ebullición __________, la temperatura de congelación __________, y la presión osmótica a través de una
membrana semipermeable __________.
a) Disminuye, aumenta, disminuye, disminuye
b) Aumenta, aumenta, disminuye, aumenta
c) Aumenta, disminuye, aumenta, disminuye
d) Disminuye, disminuye, aumenta, disminuye
e) Disminuye, aumenta, disminuye, aumenta
(O.Q.N. Valencia 2011) (O.Q.L. Extremadura 2016) (O.Q.L. Madrid 2018) (O.Q.L. Baleares 2019)
§ La presión parcial que ejerce el vapor procedente de un líquido en una mezcla, se calcula de acuerdo
con la ley de Raoult (1882):
La presión de vapor es directamente proporcional a la fracción molar (que siempre es menor que la uni-
dad), por tanto, al añadir soluto la presión de vapor disminuye.
§ Las temperaturas de ebullición o congelación de una disolución que contiene un soluto no iónico y no
volátil se calculan mediante la expresión:
Δ𝑇 = 𝑘 𝑚
siendo 𝑘 la constante ebulloscópica o crioscópica del agua y 𝑚 la concentración molal de la disolución.
La variación de temperatura es directamente proporcional a la concentración molal de la disolución, por
tanto, al añadir soluto la temperatura de ebullición aumenta y la temperatura de congelación disminuye.
§ En disoluciones diluidas, la presión osmótica, 𝜋, se calcula mediante la expresión:

𝑇 = temperatura
La presión osmótica es directamente proporcional a la concentración molar de la disolución, por tanto, al
añadir soluto aumenta la concentración molar y con ella, la presión osmótica aumenta.
5.21. Se tienen disoluciones de igual molalidad de las siguientes sales; la disolución cuyo punto de con-
gelación es más bajo es:
a) NaBr
b) Al(NO3 )3
c) KCH3 COO
d) LiNO3
e) CaCl2
(O.Q.N. El Escorial 2012)
El descenso del punto de fusión de una disolución se calcula mediante la expresión:

Δ𝑇 = 𝑘H 𝑚 [1 + α (𝑛 − 1)] → •
Como todas las disoluciones acuosas tienen la misma concentración molal, tendrá mayor descenso de la
temperatura de congelación la disolución con el soluto que proporcione el mayor valor de 𝑛.
a) Falso. NaBr(aq) ® Na. (aq) + Br ( (aq) (α » 1) 𝑛 = 2
b) Verdadero. Al(NO% )% (aq) ® Al%. (aq) + 3 NO(
% (aq) (α » 1) 𝑛 = 4
c) Falso. KCH% COO(aq) ® K . (aq) + CH% COO( (aq) (α » 1) 𝑛 = 2
d) Falso. LiNO% (aq) ® Li. (aq) + NO(
% (aq) (α » 1) 𝑛 = 2
!. (
e) Falso. CaCl! (aq) ® Ca (aq) + 2 Cl (aq) (α » 1) 𝑛 = 3
La sustancia que presenta mayor valor de 𝑛 con una disociación prácticamente total es Al(NO% )% , por
tanto, su disolución es la que presenta mayor descenso de la temperatura de congelación.
5.22. Cuando nieva se echa sal a la calzada para:

a) Impedir que la luz intensa se refleje y deslumbre.
b) Que se volatilice el hielo.
c) Favorecer la fusión del hielo.
d) Que se forme hielo duro y no patinen los vehículos.
Al añadir un soluto no volátil a un disolvente, su temperatura de congelación desciende de acuerdo con

la expresión:
Δ𝑇 = 𝑘H 𝑚 [1 + α (𝑛 − 1)] → •
Por este motivo, al añadir NaCl a la nieve (H! O) se consigue que la temperatura de congelación de la
disolución formada descienda por debajo de 0 °C y, por tanto, el hielo funda y no se formen placas.
5.23. ¿Qué disolución acuosa 1 m de los siguientes compuestos tiene menor punto de congelación?
a) CaCl2
b) C6 H12 O6
c) KCl
d) NH4 Cl
e) CH3 CH2 OH
El descenso del punto de congelación de una disolución se calcula mediante la expresión:

Δ𝑇 = 𝑘H 𝑚 [1 + α (𝑛 − 1)] → •
Como todas las disoluciones acuosas tienen la misma concentración molal, tendrá mayor descenso de la
temperatura de congelación la disolución con el soluto que proporcione el mayor valor de 𝑛.
a) Verdadero. CaCl! (aq) ® Ca!. (aq) + 2 Cl( (aq) (α » 1) 𝑛 = 3
b) Falso. C1 H)! O1 no se disocia en iones (α = 0)
c) Falso. KCl(aq) ® K . (aq) + Cl( (aq) (α » 1) 𝑛 = 2
d) Falso. NH2 Cl(aq) ® NH2. (aq) + Cl( (aq) (α » 1) 𝑛 = 2
e) Falso. CH% CH! OH no se disocia en iones (α = 0)
La sustancia que presenta mayor valor de 𝑛 con disociación prácticamente total es CaCl! por lo que su
disolución es la que tiene mayor descenso crioscópico y, por tanto, menor temperatura de congelación.
(Cuestión similar a la propuesta en El Escorial 2012).
5.24. Se disuelven 0,300 g de fósforo rojo en 500 g de etanol. La disolución así preparada tiene un punto
de ebullición 0,00590 °C mayor que el que le corresponde al etanol puro. La fórmula del fósforo rojo es:
a) P
b) P3
c) P4
d) P6
(Dato. Constante ebulloscópica del etanol = 1,22 °C kg mol–1 ).
La temperatura de ebullición de una disolución que contiene un soluto no iónico y no volátil se calcula
Δ𝑇 = 𝑘N 𝑚
siendo 𝑘N la constante ebulloscópica del disolvente y 𝑚 la concentración molal de la disolución.
La temperatura de ebullición permite calcular la molalidad de la disolución:
0,00590 °C
𝑚= = 0,00484 mol kg ()
1,22 °C kg mol()
A partir de la molalidad de la disolución se puede obtener la masa molar del soluto:
0,300 g fósforo 1 mol fósforo 10% g etanol
· · = 0,00484 mol kg () → 𝑀 = 124 g mol()
500 g etanol 𝑀 g fósforo 1 kg etanol
Como la masa molar del fósforo es 31,0 g mol() , relacionando ambas masas molares se obtiene que la
fórmula del fósforo rojo es:
124 g mol() (fósforo rojo)
= 4 → fórmula molecular del fósforo rojo: P2
31,0 g mol() (fósforo)
5.25. Si se disuelven 10,0 g de naftaleno, C10 H8 , en 50,0 g de benceno, la temperatura de congelación

de la disolución es:
a) –2,5 °C
b) 2,5 °C
c) 5,2 °C
d) 8,00 °C
(Datos. Temperatura de fusión del benceno = 5,5 °C. k f (benceno) = 5,12 °C kg mol–1 ).
La temperatura de congelación de una disolución que contiene un soluto no iónico y no volátil se calcula
Δ𝑇 = 𝑘H 𝑚
siendo 𝑘H la constante crioscópica del disolvente y 𝑚 la concentración molal de la disolución.
La concentración molal de esta disolución es:
10,0 g C)P HF 1 mol C)P HF 10% g C1 H1
· · = 1,56 mol kg ()
50,0 g C1 H1 128,0 g C)P HF 1 kg C1 H1
Considerando que el disolvente es C1 H1 que tiene una temperatura de congelación normal de 5,5 °C, la
temperatura a la que congela la disolución es:
(5,5 − 𝑇H ) °C = (5,12 °C kg mol() ) · (1,56 mol kg () ) → 𝑇H = –2,5 °C
5.26. Si disuelve sacarosa en agua:

a) La temperatura de ebullición de la disolución resultante será superior a la del agua pura.
b) La presión de vapor de la disolución resultante será superior a la del agua pura.
c) La presión osmótica de la disolución resultante será inferior a la del agua pura.
d) La temperatura de congelación de la disolución resultante será superior a la del agua pura.
a) Verdadero. Las temperaturas de ebullición y de congelación de una disolución que contiene un soluto
no electrolito y no volátil se calculan mediante la expresión:
Δ𝑇 = 𝑘 𝑚
siendo 𝑘 la constante específica del disolvente, 𝑚 la molalidad de la disolución y Δ𝑇 puede ser, según cual
sea la constante utilizada, el aumento de la temperatura de ebullición o el descenso de la temperatura de
congelación que experimenta el disolvente al añadir ese soluto.
b) Falso. La ley de Raoult (1882), estudia la variación de la presión de vapor de un disolvente al añadirle
un soluto no volátil. Se calcula de acuerdo con la ecuación:
Esta ecuación se puede escribir también de la siguiente forma:
∆𝑝 = 𝑝° 𝑥3
que expresa que la disminución de presión de vapor (∆𝑝) que se produce al añadir un soluto al disolvente
es directamente proporcional a la fracción molar de soluto.
c) Falso. La presión osmótica es la presión que se debe aplicar a una disolución para impedir el paso de
las moléculas de disolvente a través de una membrana semipermeable. Por tanto, no tiene sentido hablar
de la presión osmótica de un disolvente como el agua pura.
d) Falso. Según se ha justificado en el apartado a).
5.27. De las siguientes propiedades indique la que no es una propiedad coligativa:

a) Presión osmótica
b) Conductividad eléctrica
c) Descenso crioscópico
d) Ascenso ebulloscópico
Las propiedades coligativas dependen de la concentración de la disolución, por tanto, dependen del nú-
mero de partículas de soluto.
De las propuestas, la única que no es una propiedad coligativa es la conductividad eléctrica que depende
del tipo de enlace químico que presenta la sustancia.

II. CINÉTICA QUÍMICA

1. VELOCIDAD DE REACCIÓN
1.1. La descomposición de SO2 Cl2 en dióxido de azufre y cloro es una cinética de primer orden. Sa-
biendo que, a una temperatura dada, la velocidad de la reacción es de 6,6·10–6 mol L–1 s –1 siendo la con-
centración inicial del SO2 Cl2 de 0,300 mol L–1 , ¿cuál será el valor de la constante de velocidad de la reac-
ción?
a) 2,2·10–5 s –1
b) 2,2·10–5 mol L–1 s –1
c) 4,5·10–4 s –1
d) 4,5·10–4 mol L–1 s –1
La ecuación de velocidad correspondiente a una reacción de primer orden es:

𝑣 = 𝑘 [SO! Cl! ]
El valor de la constante de velocidad es:
𝑣 6,6·10(1 mol L() s()
𝑘= = = 2,2·10($ s()
[SO! Cl! ] 0,300 mol L()
1.2. Las unidades de la constante de velocidad de una reacción de segundo orden son:
a) L mol–1 s –1
b) mol L–1 s –1
c) L2 mol–2 s –1
d) s –1
e) mol2 L–2 s –1
(O.Q.L. Murcia 1996) (O.Q.L. Madrid 2014) (O.Q.L. Castilla y León 2020)
La ecuación de velocidad correspondiente a una reacción de segundo orden es:

𝑣 = 𝑘[A]!
La expresión de la constante de velocidad es:
𝑣 mol L() s()
𝑘= y las unidades son = L mol() s()
[A]! (mol L() )!
(En la cuestión propuesta en Madrid 2014 se escribe M en lugar de mol L() ).
1.3. ¿Cuál de las siguientes afirmaciones es correcta?

a) La constante de velocidad de una reacción de primer orden se puede expresar en mol dm–3 s –1 .
b) La velocidad de una reacción es independiente de la temperatura.
c) El orden de cualquier reacción es siempre un número entero y mayor que cero.
d) Ninguna de las anteriores es cierta.
a) Falso. La ecuación de velocidad correspondiente a una reacción de primer orden es:

𝑣 = 𝑘 [A]
𝑣 mol L() s()
𝑘= y las unidades son = s()
[A] mol L()
b) Falso. La velocidad de una reacción depende de la constante de velocidad, 𝑘, y esta aumenta con la
temperatura de acuerdo con la expresión de Arrhenius (1889):
𝐸6
𝑘 = 𝑘P exp ‰– Š
𝑅𝑇
c) Falso. Desde el punto de vista experimental, el orden de una reacción puede tener cualquier valor.
1.4. Para la reacción: 2 NO(g) + Cl2 (g) ® 2 NOCl(g)

la ecuación de velocidad viene dada por la expresión:
v = k [NO]2 [Cl2 ]
Si las concentraciones de NO y Cl2 al inicio de la reacción son ambas 0,010 mol L–𝟏 , ¿cuál será la velocidad
de la reacción cuando la concentración de NO haya disminuido hasta 0,0050 mol L–𝟏 ?
a) k (0,0050)·(0,0025)
b) k (0,0050)·(0,0050)
c) k (0,0050)2 ·(0,0025)
d) k (0,0050)·(0,0075)
e) k (0,0050)2 ·(0,0075)
(O.Q.N. Murcia 2000) (O.Q.L. Castilla y León 2019) (O.Q.L. Castilla y León 2020)
Relacionando NO con Cl! se obtiene la concentración molar de este:

0,0050 mol NO 1 mol Cl!
· = 0,0025 mol L()
L 2 mol NO
El valor de [Cl! ] cuando [NO] 0,005 mol L() es:
[Cl! ] = (0,010 mol L() ) − (0,0025 mol L() ) = 0,0075 mol L()
Sustituyendo en la ecuación de velocidad:
𝑣 = 𝑘 (0,0050)! · (0,0075)
1.5. La ecuación de velocidad correspondiente a la reacción de formación de agua, a partir de hidró-

geno y oxígeno, viene dada por la expresión, v = k [H2 ]2 [O2 ].
Las unidades de k deben ser:
a) mol2 dm–6 s –1
b) mol–3 dm2 s
c) mol–2 dm6 s –1
d) mol dm–3 s –1
La expresión de la constante de velocidad y sus unidades son:

𝑣 mol dm(% s()
𝑘= y las unidades son = dm1 mol(! s()
[H! ]! [O! ] (mol dm(% )%
1.6. La velocidad de una reacción química se debe expresar en:

a) s mol–1
b) mol–1 s –1
c) mol L–1 s –1
d) mol–1 L s –1
e) Las unidades dependen del orden total de la reacción.
f) Las unidades dependen de la energía de activación.
(O.Q.L. Murcia 2000) (O.Q.L. La Rioja 2005) (O.Q.L. La Rioja 2007)
La velocidad de una reacción se define como:

𝑑[A] mol L()
𝑣 = – y las unidades son = mol L() s()
𝑑𝑡 s
1.7. Para la siguiente reacción:

4 HBr(g) + O2 (g) ® 2 H2 O(g) + 2 Br2 (g)
a) Las unidades de la constante de velocidad no dependen de la ecuación de velocidad.
b) El orden total de reacción puede pronosticarse a partir de la ecuación estequiométrica anterior.
c) La velocidad de formación de agua es la mitad de la velocidad de desaparición de HBr.
d) La velocidad de formación de agua es igual a la velocidad de desaparición de HBr.
e) Las unidades de la velocidad de reacción son mol L s.
f) Las unidades de la velocidad de reacción son mol L–1 s –1 .
g) La velocidad de reacción es muy elevada ya que se trata de una reacción en fase gaseosa.
h) Ambos reactivos se consumen a la misma velocidad.
(O.Q.N. Barcelona 2001) (O.Q.L. Asturias 2009) (O.Q.N. Sevilla 2010) (O.Q.L. Cantabria 2016) (O.Q.N. Valencia 2020)
a) Falso. La ecuación de velocidad correspondiente a esta reacción es:

𝑣 = 𝑘 [HBr]R [O! ]S
La constante de velocidad, 𝑘, es:
𝑣
𝑘=
[HBr]R [O! ]S
Teniendo en cuenta que las unidades de la velocidad son, mol L() s() y las de las concentraciones de los
reactivos, mol L() , las unidades de 𝑘 son:
mol L() s()
𝑘= = mol()(R(S) L(R.S()) s()
(mol L() )R (mol L() )S
Como se observa, las unidades de 𝑘 dependen de los valores de 𝑎 y 𝑏, que a su vez son específicos de cada
reacción.
b) Falso. El orden total de la reacción no se obtiene a partir de la estequiometría de la reacción, se obtiene
de la ecuación de velocidad correspondiente a la reacción:
𝑣 = 𝑘 [HBr]R [O! ]S siendo el orden total = (𝑎 + 𝑏)
c) Verdadero. Relacionando las velocidades de desaparición del HBr y de formación del H! O se obtiene
que:
1 𝑑[HBr]
𝑣= ⎫ 𝑑[H! O]
4 𝑑𝑡 ⎪ 2𝑣 𝑑[H! O] 1 𝑑[HBr]
→ 𝑑𝑡 = → =
⎬ 𝑑[HBr] 4𝑣 𝑑𝑡 2 𝑑𝑡
1 𝑑[H! O]⎪
𝑣= 𝑑𝑡
2 𝑑𝑡 ⎭
d) Falso. Según se ha visto en la propuesta anterior.
e) Falso. La velocidad de una reacción se define como la cantidad de sustancia formada o transformada
por unidad de tiempo y sus unidades son mol L() s() .
f) Verdadero. Según se ha visto en la propuesta anterior.
g) Falso. El que la velocidad de una reacción sea elevada depende cual sea el orden magnitud de la cons-
tante de velocidad, no depende del estado de agregación de las especies reaccionantes.
h) Falso. Relacionando las velocidades de desaparición del HBr y O! se obtiene que:
1 𝑑[HBr]
𝑣= ⎫ 𝑑[HBr]
4 𝑑𝑡 ⎪ 4𝑣 𝑑[HBr] 𝑑[O! ]
→ 𝑑𝑡 = → = 4
𝑑[O! ] 𝑣 𝑑𝑡 𝑑𝑡
𝑑[O! ] ⎬
⎪
𝑣= 𝑑𝑡
𝑑𝑡 ⎭
Las respuestas correctas son c y f.
1.8. La velocidad de una reacción se cuadruplica cuando la concentración de un reactivo se duplica.

¿Cuál es el orden de reacción respecto de este reactivo?
a) 1
b) 2
c) 3
d) 4
Suponiendo la reacción A ® P, la ecuación de velocidad es:

𝑣) = 𝑘 [A]M
Si se duplica la concentración:
𝑣! = 𝑘 [2A]M
Relacionando ambas velocidades:
𝑣! 𝑘 [2A]M
= = 4 → 2M = 4 → 𝑛 = 2 → orden 2
𝑣) 𝑘 [A]M
1.9. En toda reacción química se cumple que:

a) La velocidad de reacción suele disminuir con el transcurso del tiempo, al ir disminuyendo la concen-
tración del o de los reactivos.
b) La constante de velocidad suele disminuir con el transcurso del tiempo, al ir disminuyendo la concen-
tración del o de los reactivos.
c) El orden de reacción depende tanto del número de reactivos como de los coeficientes estequiométricos
de estos.
d) La variación de entalpía asociada a una reacción de orden 2 es superior a la variación de entalpía
asociada a una reacción de orden 1.
a) Verdadero. La velocidad de una reacción se define como:

1 𝑑[A] [A]
𝑣 = –
𝜈 𝑑𝑡
Al disminuir la concentración del reactivo con el transcurso del tiempo, la ve-
locidad se hace menor. La imagen muestra la variación de la concentración de
los reactivos frente al tiempo.
t
b) Falso. De acuerdo con la expresión de Arrhenius (1889):
𝐸6
𝑅𝑇
la constante de velocidad de una reacción solo depende de la temperatura.
c) Falso. En una reacción que transcurra en una etapa elemental, como por ejemplo:
a A + b B ® Productos
solo entonces, los coeficientes estequiométricos coinciden con los órdenes de reacción respecto de cada
uno de los reactivos.
La ecuación de velocidad correspondiente a la reacción es:

𝑣 = 𝑘 [A]R [B]S
donde 𝑎 y 𝑏 son los órdenes de reacción respecto a cada uno de los reactivos. El orden total es (𝑎 + 𝑏).
d) Falso. No existe ninguna relación entre el orden de una reacción y su variación de entalpía.
1.10. ¿Cuáles serán las unidades para la constante de velocidad, k, de una reacción de segundo orden,
cuya ecuación cinética es v = k [A]2 si la concentración se expresa en mol L-1 y el tiempo en minutos?
a) mol L–1 min–1
b) mol–1
c) mol–1 L min–1
d) mol–2 L2 min
(O.Q.L. Madrid 2003) (O.Q.L. La Rioja 2004)
Si la ecuación de velocidad correspondiente a una reacción de segundo orden es:

𝑣 = 𝑘[A]!
Su constante de velocidad es:
𝑣 mol L() min()
𝑘= y las unidades son = L mol() min()
[A]! (mol L() )!
1.11. Es habitual encontrar a nuestro alrededor joyas fabricadas con oro. Sin embargo, cuando se coloca
oro en polvo finamente dividido en una atmósfera de oxígeno puro se puede llegar a observar como, de forma
espontánea, se produce una llama. Por tanto:
a) Se debe tener cuidado con las joyas por si produjeran quemaduras.
b) Se puede concluir que la oxidación del oro es un proceso endotérmico.
c) La velocidad de reacción aumenta con la superficie de contacto entre reactivos.
d) La energía de activación en la oxidación del oro es tremendamente alta.
e) La velocidad de reacción de oxidación del oro es independiente de la temperatura.
(O.Q.L. Murcia 2004) (O.Q.L. Murcia 2015) (O.Q.L. Murcia 2018)
En el caso de utilizar reactivos cuyo estado de agregación es sólido, la velocidad de reacción aumenta al
aumentar la superficie específica de los mismos si estos se encuentran en forma de polvo muy fino.
1.12. La reacción A + B ® C + D, es de segundo orden en A y de orden cero en B, y el valor de k es 0,012

M –1 min–1 . ¿Cuál es la velocidad de esta reacción cuando [A] = 0,125 M y [B] = 0,435 M?
a) 5,0·10–4 M min–1
b) 3,4·10–3 M min–1
c) 1,3 M min–1
d) 1,9·10–4 M min–1
e) 1,5·10–3 M min–1
(O.Q.N. Luarca 2005)
La ecuación de velocidad correspondiente a la reacción propuesta es:

𝑣 = 𝑘[A]!
El valor de la velocidad para la concentración propuesta es:
𝑣 = (0,012 M() min() ) · (0,125 M)! = 1,9·10(2 M min()
1.13. Cuando se dice que una reacción es explosiva, se puede afirmar que:
a) Con eso no se tiene información ni de su cinética ni de su entalpía.
b) Es rápida pero no sabe nada de su entalpía.
c) Es exotérmica pero no se sabe nada de su cinética.
d) Es rápida y exotérmica.
Una reacción explosiva se caracteriza porque:

§ Se desprende una gran cantidad de calor, por tanto, se trata de un proceso exotérmico.
§ Este calor se desprende en muy poco tiempo, lo que implica que la reacción es rápida.
1.14. Para la reacción A ® Productos, se obtiene los siguientes datos:

t (min) 0 1 2
–1 1,512 1,490 1,469
[A] (mol L )
¿Cuál es la velocidad inicial de la reacción en este experimento?
a) 0,40 mol L–1 min–1
b) 0,022 mol L–1 min–1
c) 0,089 mol L–1 min–1
d) 9,8·10–3 mol L–1 min–1
e) 0,011 mol L–1 min–1
(O.Q.L. Madrid 2005) (O.Q.L. La Rioja 2005) (O.Q.N. Sevilla 2010) (O.Q.L. Madrid 2011) (O.Q.L. Valencia 2015)
La velocidad inicial se calcula mediante la expresión:

Δ[A]
𝑣 = –
Δ𝑡
Se obtienen los siguientes valores:
(1,490 − 1,512) mol L()
𝑣 = – = 0,022 mol L() min() ⎫
(1,0 − 0,0) min ⎪
⎪
() ⎪
(1,469 − 1,512) mol L () () valor medio, 𝑣 = 0,022 mol L() min()
𝑣 = – = 0,022 mol L min
(2,0 − 0,0) min ⎬
⎪
(1,469 − 1,490) mol L() ⎪
𝑣 = – = 0,021 mol L() min() ⎪
(2,0 − 1,0) min ⎭
1.15. Indique cuál de los siguientes enunciados es erróneo:

a) La velocidad de reacción indica la variación que sufre la concentración de las sustancias presentes
(reactivo o producto) por unidad de tiempo.
b) La velocidad de reacción no es constante y disminuye a medida que la reacción avanza.
c) La velocidad de reacción de un reactivo o de un producto es siempre un valor positivo.
d) La velocidad con la que un reactivo desaparece es siempre igual a la velocidad con la que se forman
los productos.
(O.Q.L. Asturias 2006) (O.Q.L. Málaga 2020)
a) Verdadero. La velocidad de una reacción se define como:

1 𝑑[A]
𝑣=
𝜈 𝑑𝑡
siendo 𝜈 el coeficiente estequiométrico de la sustancia A.
b) Verdadero. Al disminuir la concentración del reactivo con el transcurso

del tiempo, la velocidad se hace menor. Si se representa gráficamente, se [A]
obtiene que la variación es exponencial y la velocidad viene determinada
por la pendiente de la recta en cada punto de la curva.
c) Verdadero. La velocidad de una reacción se define como:
1 𝑑[A]
𝑣 = – t
𝜈 𝑑𝑡
siendo el coeficiente estequiométrico 𝜈, negativo para un reactivo y positivo para un producto.
d) Falso. La velocidad de desaparición de un reactivo solo se iguala a la velocidad de formación de un
producto cuando se alcanza el equilibrio.
1.16. La reacción 2 A ® B + C es de orden 2 en A. La velocidad de la reacción cuando [A] = 0,2 M es

2·10–4 mol L–1 min–1 . ¿Cuál es la constante de velocidad?
a) 1,5·10–3 mol–1 L min-1
b) 5·10–3 mol L–1 min–1
c) 5·10–𝟑 mol–1 L min–1
d) 5·10–4 mol–1 L min–1
e) 1·10–3 mol–1 L min–1
(O.Q.N. Córdoba 2007)
La ecuación de velocidad correspondiente a una reacción de segundo orden es:

𝑣 = 𝑘 [A]!
𝑣 2·10(2 mol L() min()
𝑘= = = 5·10(% L mol() min()
[A]! (0,2 mol L() )!
1.17. Para la siguiente reacción de combustión:

2 CH3 CH2 OH + 6 O2 ® 4 CO2 + 6 H2 O
La velocidad de desaparición de etanol es:
a) Igual a la velocidad de desaparición de oxígeno.
b) El doble de la velocidad de formación de CO2 .
c) La tercera parte de la velocidad de formación de H2 O.
d) Tres veces mayor que la velocidad de desaparición de oxígeno.
La velocidad de reacción es:

1 𝑑[CH% CH! OH] 1 𝑑[O! ] 1 𝑑[CO! ] 1 𝑑[H! O]
𝑣= = = =
2 𝑑𝑡 6 𝑑𝑡 4 𝑑𝑡 6 𝑑𝑡
a-d) Falso. La relación entre las velocidades de desaparición del etanol y del oxígeno es:
1 𝑑[CH% CH! OH] 1 𝑑[O! ] 𝑑[CH% CH! OH] 1 𝑑[O! ]
= → =
2 𝑑𝑡 6 𝑑𝑡 𝑑𝑡 3 𝑑𝑡
b) Falso. La relación entre las velocidades de desaparición del etanol y de formación del CO! es:
1 𝑑[CH% CH! OH] 1 𝑑[CO! ] 𝑑[CH% CH! OH] 1 𝑑[CO! ]
= → =
c) Verdadero. La relación entre las velocidades de desaparición del etanol y de formación del H! O es:
1 𝑑[CH% CH! OH] 1 𝑑[H! O] 𝑑[CH% CH! OH] 1 𝑑[H! O]

= → =
1.18. La reacción de oxidación del monóxido de nitrógeno a dióxido de nitrógeno:

2 NO(g) + O2 (g) ® 2 NO2 (g)
a 250 °C es de orden parcial 2 respecto al monóxido de nitrógeno y orden parcial 1 respecto al oxígeno.
El valor de la constante cinética es, k = 6,50·103 mol–2 L2 s –1 . Por tanto, a dicha temperatura, cuando las
concentraciones iniciales de los reactivos son [NO] = 0,100 mol L–1 y [O2 ] = 0,210 mol L–1 , la velocidad
de reacción será:
a) 13,7 mol L–1 s –1
b) 273 s –1
c) 54,6 mol L–1 s –1
d) 6,8 mol L–1 s –1
La ecuación de la velocidad de la reacción es:

𝑣 = 𝑘 [NO]! [O! ]
El valor de la velocidad a 250 °C es:
𝑣 = ©6,50·103 mol(! L! s() ª · (0,100 mol L() )! · (0,210 mol L() ) = 13,7 mol L() s()
1.19. Al elevar la temperatura a la que se realiza una reacción química:

a) Aumenta siempre la velocidad de reacción.
b) Aumenta la velocidad si la reacción es endotérmica, pero disminuye si es exotérmica.
c) Disminuye la concentración de los reactivos y por ello disminuye la constante de velocidad.
d) Aumenta la velocidad media de las moléculas y con ello la energía de activación.
(O.Q.L. La Rioja 2008) (O.Q.L. Castilla-La Mancha 2010) (O.Q.L. Madrid 2016)
a) Verdadero. Al aumentar la temperatura, aumenta la energía cinética de las moléculas y con ello la ve-
locidad de la reacción.
b) Falso. Al aumentar la temperatura, aumenta la energía cinética de las moléculas y con ello la velocidad
de la reacción independientemente de que esta sea exotérmica o endotérmica.
c) Falso. La concentración de los reactivos es independiente de la temperatura a la que se realiza la reac-
ción.
d) Falso. Al aumentar la temperatura, aumenta la energía cinética de las moléculas y con ello la velocidad
de la reacción, pero la energía de activación es un parámetro cinético de la misma y no depende de la
temperatura.
1.20. Para el proceso A + B + C ® 2 D, se conoce experimentalmente que la ecuación de velocidad es:

v = k [A] [B]
¿Cuál de las siguientes expresiones es incorrecta?
a) Las unidades de la velocidad de reacción son mol L–1 s –1 .
b) El orden de reacción de la sustancia C es cero.
c) El reactivo C no se consume durante el proceso.
d) Las unidades de k son mol–1 L s –1 .
a) Verdadero. La velocidad de reacción se define como la cantidad de sustancia formada o transformada

por unidad de tiempo, y de acuerdo con ello, sus unidades son mol L() s() .
b) Verdadero. Al no aparecer el reactivo C en la ecuación de velocidad quiere decir que el orden parcial
con respecto al mismo es cero.
c) Falso. Todos los reactivos se consumen durante el transcurso de la reacción.
d) Verdadero. Para esa reacción la expresión de la constante de velocidad y sus unidades son:
𝑣 mol L() s()
𝑘= las unidades son = L mol() s()
[A][B] (mol L() )!
1.21. La ecuación química y la ecuación cinética de la reacción en fase gas entre NO y H2 son, respecti-
vamente:
2 NO(g) + 2 H𝟐 (g) ® N2 (g) + 2 H2 O(g) v = k [NO]2 [H2 ]
¿Cuáles son las unidades de k si el tiempo está expresado en segundos y la concentración en mol L–1 ?
a) L s mol–1
b) L2 mol–2 s –1
c) mol L–1 s –1
d) mol2 L–2 s –1
e) Ninguna de ellas.
(O.Q.L. La Rioja 2009) (O.Q.N. Salamanca 2018) (O.Q.L. Granada 2020)
La ecuación de velocidad corresponde a una reacción de orden 3 y la expresión de la constante de veloci-

dad y sus unidades son:
𝑣 mol L() s()
𝑘= y las unidades son = L! mol(! s()
[NO]! [H! ] (mol L() )%
1.22. ¿Cuál de los siguientes factores no influye sobre la velocidad de reacción:

a) Temperatura.
b) Valor de la constante de equilibrio Kp .
c) Concentración de los reactivos.
d) Catalizadores.
e) Ninguno de los anteriores.
(O.Q.L. País Vasco 2009)
La temperatura, concentración de los reactivos y presencia de un catalizador son factores que influyen
en la velocidad de una reacción, sin embargo, el valor de la constante de equilibrio no produce ningún
efecto sobre la misma.
1.23. El proceso de transformación de diamante en grafito es un proceso muy lento. Por tanto:
a) Con el tiempo, todos los que ahora son diamantes tendrán color negro.
b) Esto asegura que el proceso no es espontáneo.
c) Esta velocidad no va a cambiar, aunque se aumente la temperatura.
d) La energía de activación del proceso ha de ser muy baja.
Si el proceso es muy lento quiere decir que su energía de activación es muy alta, por este motivo, con el
paso del tiempo, mucho tiempo, los diamantes acabarán convirtiéndose en grafito de color negro.

1.24. Ya que la reacción 2 A + B ® C, que transcurre en una sola etapa, es endotérmica y que su ecua-
ción de velocidad es, v = k [B]2 :
a) Se trata de una reacción de orden 3.
b) Al añadir un catalizador la reacción se hace menos endotérmica y su velocidad aumenta.
c) La velocidad con la que se forma C es la misma con la que desaparece B.
d) En cualquier momento la velocidad es constante si la temperatura no varía.
a) Falso. Se trata de una reacción de orden 2.

b) Falso. La adición de un catalizador hace disminuir la energía de activación de la reacción de las reac-
ciones directa e inversa, lo que hace aumentar la velocidad de la misma, sin cambiar la entalpía de la
reacción.
c) Verdadero. Como se trata de una reacción elemental en la que los coeficientes de B y C son, respectiva-
mente, 𝜈Y = –1 y 𝜈Z = +1, las velocidades de formación de C y desaparición de B son:
1 𝑑[B] 1 𝑑[C] 𝑑[B] 𝑑[C]
𝑣 = – 𝑣 = entonces =
𝜈7 𝑑𝑡 𝜈; 𝑑𝑡 𝑑𝑡 𝑑𝑡
d) Falso. Si la temperatura no cambia, el valor de 𝑘 se mantiene constante; pero la velocidad de reacción
también depende de [B], por ello, para que la velocidad sea constante es preciso que [B] = constante.
1.25. Para esta reacción:

C3 H8 + 5 O2 ® 3 CO2 + 4 H2 O
¿Cómo es la velocidad de desaparición de O2 en relación con la de producción de CO2 ?
a) Es la misma que la velocidad de producción de CO2 .
b) 1/5 la velocidad de producción de CO2 .
c) 3/5 la velocidad de producción de CO2 .
d) 5/3 la velocidad de producción de CO2 .

𝑑[C% HF ] 1 𝑑[O! ] 1 𝑑[CO! ] 1 𝑑[H! O]
𝑣= = = =
𝑑𝑡 5 𝑑𝑡 3 𝑑𝑡 4 𝑑𝑡
La relación entre las velocidades de desaparición de O! y producción de CO! es:
1 𝑑[O! ] 1 𝑑[CO! ] 𝑑[O! ] 5 𝑑[CO! ]
= → =
1.26. Bajo determinadas circunstancias, la reacción de CO con NO2 para dar CO2 y NO tiene la siguiente
ecuación cinética v = k [CO] [NO2 ]. ¿Cuáles son las unidades de la constante cinética?
a) mol L–1 min–1
b) mol2 L–2 min–1
c) L mol–1 min–1
d) L2 mol–2 min–1

𝑣 mol L() min()
[CO] [NO! ] (mol L() )!
1.27. De acuerdo con el gráfico adjunto, ¿cuál es la velocidad de desapari-

ción del reactivo a los 10 s?
a) 0,025 M s –1
b) 0,050 M s –𝟏
c) 0,40 M s –1
d) 0,80 M s –1

(O.Q.L. La Rioja 2010) (O.Q.L. La Rioja 2014)
La velocidad instantánea se define como:

𝑑C ΔC
– = –
𝑑𝑡 Δ𝑡
Trazando la tangente a la curva en el punto 𝑡 = 10 s y, conside-
rando los puntos (0, 0,78) y (20, 0,26), se obtiene que la veloci-
dad en ese instante es:
ΔC (0,26 − 0,78) M
= – = 0,026 M s()
Δ𝑡 (20 − 0) s
1.28. Una reacción muy importante en la industria del caramelo es la hidrólisis de la sacarosa:
sacarosa + agua ® glucosa + fructosa
Se trata de una reacción de primer orden donde, v = k [sacarosa], por lo que las unidades de la constante
de velocidad, k, son:
a) L mol–1 s –1
b) L2 mol–2 s –1
c) s –1
d) L mol–1 s

𝑣 mol L() s()
[sacarosa] mol L()
1.29. ¿Cuál(es) de las siguientes propuestas sobre la velocidad de una reacción es correcta(s)?
a) Puede expresarse en mol–1 s –1 .
b) Puede expresarse en mol L–1 s –1 .
c) Cuando se adiciona un catalizador la velocidad se modifica.
d) Su valor numérico es constante durante todo el tiempo que dura la reacción.
e) Su valor numérico depende de la temperatura a la que se realiza la reacción.
(O.Q.L. Canarias 2011)
a) Falso. La velocidad de una reacción se define como:

1 𝑑[A] mol L()
𝑣= y las unidades son = mol L() s()
𝜈 𝑑𝑡 s
b) Verdadero. Según se ha visto en el apartado anterior.
c) Verdadero. La adición de un catalizador disminuye por igual las energías de activación de las reaccio-
nes directa e inversa. Al disminuir la energía de activación, las reacciones transcurren en menos tiempo
por lo que aumenta su velocidad.
d) Falso. La velocidad de una reacción A ® P, se define como:
1 𝑑[A] 1 𝑑[P]
𝑣= =
𝜈6 𝑑𝑡 𝜈[ 𝑑𝑡
Como se observa, [A] disminuye con el tiempo, mientras que, [P] aumenta; por tanto, la velocidad no
permanece constante.
e) Verdadero. La velocidad de una reacción depende de la constante de velocidad, 𝑘:
𝑣 = 𝑘[A]
y esta aumenta con la temperatura de acuerdo con expresión de Arrhenius (1889):
𝐸6
𝑅𝑇
siendo, 𝑘P = factor preexponencial y 𝐸6 = energía de activación, los llamados parámetros cinéticos de la
reacción.
Las respuestas correctas son b, c y e.
1.30. La reacción N2 O4 ® 2 NO2 es de primer orden. Esto implica que:

a) La ley de velocidad es v = k [N2 O4 ] y las unidades de k son s –1 .
b) La ley de velocidad es v = k [NO2 ]2 y las unidades de k son L mol–1 s –1 .
c) La ley de velocidad es v = k [N2 O4 ] y las unidades de k son L mol–1 s –1 .
d) La ley de velocidad es v = k [NO2 ]2 /[N2 O4 ] y las unidades de k son L mol–1 .
e) Ninguna de las anteriores es verdadera.
(O.Q.L. Valencia 2012)
Si la reacción es de primer orden la ecuación de velocidad correspondiente a la misma es:

𝑣 = 𝑘 [N! O2 ]
𝑣 mol L() s()
[N! O2 ] mol L()
1.31. En el caso del “volcán” fabricado con la reacción entre el bicarbonato de sodio y vinagre, la espec-
tacularidad es mayor cuando aumenta la velocidad de la reacción. Para conseguir mayor velocidad:
a) Se añade todo el vinagre que se pueda.
b) Se necesita conocer la estequiometría de la reacción.
c) Se utiliza el bicarbonato en bloques compactos.
d) Mejor hacer el experimento en verano que en invierno.
Para aumentar la velocidad de la reacción a temperatura ambiente lo más adecuado es añadir la mayor
cantidad de vinagre posible (CH% COOH 6,0 %) a NaHCO% en polvo.
1.32. La producción industrial del amoniaco se representa por la ecuación:

N2 + 3 H2 ® 2 NH3
Si la velocidad de desaparición de H2 es 1,2·10–3 mol min–1 , ¿cuál es la velocidad de aparición de NH3 ?
a) 2,4·10–3 mol min–1
b) 1,8·10–3 mol min–1
c) 1,2·10–3 mol min–𝟏
d) 8,0·10–4 mol min–1

𝑑[N! ] 1 𝑑[H! ] 1 𝑑[NH% ]

𝑣= = =
𝑑𝑡 3 𝑑𝑡 2 𝑑𝑡
La relación entre las velocidades de desaparición de H! y aparición de NH% es:
1 𝑑[H! ] 1 𝑑[NH% ] 𝑑[NH% ] 2 𝑑[H! ]
= → =
La velocidad de aparición del NH% es:
𝑑[NH% ] 2
= · (1,2·10(% mol L() min() ) = 8,0·10(2 mol L() min()
𝑑𝑡 3
(Las unidades del enunciado son incorrectas, deberían ser mol L() min() o M min() ).
1.33. Se ha comprobado experimentalmente que la reacción, catalizada por tetracloruro de carbono:

2 N2 O5 ® 4 NO2 + O2
tiene una cinética de primer orden respecto al reactivo y transcurre a 6,08·10–5 mol L–1 s –1 cuando la
concentración de N2 O5 es 0,100 M. De ello se deduce que el valor de la constante de velocidad es:
a) 3,08·10–4 s –1
b) 3,08·10–4 mol–1 L–1 s –1
c) 6,08·𝟏0–4 𝐬 –1
d) 6,08·10–4 mol–1 L–1 s –1
e) 6,08·10–3 mol–1 L–1 s –1
(O.Q.N. Oviedo 2014)

𝑣 = 𝑘 [N! O$ ]
𝑣 6,08·10($ mol L() s()
𝑘= = = 6,08·10(2 s()
[N! O$ ] 0,100 mol L()
(Cuestión similar a la propuesta en Asturias 1993).
1.34. La oxidación de amoniaco produce nitrógeno y agua de acuerdo con la siguiente ecuación:
4 NH3 (g) + 3 O2 (g) ® 2 N2 (g) + 6 H2 O(g)
Si la velocidad de formación del N2 es 3,0 M s –1 , ¿cuál es la velocidad de desaparición del O2 ?
a) 2,0 M 𝐬 –1
b) 3,0 M 𝐬 –1
c) 4,5 M 𝐬 –1
d) 9,0 M 𝐬 –1
La velocidad de la reacción es:

1 𝑑[NH% ] 1 𝑑[O! ] 1 𝑑[N! ] 1 𝑑[H! O]
𝑣= = = =
La relación entre las velocidades de desaparición de O! y formación de N! es:
1 𝑑[O! ] 1 𝑑[N! ] 𝑑[O! ] 3 𝑑[N! ]
= → =
La velocidad de desaparición de O! es:
𝑑[O! ] 3
= · (3,0 M s() ) = 4,5 M s()
𝑑𝑡 2
1.35. Se ha medido la velocidad de reacción al echar 25 mL de HCl 0,5 M sobre una cinta de magnesio a
20 °C. ¿Qué condiciones aumentarán más la velocidad de reacción?
a) Usar magnesio en polvo y 50 mL de disolución de ácido 0,5 M a 25 °C.
b) Usar magnesio en polvo y 25 mL de disolución de ácido 1 M a 30 °C.
c) Usar magnesio en polvo y 50 mL de disolución de ácido 0,5 M a 30 °C.
d) Usar una tira de magnesio y 25 mL de disolución de ácido 1 M a 30 °C.
(O.Q.L. Asturias 2014) (O.Q.L. Madrid 2018)
Los factores que aumentan la velocidad de una reacción son: temperatura, concentración de los reactivos
y, si son sólidos, superficie específica de los mismos. Por tanto, las mejores condiciones para la reacción
propuesta son: 30 °C 25 mL HCl 1 M magnesio en polvo
1.36. Las unidades de la constante de velocidad para una reacción de primer orden son:
a) mol L–1 s –1
b) mol L–1
c) s –1
d) mol–1 L s –1
e) mol L–1 s
f) No tiene unidades
(O.Q.L. Valencia 2014) (O.Q.L. Asturias 2019)

𝑣 = 𝑘 [A]
𝑣 mol L() s()
[A] mol L()
1.37. Sobre una reacción química irreversible se realizan diversas acciones, indique la que no afectaría a
la velocidad de la reacción:
a) Adición de un catalizador.
b) Incremento de la temperatura.
c) Disminución de la concentración de los reactivos.
d) Eliminación de alguno de los productos de la reacción.
Sea la reacción A + B ® Productos, cuya ecuación de velocidad viene dada por la expresión:
𝑣 = 𝑘[A][B]
a) Falso. Si se añade un catalizador a la reacción, disminuye la energía de activación de la misma, lo que
hace aumentar la velocidad de la reacción.
𝐸6
𝑅𝑇
si se aumenta la temperatura de la reacción, aumenta el valor de la constante de velocidad de la misma,
lo que hace aumentar la velocidad de la reacción.
c) Falso. De acuerdo con la ecuación de velocidad propuesta, si disminuye la concentración de alguno de
los reactivos, disminuye la velocidad de la reacción.
d) Verdadero. De acuerdo con la ecuación de velocidad propuesta, la eliminación de alguno de los pro-
ductos no afecta a la velocidad de la reacción.
1.38. Una de las etapas en el procedimiento de producción de ácido nítrico es la oxidación de amoniaco
según la siguiente ecuación:
4 NH3 (g) + 5 O2 (g) ® 4 NO(g) + 6 H2 O(g)
Si el H2 O(g) aparece con una velocidad de 0,025 mol min–1 , ¿con qué velocidad desaparece el NH3 (g)?
a) 0,0040 mol min–1
b) 0,017 mol min–1
c) 0,038 mol min–1
d) 0,150 mol min–1

1 𝑑[NH% ] 1 𝑑[O! ] 1 𝑑[NO] 1 𝑑[H! O]
𝑣= = = =
La relación entre las velocidades de desaparición de NH% y formación de H! O es:
1 𝑑[NH% ] 1 𝑑[H! O] 𝑑[NH% ] 2 𝑑[H! O]
= → =
El valor de la velocidad de desaparición del NH% es:
𝑑[NH% ] 2
= · (0,025 M min() ) = 0,017 M min()
𝑑𝑡 3
(Cuestión similar a la propuesta en La Rioja 2014, en la que las unidades del enunciado son incorrectas,
deberían ser mol L() min() o M min() ).
1.39. Considere la siguiente reacción:

2 N2 H4 (g) + N2 O4 (g) ® 3 N2 (g) + 4 H2 O(g)
Si la hidracina desaparece a una velocidad de 0,12 mol L–1 min–1 , ¿a qué velocidad aparece el nitrógeno?
a) 0,18 mol L–1 min–1
b) 0,12 mol L–1 min–1
c) 0,080 mol L–1 min–1
d) 0,36 mol L–1 min–1

1 𝑑[N! H2 ] 𝑑[N! O2 ] 1 𝑑[N! ] 1 𝑑[H! O]
𝑣= = = =
2 𝑑𝑡 𝑑𝑡 3 𝑑𝑡 4 𝑑𝑡
La relación entre las velocidades de desaparición de N! H2 y formación de N! es:
1 𝑑[N! H2 ] 1 𝑑[N! ] 𝑑[N! ] 3 𝑑[N! H2 ]
= → =
El valor de la velocidad de aparición del N! es:
𝑑[N! ] 3
= · (0,12 mol L() min() ) = 0,18 mol L() min()
𝑑𝑡 2
(Cuestión similar a las propuestas en La Rioja 2014 y 2015).
1.40. Considere la reacción elemental 2 A + B ® C. Sabiendo que la velocidad de la reacción vale

1,20·10–3 mol L–1 s –1 si [A] = 0,300 M y [B] = 0,100 M, ¿cuál es el valor de la constante de velocidad en
estas condiciones?
a) 0,133 mol L–1 s –1
b) 0,133 L2 mol–2 s –1
c) 0,133 L3 mol–3 s –1
d) 0,133 s –1
Como se trata de una reacción elemental, la ecuación de velocidad de la reacción es:

𝑣 = 𝑘 [A]! [B]
Sustituyendo los datos propuestos en la ecuación se obtiene el valor de la constante de velocidad, 𝑘:
1,20·10(% mol L() s()
𝑘= = 0,133 L! mol(! s()
(0,300 mol L() )! · (0,100 mol L() )
1.41. La ecuación química correspondiente a la producción de fosgeno es, Cl2 (g) + CO(g) ® COCl2 (g);
y la ecuación cinética viene dada por la expresión, v = k [Cl2 ]3/2 [CO]. Las unidades de la constante cinética
son:
a) M –3/2 s –1
b) M –1 s –1
c) M s –1
d) M –5/2 s –1
La expresión de la constante de cinética y sus unidades son:

𝑣 M s()
𝑘= y las unidades son = M(%/! s()
[Cl! ]%/! [CO] (M)$/!
1.42. Si la velocidad de una reacción química A + B ® M viene dada por la expresión:

v = k [A] [B]
se podrá afirmar para dicha reacción que:
a) La constante de velocidad, k, viene expresada en las unidades mol𝟐 L–2 s –1 .
b) El valor de k permanece constante a lo largo de la misma, aunque varíe la temperatura.
c) El valor numérico de la velocidad permanece constante todo el tiempo que dure la reacción.
d) El valor numérico de la velocidad disminuye con el tiempo de reacción si no se modifican las condicio-
nes iniciales.
a) Falso. Para esa reacción la expresión de la constante de velocidad y sus unidades son:
𝑣 mol L() s()
𝑘= las unidades son = L mol() s()
[A][B] (mol L() )!
b) Falso. La constante de velocidad de una reacción aumenta con la temperatura de acuerdo con la ex-
presión de Arrhenius (1889):
𝐸6
𝑅𝑇
reacción.
c) Falso. De acuerdo con la ecuación de velocidad propuesta, el valor de la velocidad depende de las con-
centraciones de los reactivos A y B.
d) Verdadero. El valor de la velocidad depende de las concentraciones actuales, por lo que estas, al dis-
minuir con el tiempo, hacen que la velocidad también disminuya.
1.43. En una reacción química de orden uno, ¿cuáles son las unidades de la velocidad de reacción en el
S.I.?
a) mol m–3 s –1
b) mol L s –1
c) s –1
d) Ninguna de las respuestas anteriores es correcta.
La velocidad de reacción se define como la cantidad de sustancia formada o transformada por unidad de
tiempo. Las unidades de la velocidad en el S.I. son mol m(% s() y no dependen del orden de reacción.
1.44. Se ha comprobado experimentalmente que la reacción 2 A + B ® C es de primer orden respecto

al reactivo A y de segundo orden respecto al reactivo B. ¿Cuál es la ley de velocidades (ecuación) de esta
reacción?
a) v = k [A] [B]
b) v = k [A]2 [B]
c) v = k [A] [B]2
d) v = k [A]2 + [B]
e) Ninguna
(O.Q.L. Granada 2017)
La ecuación general de velocidad es:

𝑣 = 𝑘[A]R [B]S
En este caso 𝑎 = 1 y 𝑏 = 2, por lo que la ecuación queda como:
𝑣 = 𝑘[A] [B]!
1.45. Señale la proposición correcta:

a) La constante de velocidad no depende de la temperatura.
b) La constante de velocidad no tiene unidades.
c) En una reacción de primer orden, las unidades de la constante de velocidad pueden ser h–1 .
d) El orden de una reacción no puede ser cero.
a) Falso. De acuerdo con expresión de Arrhenius (1889):

𝐸6
𝑅𝑇
la constante de velocidad, 𝑘, aumenta con la temperatura, siendo, 𝑘P = factor preexponencial y 𝐸6 =
energía de activación, los llamados parámetros cinéticos de la reacción.
b) Falso. Como se observa en la ecuación general de velocidad para una determinada reacción:
el valor de la constante cinética, 𝑘, y sus unidades, dependen de los valores de 𝑎 y 𝑏, que son los órdenes
parciales respecto a los reactivos A y B.
c) Verdadero. La ecuación de velocidad correspondiente a una reacción de primer orden es:

𝑣 = 𝑘 [A]
𝑣 mol L() h()
𝑘= y las unidades son = h()
[A] mol L()
d) Falso. En una reacción del tipo, A ® Productos, la ecuación de velocidad es:
𝑣 = 𝑘 [A]R
si la reacción es de orden cero (𝑎 = 0), se cumple que:
𝑣 = 𝑘
En este caso la velocidad de la reacción permanece constante a lo largo de toda la reacción.
1.46. La velocidad de la reacción 2 H2 + O2 ® 2 H2 O en ciertas condiciones es igual a v = k [H2 ]2 [H2 O].

La ecuación de velocidad es:
a) De orden cero.
b) De segundo orden.
c) De tercer orden.
d) Incorrecta de acuerdo con la estequiometría.
En caso de tratarse de una reacción elemental, la ecuación de velocidad de la reacción propuesta sería:
𝑣 = 𝑘 [H! ]! [O! ]
pero de ninguna forma podrían aparecer en la misma juntos los productos y los reactivos, por tanto, la
ecuación propuesta es incorrecta de acuerdo con la estequiometría de la reacción.
1.47. Con respecto a la velocidad de una reacción química:

a) Será constante una vez iniciada la reacción.
b) Una reacción puede autoacelerarse si es exotérmica.
c) Será independiente de la presencia de un catalizador.
d) En las reacciones exotérmicas disminuye al aumentar la temperatura.
a) Falso. La velocidad de una reacción es proporcional a la concentración de reactivo:

𝑣 = 𝑘 [reactivo]
Conforme avanza la reacción, [reactivo] se hace menor, por tanto, la velocidad de la reacción disminuye.
b) Verdadero. Si una reacción es exotérmica es que desprende calor, por tanto, al aumentar la tempera-
tura de las partículas, estas se mueven con mayor velocidad.
c) Falso. La presencia de un catalizador hace aumentar las velocidades de la reacción directa e inversa.
d) Falso. Al aumentar la velocidad en una reacción exotérmica, el equilibrio se desplaza hacia los reacti-
vos, así que, al aumentar la concentración de estos, aumenta la velocidad de la reacción.

1.48. ¿Cuál de las afirmaciones siguientes es verdadera?

a) La constante de velocidad de una reacción depende de las concentraciones iniciales de los reactivos.
b) El orden de reacción no puede ser cero.
c) La constante de velocidad depende de la temperatura.
d) La constante de velocidad de una reacción en la que todas las sustancias que intervienen son gases
depende de la presión.
a) Falso. De acuerdo con la expresión de Arrhenius (1889):

𝐸6
𝑅𝑇
la constante de velocidad solo depende de los parámetros cinéticos de la reacción, 𝑘P y 𝐸6 , y de la tempe-
ratura.
b) Falso. En una reacción del tipo, A ® Productos, la ecuación de velocidad es:
𝑣 = 𝑘 [A]R
𝑣 = 𝑘
c) Verdadero. Según se ha justificado en el apartado a).
d) Falso. Según se ha justificado en el apartado a).
1.49. La ecuación de velocidad de un proceso es v = k [A] [B]2 . Las unidades de la constante de velocidad
son:
a) mol–3 L𝟑 s –1
b) mol L–1 s –1
c) mol–2 L𝟐 s –1
d) mol–1 L s –1

𝑣 mol L() s()
[A] [B]! (mol L() )%
(Cuestión similar a la propuesta en Murcia 2000 y otras).
1.50. Se sabe que la ecuación de velocidad de una determinada reacción química A + B ® C + D es:
v = k [A] [B]2 por tanto, puede asegurarse que:
a) Su velocidad no dependerá de las concentraciones iniciales de reactivos.
b) Su velocidad no dependerá de la temperatura.
c) La reacción es de orden 3.
d) Si se añade un catalizador positivo la velocidad no varía.
a) Falso. De acuerdo con la ecuación de velocidad, la velocidad de la reacción depende de las concentra-
ciones iniciales de los reactivos A y B.
b) Falso. La velocidad de una reacción depende de la constante de velocidad, 𝑘:
𝑣 = 𝑘 [reactivos]
Según la expresión de Arrhenius (1889), la constante de velocidad depende de la temperatura:

𝐸6
𝑅𝑇
Si aumenta la temperatura, aumenta la velocidad de la reacción.
c) Verdadero. Para una reacción cuya ecuación de velocidad es, 𝑣 = 𝑘[A][B]! , su orden de reacción global
es (𝑎 + 𝑏). En este caso se tiene que, (2 + 1) = 3.
d) Falso. Para esta reacción la expresión de la constante de velocidad y sus unidades son:
𝑣 mol L() s()
𝑘= las unidades son = L! mol(! s()
[A] [B]! (mol L() )%
1.51. A 25 °C, transcurre la reacción elemental, 2 NO(g) + O2 (g) ® 2 NO2 (g).

La velocidad de reacción es de 0,024 mol L–1 s –1 para [NO] = [O2 ] = 0,10 M. El valor numérico de la
constante de velocidad de la reacción a 25 °C es:
a) 0,024
b) 0,24
c) 2,4
d) 24
Como se trata de una reacción elemental, la expresión de la ecuación de velocidad es:

𝑣 = 𝑘 [NO]! [O! ]
0,024 mol L() s()
𝑘= = 24 L! mol(! s()
(0,10 mol L() )! · (0,10 mol L() )
1.52. La reacción A + B ® 2 C, tiene un orden de reacción dos respecto a A y uno respecto a B. ¿Cuál de las
siguientes afirmaciones no es verdadera?
a) El orden total de la reacción es tres.
b) La ecuación de velocidad es v = k [A]2 [B].
c) Al duplicar la concentración de B se duplica velocidad.
d) Las unidades de la constante de velocidad específica son L𝟑 s –1 mol–3 .
e) El valor de la constante cinética no se modifica si se modifica la concentración de A y de B.
a-b) Verdadero. La ecuación de velocidad de una reacción es:

Como en este caso los órdenes parciales respecto a los reactivos A y B, 𝑎 = 2 y 𝑏 = 1, se tiene que el orden
total de la reacción es, (2 + 1) = 3.
c) Verdadero. Si duplica la concentración de B la velocidad de la reacción es:
𝑣! = 𝑘 [A]! [2B] = 2𝑘[A]! [B]
𝑣! 2𝑘[A]! [B]
= = 2
𝑣) 𝑘[A]! [B]
d) Falso. La expresión de la constante de velocidad es:
𝑣 mol L() s()

𝑘= y las unidades son = mol(! L! s()
[A]! [B] (mol L() )%
e) Verdadero. De acuerdo con la expresión de Arrhenius (1889), la constante de velocidad depende ex-
clusivamente del valor de la temperatura y de los parámetros cinéticos.
𝐸6
𝑅𝑇
y quien depende de las concentraciones de los reactivos es la velocidad de la reacción.
1.53. Un proceso viene representado por la ecuación química 2A(g) + B(g) ® C(g). Sobre su ecuación
de velocidad se puede afirmar que:
a) Será v = k [A]2 [B].
b) El orden parcial con respecto a A tiene que ser mayor que el referido a B.
c) En la ecuación de velocidad aparecerán necesariamente las concentraciones molares de A y de B.
d) Nada de lo anterior.
a-b-c) Falso. Los coeficientes estequiométricos no tienen por qué coincidir con los órdenes de reacción
respecto de cada uno de los reactivos. Solo coinciden en las reacciones elementales.
Para determinar el orden de la reacción se necesitan datos cinéticos.
1.54. ¿Qué enunciado sobre las reacciones de segundo orden es correcto?

a) Las reacciones de segundo orden requieren más de una sustancia reaccionante.
b) Las reacciones de segundo orden son más rápidas que las de primer orden.
c) Las reacciones de segundo orden no se ven afectadas por los cambios en temperatura.
d) No implica que intervengan dos moléculas en el proceso.
Excepto en las reacciones elementales, la molecularidad de una reacción no tiene nada que ver con el
orden de la misma, por tanto, en una reacción de segundo orden no es necesario que intervengan dos
moléculas ni que exista más de una sustancia reaccionante.
1.55. Cuál es la expresión correcta para la ecuación de velocidad de la reacción:

2 NO(g) + O2 (g) ® 2 NO2 (g)
a) v = k [NO2 ]2 / [NO]2 [O2 ]
b) v = k [NO2 ]2
c) v = k [NO]2 [O2 ]
d) v = k [NO]2 [O2 ] / [NO2 ]2
Considerando que se trata de una reacción elemental, la ecuación de velocidad de la reacción es:
𝑣 = 𝑘 [NO]! [O! ]
2. DEPENDENCIA DE LA VELOCIDAD CON LA CONCENTRACIÓN. MÉTODO DE LA VELOCIDAD INICIAL

2.1. Para la reacción en fase gaseosa A + B ® X, la ecuación de velocidad es:
v = k [A]2 [B]
¿Cuál será el factor de aumento de velocidad si el volumen se reduce cuatro veces?
a) 16
b) 64
c) 256
d) 2 √2
e) Ninguno de ellos.
(O.Q.L. Murcia 1996) (O.Q.L. Cantabria 2017) (O.Q.L. Galicia 2019) (O.Q.L. Castilla y León 2020)
§ Sustituyendo en la ecuación de velocidad se obtiene:

𝑛6 ! 𝑛7
𝑣) = 𝑘[A]! [B] = 𝑘 ® ° ® °
𝑉 𝑉
§ Si el volumen se reduce cuatro veces, 𝑉 ] = ¼ 𝑉, la ecuación de velocidad queda como:
𝑛6 ! 𝑛7 𝑛6 ! 𝑛7
𝑣! = 𝑘 ® ° ® ° = 64 𝑘 ® ° ® °
¼ 𝑉 ¼ 𝑉 𝑉 𝑉
La relación entre ambas velocidades es:
𝑛6 ! 𝑛7
𝑣! 64 𝑘 ® 𝑉 ° ® 𝑉 °
= = 64
𝑣) 𝑛6 ! 𝑛7
𝑘®𝑉 ° ®𝑉 °
El factor de aumento de velocidad no coincide con ninguno de los propuestos.
2.2. La ecuación de velocidad para la reacción a A + b B ® Productos, viene dada por la expresión:
v = k [A] [B]2
Por tanto, se puede afirmar que:
a) 𝒂 = 1 y b = 2.
b) La reacción es de orden 2.
c) La velocidad de la reacción se hace cuatro veces mayor al duplicar la concentración de B, manteniendo
constante la de A.
d) La constante de velocidad, k, es independiente de las concentraciones de los reactivos y de la temperatura.
e) Las unidades de la constante de velocidad para esta reacción son mol L–1 s –1 .
(O.Q.L. Murcia 1998) (O.Q.N. Valencia 2011) (O.Q.L. La Rioja 2011) (O.Q.L. Murcia 2012) (O.Q.L. Cádiz 2018)
(O.Q.L. Málaga 2019) (O.Q.L. Castilla y León 2020)
a) Falso. Los coeficientes estequiométricos no tienen por qué coincidir con los órdenes de reacción res-
pecto de cada uno de los reactivos. Solo coinciden en las reacciones elementales.
𝑣 = 𝑘[A]R [B]S siendo 𝑎 = 1 y 𝑏 = 2, los órdenes parciales respecto a los reactivos A y B.
b) Falso. El orden total de la reacción es, (2 + 1) = 3.
c) Verdadero. La ecuación de velocidad es:
𝑣) = 𝑘[A] [B]!
§ Si duplica la concentración de B la velocidad de la reacción es:
𝑣! = 𝑘[A] [2B]! = 4𝑘[A] [B]!
𝑣! 4𝑘[A][B]!
= = 4
𝑣) 𝑘[A][B]!
d) Falso. De acuerdo con la expresión de Arrhenius (1889), la constante de velocidad depende exclusiva-
mente del valor de la temperatura y de los parámetros cinéticos.
𝐸6
𝑅𝑇
y quien depende de las concentraciones de los reactivos es la velocidad de la reacción.
e) Falso. La expresión de la constante de velocidad es:
𝑣 mol L() s()
𝑘= y las unidades son = mol(! L! s()
[A] [B]! (mol L() )%
2.3. En una reacción A + B ® C, con una ecuación de velocidad:

v = k [A]½ [B]
indique cuál de las siguientes proposiciones es falsa:
a) Si la concentración de B se reduce a la mitad la velocidad se reduce a la mitad.
b) El orden de reacción es 1,5.
c) Si las concentraciones de A y B se duplican la velocidad no se modifica.
d) El orden de reacción respecto a A es 0,5.
(O.Q.L. Asturias 2000) (O.Q.L. Asturias 2002) (O.Q.L. Castilla y León 2003) (O.Q.L. Asturias 2005) (O.Q.L. Canarias 2008)
(O.Q.L. Málaga 2018)
a) Verdadero. De acuerdo con la ecuación de la velocidad y suponiendo que [A] = cte:

𝑣) = 𝑘 [A]½ [B]
§ Si se reduce la concentración de B a la mitad, la velocidad de reacción es:
𝑣! = 𝑘 [A]½ [½B]
relacionando ambas velocidades se tiene que:
𝑣) 𝑘 [A]½ [B] 𝑣)
= ½
= 2 → 𝑣! =
𝑣! 𝑘 [A] [½B] 2
b) Verdadero. El orden total de una reacción es igual a la suma de los órdenes parciales que se indican en
la ecuación. En este caso, orden total = (0,5 + 1) = 1,5.
c) Falso. De acuerdo con la ecuación de la velocidad:
𝑣) = 𝑘 [A]½ [B]
si se duplican las concentraciones de A y B, la velocidad de reacción es:
𝑣! = 𝑘 [2A]½ [2B]
𝑣) 𝑘 [A]½ [B]
= = 2(),$
𝑣! 𝑘 [2A]½ [2B]
Como se observa, la velocidad se modifica de acuerdo con el factor obtenido.
d) Verdadero. El orden de la reacción con respecto al reactivo A es 0,5.

2.4. En una reacción en la que intervienen dos reactivos, la velocidad de reacción se hizo el doble
cuando la concentración de uno de los reactivos se hizo el doble y el otro se mantuvo constante. En otra
experiencia similar, la velocidad de reacción se multiplicó por un factor de 9 cuando la concentración del
segundo de los reactivos se triplicó, manteniendo constante la concentración del primero. ¿Cuál es el
orden de la reacción?
a) 2
b) 3
c) 5
d) 6
§ Suponiendo la reacción, 𝑎 A + 𝑏 B ® P, la ecuación de velocidad es:

𝑣) = 𝑘 [A]R [B]S = 𝑣
§ Si se duplica la concentración de A:
𝑣! = 𝑘 [2A]R [B]S = 2𝑣
§ Si se triplica la concentración de B:
𝑣% = 𝑘 [A]R [3B]S = 9𝑣
Relacionando las velocidades de las distintas experiencias se obtienen los órdenes parciales:
𝑣! 𝑘 [2A]R [B]S
= = 2 → 2R = 2 → 𝑎 = 1
𝑣) 𝑘 [A]R [B]S
𝑣% 𝑘 [A]R [3B]S
= = 9 → 3S = 9 → 𝑏 = 2
𝑣) 𝑘 [A]R [B]S
El orden total de la reacción es, (𝑎 + 𝑏) = (2 + 1) = 3.
2.5. La propanona reacciona con el yodo en disolución ácida según la ecuación química:
H +
CH3 COCH3 (l) + I2 (l) ´⎯⎯¶ CH3 COCH2 I(l) + HI(g)
Los datos obtenidos al estudiar la reacción vienen dados en la siguiente tabla:
[CH3 COCH3 ], M [I2 ], M [H+ ], M velocidad relativa
0,01 0,01 0,01 1
0,02 0,01 0,01 2
0,02 0,02 0,01 2
0,02 0,01 0,02 4
¿Cuál es la ecuación de velocidad para esta reacción?
a) v = k [CH3 COCH3 ] [I2 ]
b) v = k [CH3 COCH3 ]2
c) v = k [CH3 COCH3 ] [I2 ] [H+ ]
d) v = k [CH3 COCH3 ] [H+ ]
La ecuación de velocidad de la reacción es:

𝑣 = 𝑘[CH% COCH% ]R [I! ]S [H. ]b
Sustituyendo los valores para cada experimento:
𝑣) = 𝑘 (0,01 M)R · (0,01 M)S · (0,01 M)b = 1
𝑣! = 𝑘 (0,02 M)R · (0,01 M)S · (0,01 M)b = 2
𝑣% = 𝑘 (0,02 M)R · (0,02 M)S · (0,01 M)b = 2
𝑣2 = 𝑘 (0,02 M)R · (0,01 M)S · (0,02 M)b = 4

Relacionando las velocidades se obtienen los órdenes de reacción respecto a cada reactivo.
𝑣! 𝑘 (0,02 M)R · (0,01 M)S · (0,01 M)b 2
= = → 2R = 2 → 𝑎 = 1
𝑣) 𝑘 (0,01 M)R · (0,01 M)S · (0,01 M)b 1
𝑣2 𝑘 (0,02 M)R · (0,01 M)S · (0,02 M)b 4
= = → 2b = 2 → 𝑐 = 1
𝑣! 𝑘 (0,02 M)R · (0,01 M)S · (0,01 M)b 2
𝑣% 𝑘 (0,02 M)R · (0,02 M)S · (0,01 M)b 2
= = → 2S = 1 → 𝑏 = 0
𝑣! 𝑘 (0,02 M)R · (0,01 M)S · (0,01 M)b 2
𝑣 = 𝑘[CH% COCH% ][H. ]
2.6. La ecuación de velocidad correspondiente a la reacción:

A(g) + B(g) ® C(g)
viene dada por la expresión, v = k [A][B].
En dos experiencias distintas, I y II, se han utilizado los mismos moles de gases reaccionantes, pero en I
el volumen ocupado por ellos era el doble que en II. ¿Cuál será la relación entre las velocidades de forma-
ción de C en una y otra experiencia?
a) vI = vII
b) vI = 2 vII
c) 4 vI = vII
d) 2 vI = vII
§ La ecuación de velocidad para la experiencia I es:

𝑛6 𝑛7
𝑣d = 𝑘[A][B] = 𝑘 ® ° ® °
2𝑉 2𝑉
§ La ecuación de velocidad para la experiencia II es:
𝑛6 𝑛7
𝑣dd = 𝑘[A][B] = 𝑘 ® ° ® °
𝑉 𝑉
Relacionando las velocidades:
𝑛6 𝑛7
𝑣d 𝑘 ®2𝑉 ° · ® 2𝑉 ° 1
= = → 4𝑣d = 𝑣dd
𝑣dd 𝑘 ®𝑛6 ° · ® 𝑛7 ° 4
𝑉 𝑉
2.7. En una reacción de segundo orden se puede afirmar:

A) La suma de los exponentes en la ley de velocidad es igual a 2.
B) Al menos uno de los exponentes en la ley de velocidad es igual a 2.
C) La vida media no es constante.
D) La vida media es constante.
E) La constante k puede expresarse en M –2 s –1 o M –2 min–1 .
a) A y D
b) B y D
c) A, C y E
d) A y C
e) B y C
A) Verdadero. La ecuación de velocidad correspondiente a una reacción de segundo orden es:

𝑣 = 𝑘[A][B] o también 𝑣 = 𝑘[A]!
La suma de los exponentes de la misma es, (1 + 1) = (2 + 0) = 2.
B) Falso. La ecuación de velocidad correspondiente a una reacción de segundo orden es:
𝑣 = 𝑘[A][B] o también 𝑣 = 𝑘[A]!
Como se observa, en el primer caso ambos exponentes son 1.
C) Verdadero. La ecuación de velocidad integrada para una reacción de segundo orden es:
1 1
− = 𝑘 𝑡
[A] [A]P
La vida media, 𝑡½ , se define como el tiempo que tarda la sustancia inicial en reducirse a la mitad:
[A]P
[A] =
2
2 1 1
− = 𝑘 𝑡½ se obtiene 𝑡½ =
[A]P [A]P 𝑘 [A]P
Como se observa, 𝑡½ no es constante ya que depende de [A]P .
D) Falso. Tal como se ha demostrado en el apartado anterior.
E) Falso. La expresión de la constante de velocidad en una reacción de segundo orden es:
𝑣 M min()
𝑘= y las unidades son = M() min()
[A]! (M)!
Estas unidades no coinciden con las propuestas.
2.8. Para la siguiente reacción 2 A + B ® Productos, determine la ley de velocidad de reacción, a partir
de los siguientes datos:
[A], M [B], M velocidad inicial, M s –1
0,10 0,10 2,0·10–2
0,20 0,10 8,0·10–2
0,30 0,10 1,8·10–1
0,20 0,20 8,0·10–2
0,30 0,30 1,8·10–1
¿Cuál es la ecuación de velocidad para esta reacción?
a) v = k [A]
b) v = k [A]2
c) v = k [B]
d) v = k [A] [B]

§ Relacionando las velocidades de los experimentos 1 y 2 se obtiene el orden respecto al reactivo A:
𝑣! 8,0 · 10(! M s() 𝑘 (0,20 M)R · (0,10 M)S
= = → 2R = 2! → 𝑎 = 2
𝑣) 2,0 · 10(! M s() 𝑘 (0,10 M)R · (0,10 M)S
§ Relacionando las velocidades de los experimentos 2 y 4 se obtiene el orden respecto al reactivo B:

𝑣2 8,0·10(! M s() 𝑘 (0,20 M)R · (0,20 M)S
= = → 2S = 1 → 𝑏 = 0
𝑣! 8,0·10(! M s() 𝑘 (0,20 M)R · (0,10 M)S
La ley de velocidad de la reacción es, 𝑣 = 𝑘[A]! .
2.9. La velocidad inicial de la reacción 2 A + B ® C es ocho veces el valor de la constante de velocidad

cuando [A] = 2 M y [B] = 4 M. ¿Cuál será la velocidad cuando la concentración de C sea 0,2 M si la con-
centración inicial de cada uno de los reactivos era 1 M?
a) v = 3 k
b) v = 0,5 k
c) v = 2 k
d) v = 8 k

Sustituyendo para los valores dados se obtienen los órdenes parciales respecto a los reactivos A y B:
8𝑘 = 𝑘 (2)R (4)S ® 3 = 𝑎 + 2𝑏 ® 𝑎 = 𝑏 = 1
Suponiendo 𝑉 = 1 L, los valores de [A] y [B] cuando [C] = 0,2 M son, respectivamente:
2 mol A
0,2 mol C · = 0,4 mol A → [A] = (1 − 0,4) M = 0,6 M
1 mol C
1 mol B
0,2 mol C · = 0,2 mol B → [B] = (1 − 0,2) M = 0,8 M
1 mol C
La velocidad en estas condiciones es:
𝑣 = 𝑘(0,6) · (0,8) = 0,5 𝑘
2.10. De una reacción química entre A y B se han obtenido los siguientes datos:
[A]inicial M [B]inicial M v inicial M 𝐬 –1
Experiencia 1 0,10 0,20 32
Se deduce que la ecuación de velocidad es
a) v = k [A] [B]2
b) v = k [B]2
c) v = k [A] [B]
d) v = k [A]3 [B]2

Sustituyendo los datos para cada experimento:
𝑣) = 𝑘 (0,10 M)R · (0,20 M)S = 32 M s()
𝑣! = 𝑘 (0,10 M)R · (0,10 M)S = 8 M s()
𝑣% = 𝑘 (0,30 M)R · (0,10 M)S = 24 M s()
Relacionando las velocidades se obtienen los órdenes de reacción respecto a cada uno de los reactivos:
𝑣) 𝑘 (0,10 M)R · (0,20 M)S 32 M s()
= = → 2S = 2! → 𝑏 = 2
𝑣! 𝑘 (0,10 M)R · (0,10 M)S 8 M s()
𝑣% 𝑘 (0,30 M)R · (0,10 M)S 24 M s()
= = → 3R = 3 → 𝑎 = 1
𝑣! 𝑘 (0,10 M)R · (0,10 M)S 8 M s()
𝑣 = 𝑘 [A][B]!
2.11. Para la reacción A(g) + B(g) ® C(g) la velocidad viene dada por v = k [A] [B].
Si se reduce a la mitad el volumen ocupado por los gases reaccionantes, ¿cuánto variará la velocidad de
reacción?
a) Seguirá siendo la misma.
b) Se reducirá a la mitad.
c) Se hará cuatro veces mayor.
d) Se duplicará.
(O.Q.L. Murcia 2008) (O.Q.L. Granada 2014)
§ La ecuación de velocidad correspondiente a la reacción es:

𝑛6 𝑛7
𝑣) = 𝑘 [A][B] = 𝑘 ® ° · ® °
𝑉 𝑉
§ Si el volumen se reduce a la mitad, la ecuación de velocidad queda como:
𝑛6 𝑛7 𝑛6 𝑛7
𝑣! = 𝑘 ® °·® ° = 4𝑘 ® ° · ® °
½ 𝑉 ½ 𝑉 𝑉 𝑉
𝑛6 𝑛7
𝑣! 4𝑘 ® 𝑉 ° · ® 𝑉 °
= 𝑛 𝑛 = 4 → la velocidad se hace 4 veces mayor
𝑣) 𝑘 ® 𝑉6 ° · ® 𝑉7 °
2.12. Los datos de las velocidades iniciales para la reacción, X + Y ® Z, se recogen a continuación:
[X] (M) 0,10 0,10 0,30
[Y] (M) 0,10 0,20 0,30
Velocidad (M s –1 ) 0,020 0,080 0,540
¿Cuál es la ecuación cinética para esta reacción?
a) v = k [X]2
b) v = k [Y]2
c) v = k [X] [Y]
d) v = k [X] [Y]2

𝑣 = 𝑘 [X]R [Y]S
𝑣) = 𝑘 (0,10 M)R · (0,10 M)S = 0,020 M s()
𝑣! = 𝑘 (0,10 M)R · (0,20 M)S = 0,080 M s()
𝑣% = 𝑘 (0,30 M)R · (0,30 M)S = 0,540 M s()
Relacionando las velocidades se obtienen los órdenes de reacción respecto a cada reactivo:
𝑣! 0,080 M s() 𝑘 (0,10 M)R · (0,20 M)S
= = → 2S = 2! → 𝑏 = 2
𝑣) 0,020 M s() 𝑘 (0,10 M)R · (0,10 M)S
𝑣% 0,540 M s() 𝑘 (0,30 M)R · (0,30 M)S
= = → 3R · 3S = 3% → si 𝑏 = 2 → 𝑎 = 1
𝑣) 0,020 M s() 𝑘 (0,10 M)R · (0,10 M)S
𝑣 = 𝑘[X][Y]!
2.13. La ecuación de velocidad de cierta reacción es v = k [A]2 [B]. Por tanto:

a) La velocidad será 8 veces mayor si se disminuye el volumen a la mitad.
b) Las unidades de k son mol L–1 .
c) k es independiente de la temperatura.
d) La velocidad es constante mientras transcurre la reacción.
a) Verdadero. De acuerdo con la ecuación de la velocidad:

𝑛6 ! 𝑛7
𝑣) = 𝑘 ® ° · ® °
𝑉 𝑉
§ Si se reduce el volumen a la mitad, la velocidad de reacción es:
𝑛6 ! 𝑛7
𝑣! = 𝑘 ® ° ·® °
½ 𝑉 ½ 𝑉
𝑛6 ! 𝑛7
𝑣! 𝑘 ®½ 𝑉° · ®½ 𝑉 °
= = 8 → 𝑣! = 8 𝑣)
𝑣) 𝑛 ! 𝑛
𝑘 ® 𝑉6 ° · ® 𝑉7 °
b) Falso. La expresión de la constante de velocidad y sus unidades son:
𝑣 mol L() s()
[A]! [B] (mol L() )! (mol L() )
c-d) Falso. La velocidad de una reacción depende de la constante de velocidad, 𝑘, y esta aumenta con la
temperatura de acuerdo con expresión de Arrhenius (1889):
𝐸6
𝑅𝑇
reacción.
2.14. Si la ecuación cinética o ley de velocidad para una reacción química es v = k [A]2 [B].
¿Qué le ocurrirá a la velocidad de la reacción si se duplican las concentraciones de A y B, en igualdad de
condiciones?
a) Se duplicará.
b) Será ocho veces mayor.
c) Dependerá del valor de k.
d) Será cuatro veces más grande.
(O.Q.L. Madrid 2010) (O.Q.L. Castilla y León 2017)
§ De acuerdo con la ecuación de la velocidad:

𝑣) = 𝑘 [A]! [B]
§ Si se duplican las concentraciones de ambas especies, la velocidad de reacción es:
𝑣! = 𝑘 [2A]! [2B]
𝑣! 𝑘[2A]! [2B]
= = 8 → 𝑣! = 8 𝑣)
𝑣) 𝑘[A]! [B]
2.15. En una reacción del tipo: A + B ® C se encontró experimentalmente que al duplicar la concentración
de B, la velocidad de la reacción se hace cuatro veces mayor; pero al duplicar la concentración de A no se
observa efecto alguno en la velocidad. Por tanto, la ecuación de velocidad es:
a) v = k [A]2
b) v = k [B]2
c) v = k [B]
d) v = k [A] [B]
e) v = k [A] [B]2
(O.Q.L. Cantabria 2011) (O.Q.L. Cantabria 2016)
§ La ecuación de velocidad de la reacción es de la forma:

§ Si duplica la concentración de B la velocidad de la reacción se cuadruplica:
𝑣! = 𝑘[A]R [2B]S = 4
Si duplica la concentración de A la velocidad de la reacción no cambia. Esto quiere decir que el orden de
reacción respecto del reactivo A es 0.
𝑣! 𝑘[A]R [2B]S
= = 4 → 2S = 4 → 𝑏 = 2
𝑣) 𝑘[A]R [B]S
𝑣 = 𝑘[B]!
2.16. La expresión de la ecuación de cinética para la reacción: A + B2 ® Productos, viene dada por:
v = k [A]2 [B2 ].
Si durante una reacción las concentraciones de A y B2 disminuyen a la mitad, la velocidad de la reacción:
a) Aumenta en un factor de 4.
b) Disminuye en un factor de 4.
c) Aumenta en un factor de 8.
d) Disminuye en un factor de 8.
e) Disminuye en un factor de 16.
(O.Q.N. El Escorial 2012) (O.Q.L. Galicia 2017)

𝑣) = 𝑘[A]! [B! ]
§ Si la concentración de ambas especies se reduce a la mitad, la ecuación de velocidad es:
𝑘
𝑣! = 𝑘[½ A]! [½ B! ] = [A]! [B! ]
8
𝑘 !
𝑣! 8 [A] [B! ] 1
= = → la velocidad disminuye en un factor de 8
𝑣) 𝑘[A]! [B! ] 8
2.17. Los valores de tiempos listados en la tabla se midieron a 25 °C para la siguiente reacción:
S2 O2– – 2–
8 (aq) + 2 I (aq) ® I2 (aq) + 2 SO4 (aq) cuando se produjo una cantidad de I2 (aq) detectable.
Experimento [S2 O2– –
8 ]inicial / M [I ]inicial / M tiempo / s
1 0,0400 0,0800 39
2 0,0400 0,0400 78
3 0,0100 0,0800 156
4 0,0200 0,0200 ¿?
¿Cuál será el valor del tiempo esperado para el experimento 4?
a) 156 s
b) 234 s
c) 312 s
d) 624 s

𝑣 = 𝑘 [S! O!( R ( S
F ] [I ]
Teniendo en cuenta que la velocidad de reacción es inversamente proporcional al tiempo de duración del
experimento:
𝑣) = 𝑘 (0,0400 M)R · (0,0800 M)S = 1/39 M s()
𝑣! = 𝑘 (0,0400 M)R · (0,0400 M)S = 1/78 M s()
𝑣% = 𝑘 (0,0400 M)R · (0,0400 M)S = 1/156 M s()
𝑣) 𝑘 (0,0400 M)R · (0,0800 M)S 1/39 M s()
= = → 2S = 2 → 𝑏 = 1
𝑣! 𝑘 (0,0400 M)R · (0,0400 M)S 1/78 M s()
𝑣) 𝑘 (0,0400 M)R · (0,0800 M)S 1/39 M s()
= = → 4R = 4 → 𝑎 = 1
𝑣% 𝑘 (0,0400 M)R · (0,0400 M)S 1/156 M s()
𝑣 = 𝑘 [S! O!( (
F ] [I ]
Relacionando el experimento 4 con otro se obtiene el tiempo necesario para este experimento:
𝑣) 𝑘 (0,0400 M) · (0,0400 M) 1/78 M s()
→ = → 𝑡 = 312 s
𝑣2 𝑘 (0,0200 M) · (0,0200 M) 1/𝑡
2.18. Calcule la constante de velocidad de la reacción A + B ® C a partir de los siguientes datos:

Experimento [A] (mol L–1 ) [B] (mol L–1 ) v0 (mol L–1 s–1 )
1 0,200 0,200 0,144
2 0,400 0,200 0,288
3 0,200 0,400 0,576
2 –2 –1
a) 1,18 L mol s
b) 0,06 L2 mol–2 s –1
c) 3,60 L2 mol–2 s –1
d) 18,0 L2 mol–2 s –1
e) 0,06 L2 mol–2 s –1
(O.Q.N. Alicante 2013)

𝑣 = 𝑘 [𝐴]R [𝐵]S
𝑣) = 𝑘 (0,200 mol L() )R · (0,200 mol L() )S = 0,144 mol L() s()
𝑣! = 𝑘 (0,400 mol L() )R · (0,200 mol L() )S = 0,288 mol L() s()
𝑣% = 𝑘 (0,200 mol L() )R · (0,400 mol L() )S = 0,576 mol L() s()
𝑣! 𝑘 (0,400 mol L() )R · (0,200 mol L() )S 0,288 mol L() s()
= = → 2R = 2 → 𝑎 = 1
𝑣) 𝑘 (0,200 mol L() )R · (0,200 mol L() )S 0,144 mol L() s()
𝑣% 𝑘 (0,200 mol L() )R · (0,400 mol L() )S 0,576 mol L() s()
= = → 2S = 4 → 𝑏 = 2
𝑣) 𝑘 (0,200 mol L() )R · (0,200 mol L() )S 0,144 mol L() s()
𝑣 = 𝑘 [A][B]!
Sustituyendo en esta ecuación se obtiene el valor de la constante de velocidad, 𝑘:
0,144 mol L() s()
𝑘= = 18,0 L! mol(! s()
(0,200 mol L() ) · (0,200 mol L() )!
2.19. La velocidad de la reacción entre dos compuestos, A y B, sigue la siguiente ley de velocidad:
v = k [A]2 [B]
De acuerdo a los datos de la tabla, ¿la velocidad v2 de la reacción en el experimento 2 será?
[A] (mol L–1 ) [B] (mol L–1 ) velocidad observada (mol L–1 s –1 )
Experimento 0,10 0,10 v1
Experimento 0,30 0,20 v2
a) v2 = v1
b) v2 = 6 v1
c) v2 = 12 v1
d) v2 = 18 v1
Sustituyendo los datos en la ecuación de velocidad para cada experimento:

𝑣) = 𝑘 (0,10 mol L() )! · (0,10 mol L() )
𝑣! = 𝑘 (0,30 mol L() )! · (0,20 mol L() )
Relacionando ambas velocidades se obtiene:
𝑣! 𝑘 (0,30 mol L() )! · (0,20 mol L() )
= = 18 → 𝑣! = 18 𝑣)
𝑣) (0,10 mol L() )! · (0,10 mol L() )
2.20. Para la siguiente reacción, CO(g) + NO2 (g) ® CO2 (g) + NO(g), se ha observado que al doblar la
concentración de NO2 (g) en el reactor la velocidad de la reacción se cuadruplica mientras que un au-
mento parecido en la concentración de CO(g) no tiene efecto medible sobre la velocidad de la reacción.
Indique cuál de las siguientes afirmaciones es cierta:
a) La ley de velocidad de la reacción es v = k [CO] [NO2 ].
b) La ley de velocidad de la reacción es v = k [CO] [NO2 ]2 .
c) La ley de velocidad de la reacción es v = k [NO2 ]2 .
d) La ley de velocidad de la reacción es v = k [CO]2 .
§ La ecuación de velocidad es:

𝑣 = 𝑘 [CO]R [NO! ]S
Si el cambio en la concentración de CO no tiene efecto medible en la velocidad de la reacción quiere decir
que el orden respecto a este reactivo es 0.
§ Si al duplicar la concentración de NO! se cuadruplica la velocidad de la reacción quiere decir que el
orden respecto a este reactivo es 2:
𝑣! 𝑘 (M)R · (2 M)S
= = 4 → 2S = 2! → 𝑏 = 2
𝑣) 𝑘 (M)R · (M)S
La ley de velocidad de la reacción es, 𝑣 = 𝑘 [NO! ]! .
2.21. El etileno puede hidrogenarse en fase gaseosa según la siguiente ecuación:

C2 H4 + H2 ® C2 H6 y su ecuación de velocidad es v = k [C2 H4 ] [H2 ]
Si a una mezcla estequiométrica de reactivos, inicialmente a una presión p se le aumenta la presión a
temperatura constante hasta una presión 3p, la velocidad de reacción aumenta:
a) 2 veces
b) 3 veces
c) 4 veces
d) 6 veces
e) 9 veces
Considerando comportamiento ideal del gas, la concentración del mismo es directamente proporcional a
su presión parcial, por tanto, la ecuación de velocidad de la reacción es:
𝑣 = 𝑘 (𝑝;! "( ) (𝑝"! )
De acuerdo con la ley de Dalton de las presiones parciales (1801) y la estequiometría de la reacción se
puede escribir:
𝑝
𝑝;! "( = 𝑝"! =
2
§ La ecuación de velocidad de la reacción a una presión 𝑝 puede escribirse como:
𝑝 𝑝
𝑣) = 𝑘 ® ° · ® °
2 2
§ Análogamente, para una presión 3𝑝:
3𝑝 3𝑝
𝑣! = 𝑘 ‰ Š · ‰ Š
2 2
Relacionando ambas velocidades se obtiene:
3𝑝 3𝑝
𝑣! 𝑘 ® 2 ° · ® 2 °
= 𝑝 𝑝 = 9
𝑣) 𝑘 ®2° · ®2°
2.22. Sea la reacción en fase gaseosa A(g) + 2 B(g) ® Productos(g), cuya ecuación de velocidad viene dada
por la expresión, v = k [A] [B]. Señale cuál de estas afirmaciones es verdadera:
a) Al disminuir el volumen a la mitad, manteniendo constante la temperatura, la velocidad de reacción se
hace la mitad.
b) Al expandir su volumen tres veces, manteniendo constante la temperatura, la velocidad de reacción se
hace seis veces más pequeña.
c) Las unidades de k son s –1 mol–1 L.
d) No es posible que esa sea la ecuación de velocidad porque la estequiometría de la reacción es 1:2.
Sustituyendo en la ecuación de velocidad se obtiene:

𝑛6 𝑛7
𝑣) = 𝑘[A][B] = 𝑘 ® ° · ® °
𝑉 𝑉
a) Falso. Si el volumen se reduce a la mitad, 𝑉 ] = 𝑉/2, la ecuación de velocidad queda como:
𝑛6 𝑛7 𝑛6 𝑛7
𝑣! = 𝑘 ® °·® ° = 4 𝑘 ® ° · ® °
½ 𝑉 ½ 𝑉 𝑉 𝑉
𝑛6 𝑛7
𝑣! 4 𝑘 ® 𝑉 ° · ® 𝑉 °
= 𝑛 𝑛 = 4
𝑣) 𝑘 ® 𝑉6 ° · ® 𝑉7 °
b) Falso. Si el volumen se expande triple, 𝑉 ] = 3 𝑉, la ecuación de velocidad queda como:

𝑛6 𝑛7 𝑘 𝑛6 𝑛7
𝑣% = 𝑘 ® ° · ® ° = ® ° · ® °
3 𝑉 3 𝑉 9 𝑉 𝑉
𝑘 𝑛6 𝑛7
𝑣% 9 ® 𝑉 ° · ® 𝑉 ° 1
= =
𝑣) 𝑘 ®𝑛6 ° · ®𝑛7 ° 9
𝑉 𝑉
c) Verdadero. La expresión de la constante de velocidad y sus unidades son:
𝑣 mol L() s()
[A] [B] (mol L() )!
d) Falso. Los órdenes de la ecuación de velocidad solo coinciden con los coeficientes estequiométricos en
las reacciones elementales, es decir, aquellas que transcurren en una única etapa.
2.23. Cuando la cinética de la reacción 2 A + 2 B ® C, fue estudiada usando el método de las concen-
traciones iniciales, se obtuvieron los datos de la tabla siguiente:
Ensayo [A]0 (mol L–1 ) [B]0 (mol L–1 ) velocidad inicial de formación de C (mol L–1 s –1 )
1 0,060 0,040 3,6·10–4
2 0,060 0,080 7,2·10–4
3 0,030 0,120 5,4·10–4
¿Cuál es la expresión de la ley de velocidad para esta reacción?
a) v = k [A]2 [B]
b) v = k [A] [B]
c) v = k [A] [B]2
d) v = k [A]2 [B]2
(O.Q.N. Alcalá 2016)

Relacionando las velocidades de los experimentos 2 y 1 se obtiene el orden parcial respecto de B:
𝑣! 7,2·10(2 mol L() s() 𝑘 (0,060 M)R · (0,080 M)S
= = → 2S = 2 → 𝑏 = 1
𝑣) 3,6·10(2 mol L() s() 𝑘 (0,060 M)R · (0,040 M)S
Relacionando las velocidades de los experimentos 3 y 1 se obtiene el orden parcial respecto de A:
𝑣% 5,4·10(2 mol L() s() 𝑘 (0,030 M)R · (0,120 M)S
= = → 0,5R · 3S = 0,5 → 𝑎 = 1
𝑣) 3,6·10(2 mol L() s() 𝑘 (0,060 M)R · (0,040 M)S
La ley de velocidad de la reacción es, 𝑣 = 𝑘[A][B].

2.24. Para la hidrogenación del etileno a etano, en fase gaseosa, según la ecuación:
C2 H4 (g) + H2 (g) ® C2 H6 (g)
se ha obtenido experimentalmente la ecuación de velocidad, v = k [C2 H4 ] [H2 ].
Manteniendo constante la temperatura, se comprime la mezcla reaccionante hasta que la presión total se
hace tres veces mayor. ¿Cuánto aumentará la velocidad?
a) Nueve veces
b) Tres veces
c) Disminuye tres veces
d) No depende de la presión total.
La expresión de la ecuación de velocidad es:

𝑛; " 𝑛"
𝑣) = 𝑘[C! H2 ][H! ] = 𝑘 ® ! ( ° · ® ! °
𝑉 𝑉
De acuerdo con la ley de Boyle (1662), si a temperatura constante se comprime la mezcla de forma que
la presión se haga tres veces mayor, quiere decir que el volumen se reduce a la tercera parte.
a) Falso. Si el volumen se reduce de forma que, 𝑉 ] = 𝑉/3, la ecuación de velocidad queda como:
𝑛; " 𝑛"! 𝑛; " 𝑛"
𝑣! = 𝑘 ‰ ! ( Š · ‰ Š = 9 𝑘 ® ! ( ° · ® ! °
(𝑉/3) (𝑉/3) 𝑉 𝑉
𝑛;! "( 𝑛"!
𝑣! 9 𝑘 ® 𝑉 ° · ® 𝑉 °
= 𝑛; " 𝑛" = 9
𝑣) 𝑘 ® 𝑉! ( ° · ® 𝑉 ! °
2.25. Para la reacción:

H2 (g) + 2 NO(g) ® N2 (g) + 2 H2 O(g)
la ley de velocidad es:
v = k [H2 ] [NO]2
A una temperatura dada, ¿cuál es el efecto en la velocidad de reacción si la concentracion de H2 se duplica
y la de NO se divide por dos?
a) La velocidad de reacción se divide por dos.
b) La velocidad de reacción permanece constante.
c) La velocidad de reacción se dobla.
d) La velocidad de reacción se multiplica por 8.

𝑣) = 𝑘 (𝑐"! ) (𝑐8# )!
§ Si se cambian las concentraciones, la ecuación de velocidad queda como:
𝑐8# ! 𝑘
𝑣! = 𝑘 (2 𝑐"! ) ® ° = (𝑐"! ) (𝑐8# )!
2 2
𝑘 !
𝑣! 2 (𝑐"! ) (𝑐8# ) 1
= =
𝑣) 𝑘 (𝑐"! ) (𝑐8# ) ! 2
2.26. ¿Cuál es la ley de velocidad de la siguiente reacción A + 2 B ® Productos?

[A]0 (M) [B]0 (M) velocidad inicial (M s –1 )
0,050 0,100 0,085
0,050 0,200 0,170
0,100 0,300 0,510
a) v = k [A]
b) v = k [B]
c) v = k [A] [B]
d) v = k [A] [B]2

Relacionando las velocidades de los experimentos 2 y 1 se obtiene el orden parcial respecto de B:
𝑣! 𝑘 (0,050 M)R · (0,200 M)S 0,170 M s()
= = → 2S = 2 → 𝑏 = 1
𝑣) 𝑘 (0,050 M)R · (0,100 M)S 0,085 M s()
Relacionando las velocidades de los experimentos 3 y 1 se obtiene el orden parcial respecto de A:
𝑣% 𝑘 (0,100 M)R · (0,300 M)S 0,510 M s()
= = → 2R · 3S = 6 → 𝑎 = 1
𝑣) 𝑘 (0,050 M)R · (0,100 M)S 0,085 M s()
La ley de velocidad de la reacción es, 𝑣 = 𝑘[A][B].
2.27. Para la reacción A ® B se ha determinado experimentalmente que los valores de la velocidad de

reacción (mol L–1 s –1 ) son 4,80·10–6 ; 1,92·10–5 y 7,68·10–5 , para una concentración inicial de la especie
A (mol L–1 ) de 0,02; 0,04 y 0,08; respectivamente. El orden de esa reacción es:
a) 0
b) 1
c) 2
d) 2,5
La ecuación general de velocidad de la reacción es:

𝑣 = 𝑘 [A]R
siendo 𝑎 el orden parcial respecto al reactivo A.
Relacionando las velocidades de las diferentes experiencias se obtiene el orden parcial respecto de A:
𝑣% 7,68·10($ mol L() s() 𝑘 (0,08 mol L() )R
= = → 2! = 2R → 𝑎 = 2
𝑣! 1,92·10($ mol L() s() 𝑘 (0,04 mol L() )R
2.28. La velocidad de una reacción dada entre dos reactivos A y B es, v = k [A] [B]2 . Si se reduce a la mitad
el volumen del recipiente de la reacción, la velocidad:
a) No se altera.
b) Se duplica.
c) Disminuye a la mitad.
d) Se hace ocho veces mayor.

𝑛6 𝑛7 !
𝑣) = 𝑘 [A][B]! = 𝑘 ® °·® °
𝑉 𝑉
§ Si el volumen se reduce a la mitad, la ecuación de velocidad queda como:
𝑛6 𝑛7 ! 𝑛6 𝑛7 !
𝑣! = 𝑘 ® °·® ° = 8𝑘 ® ° · ® °
½ 𝑉 ½ 𝑉 𝑉 𝑉
𝑛6 𝑛7
𝑣! 8𝑘 ® 𝑉 ° · ® 𝑉 °
= 𝑛 𝑛 = 8 → la velocidad se hace 8 veces mayor
𝑣) 𝑘 ® 𝑉6 ° · ® 𝑉7 °
2.29. La descomposición acuosa de peróxido de hidrógeno en presencia de I – (aq) y H+ (aq) sucede se-
gún la reacción, 2 H2 O2 (aq) ® 2 H2 O(l) + O2 (g).
En un experimento se tomaron las siguientes medidas cinéticas:
[H2 O2 ]/M [I – ]/M [H+ ]/M v 0 /M s –1
0,20 0,010 0,010 2,0·10–3
0,40 0,010 0,010 4,0·10–3
0,20 0,020 0,010 8,0·10–3
0,20 0,020 0,020 1,6·10–2
Indique si hay catalizador(es), cuál es la ecuación cinética y qué especie reactiva se consumirá antes:
a) Sí, v = k [H2 O2 ], I – (aq)
b) Sí, v = k [H2 O2 ] [I – ] [H+ ], H+ (aq)
c) No, v = k [H2 O2 ] [I – ]2 [H+ ], I – (aq)
d) Sí, v = k [H2 O2 ] [I – ]2 [H+ ], H2 O2 (aq)

𝑣 = 𝑘[H! O! ]R [I ( ]S [H. ]b
𝑣) = 𝑘 (0,20 M)R · (0,010 M)S · (0,010 M)b = 2,0·10(%
𝑣! = 𝑘 (0,40 M)R · (0,010 M)S · (0,010 M)b = 4,0·10(%
𝑣% = 𝑘 (0,20 M)R · (0,020 M)S · (0,010 M)b = 8,0·10(%
𝑣2 = 𝑘 (0,20 M)R · (0,020 M)S · (0,020 M)b = 1,6·10(!
𝑣! 𝑘 (0,40 M)R · (0,010 M)S · (0,010 M)b 4,0·10(%
= = → 2R = 2 → 𝑎 = 1
𝑣) 𝑘 (0,20 M)R · (0,010 M)S · (0,010 M)b 2,0·10(%
𝑣% 𝑘 (0,20 M)R · (0,020 M)S · (0,010 M)b 8,0·10(%
= = → 2S = 2! → 𝑏 = 2
𝑣) 𝑘 (0,20 M)R · (0,010 M)S · (0,010 M)b 2,0·10(%
𝑣2 𝑘 (0,20 M)R · (0,020 M)S · (0,020 M)b 1,6·10(!
= = → 2b = 2 → 𝑐 = 1
𝑣% 𝑘 (0,20 M)R · (0,020 M)S · (0,010 M)b 8,0·10(%
𝑣 = 𝑘[H! O! ][I ( ]! [H. ]
Sí que existen catalizadores, las especies I ( y H. .
La única especie reactiva que hay es H! O! , ya que los catalizadores no se consumen.

2.30. Dada la reacción entre el NO y el O2 para dar NO2 viene dada por la siguiente ecuación:
2 NO(g) + O2 (g) ® 2 NO2 (g) donde v = k [NO]2 [O2 ].
Si se duplica la concentración de ambos reactivos, la velocidad de reacción:
a) Permanece constante.
b) Se duplica.
c) Se cuadruplica.
d) Se multiplica por ocho.
(O.Q.L. Galicia 2018)

𝑣) = 𝑘 𝑐#! (𝑐8# )!
§ Si se cambian las concentraciones, la ecuación de velocidad queda como:
𝑣! = 𝑘 (2 𝑐#! ) (2 𝑐8# )! = 8 𝑘 (2 𝑐#! ) (𝑐8# )!
𝑣! 8 𝑘 (2 𝑐#! ) (𝑐8# )!
= = 8
𝑣) 𝑘 (2 𝑐#! ) (𝑐8# )!
2.31. A 373 K se estudió la cinética de la reacción, 2 C5 H6 (g) ® C10 H12 (g); y se obtuvieron los siguientes
datos para las velocidades iniciales de formación de C10 H12 (g), v0 : 
experimento pC5 H6 /Torr v0 /Torr s–1
1 200 5,76
2 314 14,2
3 576 47,8
La constante de velocidad será:
a) 3,61·10–4 M –1 s –1
b) 3,35 s –1
c) 2,88·10–2 s –1
d) 1,44·10–4 Torr –1 s –1
Considerando comportamiento ideal del gas, la concentración del mismo es directamente proporcional a
su presión parcial, por tanto, la ecuación de velocidad de la reacción es:
𝑣 = 𝑘 (𝑝;& "# )R
Sustituyendo los datos obtenidos para cada experimento:
𝑣) = 𝑘 (200 Torr)R = 5,76 Torr s()
𝑣! = 𝑘 (314 Torr)R = 14,2 Torr s()
𝑣% = 𝑘 (576 Torr)R = 47,8 Torr s()
Relacionando las velocidades se obtiene el orden de reacción respecto del C$ H1 :
𝑣! 𝑘 (576 Torr)R 47,8 Torr s()
= = → 2,88R = 8,30 → 2,88R = 2,88! → 𝑎 = 2
𝑣) 𝑘 (200 Torr)R 5,76 Torr s()
𝑣 = 𝑘 (𝑝;& "# )!
Sustituyendo en esta ecuación se obtiene el valor de la constante de velocidad, 𝑘:

47,8 Torr s()
𝑘= = 1,44·10(2 Torr () s()
(576 Torr)!
2.32. Para la reacción A(g) + B(g) ® C(g), se midió la velocidad de reacción en función de las concen-
traciones iniciales a 300 K. Los datos obtenidos son los de la tabla adjunta:
Experimento [A]0 (M) [B]0 (M) v inicial (M s –1 )
1 0,100 0,500 1,47
2 0,200 0,300 1,27
3 0,400 0,600 40,6
4 0,200 0,600 10,2
5 0,400 0,300 5,08
La velocidad del proceso para concentraciones [A] = 0,400 M y [B] =1,20 M, será:
a) 0,85 M s –1
b) 108 M s –1
c) 271 M s –1
d) 325 M s –1

Relacionando las velocidades de los experimentos 2 y 5 se obtiene el orden respecto del reactivo A:
𝑣$ 5,08 M s() 𝑘 (0,400 M)R · (0,300 M)S
= = → 2R = 2! → 𝑎 = 2
𝑣! 1,27 M s() 𝑘 (0,200 M)R · (0,300 M)S
Relacionando las velocidades de los experimentos 2 y 4 se obtiene el orden respecto del reactivo B:
𝑣2 10,2 M s() 𝑘 (0,200 M)R · (0,600 M)S
= = → 2S = 2% → 𝑏 = 3
𝑣! 1,27 M s() 𝑘 (0,200 M)R · (0,300 M)S
La ley de velocidad de la reacción es, 𝑣 = 𝑘[A]! [B]% .
Tomando los valores del experimento 1, se obtiene el valor de la constante de velocidad:
1,47 M s()
𝑘= = 1,18·103 M(2 s()
(0,100 M)! · (0,500 M)%
El valor de la velocidad inicial en el experimento con las concentraciones propuestas es:
𝑣 = ©1,18·103 M(2 s() ª · (0,400 M)! · (1,20 M)% = 326 M s()
2.33. La reacción A(g) + B(g) ® C(g) es de orden 2 con respecto a A y de orden 0 con respecto a B. Para
cuadruplicar la velocidad de formación de C habrá que:
a) Cuadruplicar la concentración de A y mantener la de B.
b) Duplicar la concentración de B y mantener la de A.
c) Cuadruplicar las concentraciones de A y de B.
d) Duplicar la concentración de A.
§ La ecuación de velocidad correspondiente a una reacción de segundo orden respecto al reactivo A y

orden cero respecto al reactivo B es:
𝑣 = 𝑘[A]! = 𝑘𝑐 !
§ Si se duplica la concentración de A la velocidad es:

𝑣) = 𝑘[2𝑐]! = 4𝑘𝑐 !
𝑣) 4𝑘𝑐 !
= = 4 → la velocidad se cuadruplica
𝑣 𝑘𝑐 !
2.34. Para la reacción 2 A + B ® Productos, se dispone de los siguientes datos:

concentración inicial (mol L–1 )
–1 –1 [A]0 [B]0
velocidad inicial, mol L s (t = 0)
–7 –3
5,7·10 2,0·10 4,0·10–3
–7 –3
11,4·10 2,0·10 8,0·10–3
22,8·10–7 4,0·10–3 4,0·10–3
¿Cuál es la ley de velocidad?
a) v = k [A]
b) v = k [A] [B]
c) v = k [A] [B]2
d) v = k [A]2 [B]

Relacionando las velocidades de los experimentos 1 y 3 se obtiene el orden respecto del reactivo A:
𝑣% 22,8·10(E mol L() s() 𝑘 (4,0·10(% mol L() )R · (4,0·10(% mol L() )S
→ = → 2! = 2R → 𝑎 = 2
𝑣) 5,7·10(E mol L() s() 𝑘 (2,0·10(% mol L() )R · (4,0·10(% mol L() )S
Relacionando las velocidades de los experimentos 1 y 2 se obtiene el orden respecto del reactivo B:
𝑣! 11,4·10(E mol L() s() 𝑘 (2,0·10(% mol L() )R · (8,0·10(% mol L() )S
→ = → 2) = 2S → 𝑏 = 1
𝑣) 5,7·10(E mol L() s() 𝑘 (2,0·10(% mol L() )R · (4,0·10(% mol L() )S
La ley de velocidad de la reacción es, 𝑣 = 𝑘[A]! [B].
(Cuestión similar a la propuesta en Madrid 2006 y La Rioja 2013).
2.35. La reacción entre NO e I2 es de segundo orden respecto al NO y de primer orden respecto al I2 .

Cuando se triplica la concentración de cada reactivo la velocidad se incrementa:
a) 3 veces
b) 6 veces
c) 18 veces
d) 27 veces
(O.Q.L. Asturias 2019) (O.Q.L. Asturias 2020)
La expresión de la ecuación de velocidad es:

𝑣 = 𝑘 [NO]! [I! ]
𝑣) = 𝑘 (𝑐d! ) (𝑐8# )!
§ Si se triplican las concentraciones, la ecuación de velocidad queda como:
𝑣! = 𝑘 (3 𝑐d! ) (3 𝑐8# )! = 27 𝑘 (𝑐d! ) (𝑐8# )!

𝑣! 27 𝑘 (𝑐d! ) (𝑐8# )!
= = 27
𝑣) 𝑘 (𝑐d! ) (𝑐8# )!
(Cuestión similar a la propuesta en Galicia 2018).
2.36. Las velocidades iniciales de la reacción de formación del cloruro de nitrosilo, un gas amarillo que
se produce espontáneamente en la descomposición del agua regia (mezcla de ácido clorhídrico y ácido
nítrico), para diferentes concentraciones iniciales según el proceso:
2 NO(g) + Cl2 (g) ® 2 NOCl(g)
están dadas en la siguiente tabla:
[NO]0 (mol dm–3 ) [Cl2 ]0 (mol dm–3 ) velocidad inicial (mol dm–3 s –1 )
0,250 0,250 1,43·10–6
0,250 0,500 2,86·10–6
0,500 0,500 11,40·10–6
¿Cuál es la expresión de la ecuación cinética del proceso?
a) v = k [NO]2 [Cl2 ]
b) v = k [Cl2 ]
c) v = k [NO] [Cl2 ]
d) v = k [NO]

𝑣 = 𝑘[NO]R [Cl! ]S
𝑣) = 𝑘 (0,250 mol dm(% )R · (0,250 mol dm(% )S = 1,43·10(1
𝑣! = 𝑘 (0,250 mol dm(% )R · (0,500 mol dm(% )S = 2,86·10(1
𝑣% = 𝑘 (0,500 mol dm(% )R · (0,500 mol dm(% )S = 11,40·10(1
Relacionando las velocidades se obtienen los órdenes de reacción respecto a cada reactivo.
𝑣! 𝑘 (0,250 mol dm(% )R · (0,500 mol dm(% )S 2,86·10(1
= = → 2S = 2 → 𝑏 = 1
𝑣) 𝑘 (0,250 mol dm(% )R · (0,250 mol dm(% )S 1,43·10(1
𝑣% 𝑘 (0,500 mol dm(% )R · (0,500 mol dm(% )S 11,40·10(1
= = → 2R = 2! → 𝑎 = 2
𝑣! 𝑘 (0,250 mol dm(% )R · (0,500 mol dm(% )S 2,86·10(1
𝑣 = 𝑘[NO]! [Cl! ]
2.37. La ecuación de velocidad de una reacción es:

v = k [X] [Y]2
Si durante la reacción las concentraciones de X e Y aumentan al doble, la velocidad de la reacción:
a) Aumenta 8 veces
b) Disminuye 8 veces
c) Aumenta 4 veces
d) Disminuye 4 veces

𝑛G 𝑛e !
𝑣) = 𝑘 [X][Y]! = 𝑘 ® ° · ® °
𝑉 𝑉
§ Si ambas concentraciones se duplican, la ecuación de velocidad queda como:
2𝑛G 2𝑛e ! 𝑛G 𝑛e !
𝑣! = 𝑘 ‰ Š·‰ Š = 8𝑘 ® ° · ® °
𝑉 𝑉 𝑉 𝑉
𝑛G 𝑛e !
𝑣! 8𝑘 ® 𝑉 ° · ® 𝑉 °
= = 8 → la velocidad se hace 8 veces mayor
𝑣) 𝑛 𝑛 !
𝑘 ® 𝑉G ° · ® 𝑉e °
2.38. La ecuación de velocidad de cierto proceso químico es v = k [A] [B]2 .

¿Cómo variará la velocidad de la reacción si se reduce a la mitad la concentración del reactivo B, manteniendo
inalterados el resto de los factores?
a) La velocidad aumenta el doble de su valor inicial.
b) La velocidad aumenta cuatro veces su valor inicial.
c) La velocidad disminuye cuatro veces su valor inicial.
d) La velocidad disminuye a la mitad de su valor inicial.
Si duplica la concentración de B la velocidad de la reacción es:

𝑣! = 𝑘[A] [½ B]! = ¼ 𝑘[A] [B]!
𝑣! ¼ 𝑘[A][B]! 1
= = → la velocidad disminuye 4 veces su valor inicial
𝑣) [A][B]! 4
2.39. Indique cuál de las siguientes afirmaciones es cierta:

a) Cuando se aumenta la concentración de los reactivos, la velocidad de reacción aumenta porque se in-
crementa su constante de velocidad.
b) Cuando se aumenta la concentración de los reactivos, disminuye la energía de activación.
c) Cuando se aumenta la concentración de los reactivos, disminuye la frecuencia de las colisiones.
d) En una reacción de primer orden, la velocidad de reacción se triplica cuando se triplica la concentra-
ción del reactivo.
a) Falso. La constante de velocidad de la reacción no depende de la concentración de los reactivos, solo

varía si cambia la temperatura.
b) Falso. La energía de activación es uno de los parámetros cinéticos de la reacción y no depende de la
concentración de los reactivos.
c) Falso. Si aumenta la concentración de los reactivos la probabilidad de colisiones entre las partículas de
estos se hace mayor.
d) Verdadero. La ecuación de velocidad de la reacción es:
𝑣) = 𝑘[A]
§ Si en una reacción de orden 1 se triplica la concentración de A la velocidad de la reacción es:
𝑣! = 𝑘[3A]

𝑣! 𝑘[3A]
= = 3 → la velocidad se triplica
𝑣) 𝑘[A]

3. ORDEN DE REACCIÓN
3.1. ¿Cuál de las siguientes gráficas se obtendrá cuando, una vez realizadas las experiencias oportunas,
se represente la velocidad inicial de una reacción química de primer orden, respecto a uno de los reactivos,
frente a la concentración inicial de este?
r r r r
[A] [A] [A] [A]

a) b) c) d)
e) Ninguna de las anteriores es correcta.
(O.Q.L. Murcia 1997) (O.Q.L. Cantabria 2018)
La ecuación de velocidad correspondiente a una reacción de primer orden respecto a un reactivo A es:
𝑣 = 𝑘[A]
Si se representa la velocidad frente a la concentración del reactivo, [A], se obtiene una línea recta cuya
pendiente es la constante de velocidad, 𝑘, tal como se observa en la gráfica a).
3.2. La suma de los exponentes a los que se elevan todas las concentraciones de las sustancias que
participan en la ecuación de velocidad de una reacción química se denomina:
a) Velocidad de la reacción
b) Mecanismo de la reacción
c) Orden de la reacción
d) Secuencia de reacción
En una reacción que transcurre en una etapa elemental:

𝑎 A + 𝑏 B ® Productos
los coeficientes estequiométricos coinciden con los órdenes de reacción respecto de cada uno de los reac-
tivos.
donde 𝑎 y 𝑏 son los órdenes de reacción respecto a cada uno de los reactivos. El orden total de la reacción
es (𝑎 + 𝑏).
3.3. Cuando las sustancias P y Q reaccionan para formar productos, el orden global de la reacción es 3.
¿Cuál de las siguientes ecuaciones de velocidad, correspondientes a la reacción indicada, no será posible?
a) v = k [P]2 [Q]
b) v = k [P]0 [Q]3
c) v = k [P] [Q]3
d) v = k [P] [Q]2 [H. ]0
(O.Q.L. Murcia 1999) (O.Q.L. Murcia 2001) (O.Q.L. Castilla y León 2020)
El orden total de la reacción es para cada uno de los casos:

a) Orden = 2 + 1 = 3
b) Orden = 0 + 3 = 3
c) Orden = 1 + 3 = 4
d) Orden = 1 + 2 = 3
3.4. Una disolución acuosa de yodo reacciona con una disolución acuosa de propanona, puesta en exceso
y en presencia de la suficiente concentración de un ácido, de acuerdo a la
ecuación:
CH3 COCH3 (aq) + I2 (aq) ® CH3 COCH2 I(aq) + HI(aq)
La gráfica de la figura representa la concentración de yodo que permanece en
la disolución, sin reaccionar, a lo largo del tiempo. Según ella, y en las condi-
ciones de la experiencia, se puede decir que la velocidad de la reacción es:
a) Directamente proporcional a [I2 ].
b) Inversamente proporcional a [I2 ].
c) Directamente proporcional a [I2 ][CH3 COCH3 ].
d) Independiente de [I2 ].
De la imagen se deduce que se trata de una reacción de orden cero y que la concentración de yodo, [I! ]:
[I! ] = [I! ]P − 𝑘𝑡
La velocidad de la reacción se define como:
𝑑[I! ] 𝑑([I! ]P − 𝑘𝑡)
– = – = – 𝑘
𝑑𝑡 𝑑𝑡
3.5. ¿Cuál de las siguientes gráficas, para una reacción de primer orden, podría llevar rotulado en el
eje X: tiempo, y en el eje Y: masa de reactante?

a) b) c) d)
La ecuación que la relaciona la cantidad de reactante con el tiempo en una reacción de primer orden es:
A = AP e(fg
Se trata de una ecuación exponencial cuya representación gráfica se corresponde con la figura a).
3.6. Si el orden de una reacción respecto al componente A es cero, eso quiere decir que:
a) La velocidad de reacción es independiente de la concentración de A.
b) La velocidad de reacción es independiente de la temperatura.
c) La velocidad de reacción no puede determinarse experimentalmente.
d) La reacción no es apreciable
La ecuación de velocidad de una reacción de orden cero respecto del componente A es:
𝑣 = 𝑘[A]P = 𝑘
La velocidad de la reacción no depende de [A] y solo depende de 𝑘 y, esta, según la expresión de Arrhenius
(1889), solo depende de la temperatura.
𝐸6
𝑅𝑇
3.7. Una reacción A ® B, transcurre al 50 % en 30 minutos. ¿Cuánto tiempo debe pasar desde el inicio
de la reacción hasta que transcurre al 75 %, suponiendo que es de primer orden?
a) 45 min
b) 75 min
c) 60 min
d) Para calcularlo es necesario conocer la constante de reacción.
[A]P
[A] =
2
La ecuación de velocidad integrada para una reacción de primer orden es:
[𝐴]
ln = – 𝑘 𝑡
[A]P
[A]P /2 ln 2 0,693
ln = – 𝑘 𝑡½ → 𝑘 = = = 2,3·10(! min()
[A]P 𝑡½ 30 min
Cuando la reacción ha transcurrido al 75 %, se tiene que [A] = 0,25· [A]P y el tiempo empleado es:
ln ([A]P /0,25 · [A]P )
𝑡= = 60 min
2,3·10(! min()
3.8. La vida media de una reacción de segundo orden es de 25,0 s cuando la concentración inicial de
reactivo es 0,500 M. ¿Cuál es la constante de velocidad de esta reacción?
a) 3,22 L mol–1 s –1
b) 8,00·10–2 s –1
c) 8,00·10–2 L mol–1 s –1
d) 2,77·10–2 s –1
e) 2,77·10–2 L mol–1 s –1
(O.Q.N. Vigo 2006)
La ecuación de velocidad integrada para una reacción de segundo orden es:

1 1
− = 𝑘 𝑡
[A] [A]P
[A]P
[A] =
2
Sustituyendo en la ecuación:
2 1 1
− = 𝑘 𝑡½ → 𝑘 =
[A]P [A]P 𝑡½ [A]P
1
𝑘= = 8,00·10(! L mol() s()
(25,0 s) · (0,500 mol L() )
3.9. La reacción: 2 N2 O5 (g) ® 2 N2 O4 (g) + O2 (g), obedece a la ley de velocidad:

Δ[N2 O5 ]/Δt = 6,210·10–4 [N2 O5 ].
Si la concentración inicial de N2 O5 es 0,5000 M, ¿cuánto tiempo tardará en disminuir hasta el 30 % de la
cantidad inicial?
a) 5.430 s
b) 5.647 s
c) 1.939 s
d) 3.877 s
e) 4.354 s
(O.Q.N. Vigo 2006) (O.Q.N. Valencia 2020)
Se trata de una reacción de primer orden y la ecuación de velocidad integrada para la misma es:
[N! O$ ]
ln = – 𝑘 𝑡
[N! O$ ]P
El tiempo que debe transcurrir para que [N! O$ ] = 0,30 · [N! O$ ]P = 0,1500 M es:
0,5000 M
ln ®0,1500 M°
𝑡= = 1.939 s
(6,21·10(2 s()
3.10. En la reacción:
CH3 Br + KOH ® CH3 OH + KBr
el orden de velocidad respecto del KOH es:
a) Indeterminable con estos datos.
b) Cero
c) Uno
d) Dos
e) Ninguna de las anteriores.
Sin datos acerca de la velocidad de reacción es imposible determinar el orden respecto a cualquier sus-
tancia que intervenga en ella.
3.11. En una reacción de primer orden, después de un periodo de tiempo de tres veces la vida media,
la fracción de reactivo inicial que queda sin reaccionar es:
a) 1/12
b) 1/6
c) 1/16
d) 1/8
En una reacción de primer orden la ecuación de velocidad integrada es:

[A]
ln = – 𝑘 𝑡
[A]P
y la relación existente entre la constante de velocidad y la vida media viene dada por la ecuación:
ln 2
𝑘=
𝑡½
Se obtiene que la relación entre las concentraciones es:
[A] ln 2 [A] 1
ln = – · (3 𝑡½ ) → =
[A]P 𝑡½ [A]P 8
3.12. La reacción de descomposición del agua oxigenada es la siguiente:

H2 O2 (aq) ® H2 O(l) + ½ O2 (g) y la ecuación de velocidad, v = k [H2 O2 ].
–𝟒 –1
Sabiendo que k = 7,30·10 s , calcule el tiempo necesario para la desaparición del 60 % del agua oxi-
genada a partir de una concentración inicial de 0,500 M es:
a) 545 s
b) 304 s
c) 20,9 min
d) 11,7 min
Se trata de una reacción de orden 1 y la ecuación de velocidad integrada para este tipo de reacciones es:
[H! O! ]
ln = – 𝑘 𝑡
[H! O! ]P
El tiempo cuando ha desaparecido el 60 % de la concentración inicial de agua oxigenada es:
0,500 M
ln 1 min
(1 − 0,60) · 0,500 M
𝑡= (2 ()
= 1,26·103 s · = 21,0 min
7,30·10 s 60 s
3.13. La constante de velocidad de la reacción:

2 N2 O5 (g) ® 4 NO2 (g) + O2 (g) es k = 3,00·10–3 s –1 .
Para esta reacción puede afirmarse que:
a) La velocidad de la reacción es directamente proporcional al cuadrado de la concentración de N2 O5 .
b) El tiempo necesario para que la concentración inicial de N2 O5 se reduzca a la mitad vale 231 s.
c) El tiempo necesario para que la concentración inicial de N2 O5 se reduzca a la mitad es mayor cuanto
mayor es dicha concentración inicial.
d) La reacción es de orden uno respecto al O2 .
e) El orden global de la reacción es siete.
(O.Q.N. Castellón 2008)
Si la constante de velocidad tiene unidades de s() quiere decir que se trata de una reacción de orden 1,
por tanto, la ley de velocidad es:
𝑣 = 𝑘 [N! O$ ]
Las unidades de la constante de velocidad son:
𝑣 mol L() s()
𝑘= → = s()
[N! O$ ] mol L()
a-d-e) Falso. Es una reacción de orden 1 y la propuesta sería correcta para una reacción de orden 2.
b) Verdadero. En una reacción de orden 1, el valor del tiempo que tarda en reducirse a la mitad la con-
centración de un reactivo, 𝑡½ , se obtiene mediante la expresión:
ln 2 0,693
𝑡½ = = = 231 s
𝑘 3,00·10(% s()
c) Falso. En el caso de una reacción de orden 1 el tiempo que tarda en reducirse a la mitad la concentra-
ción de un reactivo es independiente de la concentración inicial del mismo.
ln 2
𝑡½ =
𝑘
Sería correcto para una reacción de orden 2 en la que el valor de 𝑡½ se obtiene mediante la expresión:
1
𝑡½ =
𝑘 [A]P
3.14. La combustión del gas propano tiene lugar según la ecuación:

C3 H8 + 5 O2 ® 3 CO2 + 4 H2 O
Con esta información puede asegurarse que:
a) El orden total de la reacción directa es 6.
b) El orden total de la reacción inversa es 7.
c) Para quemar un mol de propano se necesitan 5 mol de O2 .
d) El orden total de la reacción directa depende de la presión de O2 .
e) Los moles de O2 necesarios para quemar 1 mol de propano dependen del mecanismo de la reacción.
(O.Q.L. La Rioja 2008) (O.Q.L. Castilla-La Mancha 2010) (O.Q.L. La Rioja 2012) (O.Q.L. La Rioja 2018)
a-b-d) Falso. Sin datos cinéticos experimentales es imposible determinar el orden de una reacción. La
estequiometría de la reacción solo coincide con el orden de la misma en las reacciones elementales, aque-
llas que transcurren en una única etapa.
La ecuación de la velocidad de la reacción propuesta es:
𝑣 = 𝑘 [C% HF ]R [O! ]S
Sin los datos cinéticos experimentales es imposible determinar los valores de 𝑎 y 𝑏, los órdenes parciales
respecto a cada reactivo.
c) Verdadero. La estequiometría de la reacción indica que un mol de propano reacciona con cinco moles
de oxígeno.
e) Falso. Los moles de O! necesarios para la combustión del propano vienen determinados por la este-
quiometría de la reacción.
(En la cuestión propuesta en La Rioja 2012 se cambia la combustión de C% HF por C$ H)! ).
3.15. En una reacción de primer orden del tipo A ® P, si el 90 % de A se convierte en P en 30,0 min,
¿cuál es el tiempo de vida media?
a) 18,0 min
b) 9,03 min
c) 0,076 min
d) 0,11 min
e) 13,0 min
(O.Q.N. Sevilla 2010)
[A]P
[A] =
2
[A]
ln = – 𝑘 𝑡
[A]P
Sustituyendo en la ecuación se obtiene la expresión de 𝑘 en función de 𝑡½ :

[A]P /2 ln 2
ln = – 𝑘 𝑡½ → 𝑘 =
[A]P 𝑡½
La ecuación que se obtiene es:
[A] 0,693
ln = – 𝑡
[A]P 𝑡½
El valor del tiempo de vida media en las condiciones propuestas es:
0,693 · 30,0 min
𝑡½ = = 9,03 min
[A]P
ln
(1 − 0,90) [A]P
3.16. El fosfano se utiliza para matar insectos y roedores. La degradación de la fosfina es muy rápida y
se puede representar por la reacción:
4 PH3 (g) ® P4 (g) + 6 H2 (g)
que obedece a una ley de primer orden, v = 1,98·10–2 [PH3 ]. ¿Cuál es el tiempo para que se descomponga
el 50 % del fosfano?
a) 15 s
b) 150 s
c) 198 s
d) 35 s
e) 350 s
(O.Q.N. Valencia 2011) (O.Q.L. Murcia 2012)
La ecuación de velocidad integrada para una reacción de orden 1 es:

[PH% ]
ln = – 𝑘 𝑡
[PH% ]P
El valor del tiempo cuando se ha descompuesto el 50 % de la concentración inicial de fosfano es:
[PH% ]P
ln ‰ Š
0,50 [PH% ]P
𝑡= = 35 s
1,98·10(! s()
3.17. Una sustancia desaparece siguiendo una cinética de primer orden, con un t ½ de 34,0 s. ¿Cuánto
tiempo se requerirá para que la concentración de la sustancia disminuya hasta un 12,5 % del valor inicial?
a) 11 s
b) 68 s
c) 102 s
d) 204 s
d) 272 s
(O.Q.L. La Rioja 2011) (O.Q.L. Madrid 2015)
[A]P
[A] =
2
[A]
ln = – 𝑘 𝑡
[A]P
[A]P /2 ln 2
ln = – 𝑘 𝑡½ → 𝑘 =
[A]P 𝑡½
0,693
𝑘= = 2,04·10(! s()
34,0 s
El tiempo transcurrido cuando queda un 12,5 % de la concentración inicial de sustancia es:
[A]
ln 0,125 ·P[A]
P
𝑡= = 102 s
2,04·10(! s()
3.18. Para una reacción irreversible, A ® B, ¿qué representación mostraría un comportamiento lineal
si la reacción es de segundo orden respecto de A?
a) [A] vs. tiempo
b) 1/[A] vs. tiempo
c) [A]2 vs. tiempo
d) 1/[A]2 vs. tiempo
e) ln [A] vs. tiempo
f) log [A] vs. tiempo
(O.Q.L. La Rioja 2011) (O.Q.L. Valencia 2017)
La ecuación de velocidad integrada para una reacción de segundo or-

den es:
1 1
− = 𝑘 𝑡
[A] [A]P
Si se representa 1/[A] frente a 𝑡 se obtiene una línea recta cuya pen-
diente es la constante de velocidad, 𝑘 y, cuya ordenada en el origen
es, 1/[A]P .
3.19. Cuando la sacarosa, C12 H22 O11 , se disuelve en agua en presencia de un catalizador ácido, reac-
ciona según la ecuación, C12 H22 O11 + H2 O ® 2 C6 H12 O6 . La reacción sigue la ley de velocidad:
v = k [C12 H22 O11 ].
Si 3,00 g de sacarosa disminuyen a 2,70 g en un tiempo de 2,50 h, en presencia de una cierta cantidad de
catalizador ácido, ¿cuál es la vida media para esta reacción en estas condiciones?
a) 12,5 h
b) 16,4 h
c) 23,7 h
d) 37,9 h
(O.Q.L. Galicia 2012) (O.Q.L. Madrid 2012) (O.Q.L. Galicia 2017)
[A]P
[A] =
2
[A]
ln = – 𝑘 𝑡
[A]P
[A]P /2 ln 2
ln = – 𝑘 𝑡½ → 𝑘 =
[A]P 𝑡½
Combinando ambas expresiones la ecuación que se obtiene es:
[A] 0,693
ln = – 𝑡
[A]P 𝑡½
El valor de la constante tiempo de vida media es:
0,693 · (2,50 h)
𝑡½ = = 16,4 h
3,00
ln ®2,70°
(Cuestión similar a la propuesta en Sevilla 2010).
3.20. ¿Qué gráfico representa el comportamiento de una reacción de primer orden?

a) b) c) d) e)
La ecuación que la relaciona la cantidad de reactivo con el tiempo

en una reacción de primer orden es:
[A] = [A]P e(fg
que de forma linealizada se puede escribir como:
ln [A] = ln [A]P − 𝑘 𝑡
Si se representa ln [A] vs. 𝑡 se obtiene una línea recta cuya pen-
diente es, –𝑘 y, su ordenada en el origen, ln [A]P . De todas las grá-
ficas propuestas la que describe ese comportamiento es la C.
3.21. La siguiente reacción es de primer orden respecto al N2 O5 :

2 N2 O5 (g) ® 4 NO2 (g) + O2 (g)
Si la vida media para esta reacción es de 19,0 min, ¿cuál es la constante de velocidad?
a) 0,0158 min–1
b) 0,0263 min–1
c) 0,0365 min–1
d) 0,0526 min–1
[N! O$ ]P
[N! O$ ] =
2
[N! O$ ]
ln = – 𝑘 𝑡
[N! O$ ]P
Sustituyendo en la ecuación queda como:

[N! O$ ]P /2
ln = – 𝑘 𝑡½
[N! O$ ]P
ln 2 0,693
𝑘= = = 0,0365 min–)
𝑡½ 19,0 min
3.22. Se estudia la reacción química A ® B y se mide la velo-

cidad de reacción para diferentes concentraciones de A. Los va-
lores obtenidos se muestran en la gráfica (ejes en escala lo-
garítmica). De acuerdo a esta información, se puede establecer
que esta reacción es:
a) De orden cero.
b) De primer orden.
c) De segundo orden y en presencia de un catalizador.
d) De segundo orden y en ausencia de un catalizador.
¿Qué gráfico representa el comportamiento de una reacción de primer orden?
La ecuación de velocidad para una reacción de primer orden es:

𝑣 = 𝑘 𝑐i
aplicando logaritmos a esa expresión se obtiene:
log 𝑣 = log 𝑐i + log 𝑘
Si se representa log 𝑣 vs. log 𝑐i se obtiene una línea recta de pendiente, 1 y, ordenada en el origen, log 𝑘.
3.23. Dada la gráfica t ½ (tiempo necesario para que la concentración ini-

cial del reactivo se reduzca a la mitad) frente a la concentración del reactivo
(X) que se muestra a continuación:
Se puede afirmar que la reacción es de orden:
a) 0
b) 1
c) 2
d) Ninguna de la anteriores.
§ En una reacción de orden 0 la ecuación de velocidad integrada es:

[X]P
[X] = [X]P − 𝑘 𝑡 para 𝑡½ ® [X] =
2
[X]P [X]P
= 𝑘 𝑡½ se obtiene 𝑡½ =
2 2𝑘
La gráfica corresponde a una recta con pendiente positiva.
[X]P
ln[X] = ln[X]P − 𝑘 𝑡 para 𝑡½ ® [X] =
2

[X]P /2 ln 2
ln = – 𝑘 𝑡½ se obtiene 𝑡½ =
[X]P 𝑘
Como se observa, 𝑡½ es constante. La gráfica corresponde a una recta con pendiente nula.
1 1 [X]P
− = 𝑘 𝑡 para 𝑡½ ® [X] =
[X] [X]P 2
2 1 1
[X]P [X]P 𝑘 [X]P
Como se observa, 𝑡½ no es constante ya que depende de [X]P .
3.24. El orden parcial de reacción de una especie es:

a) El exponente de la concentración de esa especie en la ecuación de velocidad.
b) El coeficiente estequiométrico de una especie en la reacción.
c) Un número aleatorio.
d) La posición en que aparece en la reacción.
La velocidad de una reacción A ® B se define como:

𝑣 = 𝑘 [A]R
donde 𝑘 es la constante cinética o de velocidad, [A] es la concentración molar del reactivo A y 𝑎, el expo-
nente de la concentración, es el orden parcial de la reacción respecto a dicho reactivo.
3.25. De las siguientes afirmaciones seleccione la que sea correcta:

a) El orden de reacción ha de ser un número entero y positivo.
b) El tiempo de vida medio de una reacción de orden 1 es inversamente proporcional a la concentración
inicial de reactivo.
c) El orden de reacción aumenta con la temperatura.
d) En una etapa elemental, el orden de reacción coincide con la molecularidad.
a) Incorrecto. Desde el punto de vista experimental, el orden de una reacción puede tener cualquier valor.
b) Incorrecto. En una reacción de primer orden la ecuación de velocidad integrada es:
[A]
ln = – 𝑘 𝑡
[A]P
y la relación existente entre la constante de velocidad y la vida media viene dada por la ecuación:
ln 2
𝑘=
𝑡½
y como se puede observar, el valor de 𝑡½ no depende de [A]P .
c) Incorrecto. En una reacción que transcurra en una etapa elemental, como por ejemplo:
𝑎 A ® Productos
solo entonces, los coeficientes estequiométricos coinciden con los órdenes de reacción respecto de cada
uno de los reactivos.

𝑣 = 𝑘 [A]R
donde 𝑎 es el orden de la reacción, que como se puede observar, solo depende de la estequiometría de la
reacción y para nada de la temperatura.
d) Correcto. La estequiometría de la reacción solo coincide con el orden de la misma en las reacciones
elementales, aquellas que transcurren en una única etapa.
3.26. Se estudia la reacción química A ® B y se mide la velocidad

de reacción para diferentes concentraciones de A. Los valores obte-
nidos se muestran en la gráfica (ejes en escala logarítmica). La ciné-
tica de la reacción es:
a) De orden cero.
b) De segundo orden.
c) De primer orden y en presencia de un catalizador.
d) De segundo orden y en ausencia de un catalizador.
La ecuación de velocidad para una reacción de segundo orden es:

𝑣 = 𝑘 𝑐i !
aplicando logaritmos a esa expresión se obtiene:
log 𝑣 = 2 log 𝑐i + log 𝑘
Si se representa log 𝑣 vs. log 𝑐i se obtiene una línea recta de pendiente, 2 y, ordenada en el origen, log 𝑘.
(Cuestión similar a la propuesta en Madrid 2016).
3.27. Una sustancia X en disolución se descompone según una reacción de segundo orden. Una disolu-
ción que inicialmente es 1,00 mol dm–3 en X requiere 0,50 h para que su concentración disminuya hasta
0,50 mol dm–3 . ¿Cuánto tiempo transcurrirá hasta que una disolución de X disminuya de concentración
1,00 mol dm–3 a 0,25 mol dm–3 ?
a) 0,50 h
b) 1,0 h
c) 1,5 h
d) 2,0 h
(O.Q.N. Salamanca 2018)
La ecuación de velocidad integrada para una reacción de segundo orden es:

1 1
− = 𝑘 𝑡
[A] [A]P
[A]P
[A] =
2
El valor de 𝑘 es:
2 1 1 1
− = 𝑘 𝑡½ → 𝑘 = = = 2,0 mol() dm% h()
[A]P [A]P 𝑡½ [A]P (0,50 h) · (1,00 mol dm(% )
El tiempo transcurrido hasta que la concentración inicial se reduzca hasta 0,25 mol dm(% es:
1 1
− = (2,0 mol() dm% h() ) · 𝑡 → 𝑡 = 1,5 h
(0,25 mol dm ) (1,00 mol dm(% )
(%
3.28. Una reacción de primer orden se realiza con una conversión del 20 % en 10 min. El valor de la
constante de velocidad k es:
a) 0,08 min–1
b) 0,022 min–1
c) 0,14 min–1
d) 0,26 min–1
(O.Q.L. Valencia 2018) (O.Q.L. Jaén 2019)

[A]
ln = – 𝑘 𝑡
[A]P
El valor de 𝑘 es:
(100 − 20)
ln = – 𝑘 · (10 min) → 𝑘 = 0,022 min()
100
3.29. Cuando se comparan cinéticas de primer orden y de segundo orden, ¿cuál de las siguientes pro-
posiciones se cumple?
a) La velocidad de una reacción de primer orden no depende de la concentración de los reactivos; mien-
tras que la velocidad de una reacción de segundo orden depende de la concentración de los reactivos.
b) El tiempo de semirreacción del proceso de primer orden no depende de la concentración inicial de los
reactivos; mientras que cuando es de segundo orden, sí depende.
c) Una reacción de primer orden sí puede ser catalizada; una reacción de segundo orden no siempre
puede ser catalizada.
d) En ambos casos, la concentración de los reactivos disminuye exponencialmente con el tiempo.
a) Falso. Las ecuaciones de velocidad para reacciones de orden 1 y 2 son, respectivamente:

𝑣 = 𝑘 [A] 𝑣 = 𝑘 [A] [B]
En ambos casos, la velocidad de la reacción depende de la concentración de los reactivos.
b) Verdadero. Para una reacción de orden 1 la ecuación de velocidad integrada 1:
ln[A] = ln[A]P − 𝑘 𝑡 (orden 1)
El periodo de semirreacción (cuando [X] = ½ [X]P ) se obtiene sustituyendo en la ecuación:
[A]P /2 ln 2
[A]P 𝑘
§ Para una reacción de orden 2 la ecuación de velocidad integrada es:
1 1
− = 𝑘 𝑡
[A] [A]P
El periodo de semirreacción (cuando [A] = ½ [A]P ) se obtiene sustituyendo en la ecuación:

2 1 1
[A]P [A]P 𝑘 [A]P
c) Falso. La catálisis no depende del orden de reacción.
d) Falso. Según se ha visto en el apartado b), para una reacción de orden 1, la variación de la concentra-
ción de los reactivos con el tiempo es exponencial; mientras que, para una de orden 2 es lineal.
3.30. El amoniaco se descompone en sus elementos constituyentes por contacto con un alambre ca-
liente de wolframio a 1.000 K. Los siguientes resultados han sido obtenidos en un proceso realizado a
volumen constante. Estime el orden de reacción que corresponde a la descomposición del amoniaco.
p (atm) 310 321 332 355 377 421 476
t (s) 0 100 200 400 600 1.000 1.500
a) 0
b) 1
c) 2
d) 3
La ecuación química correspondiente a la descomposición del amoniaco es:

2 NH% (g) D N! (g) + 3 H! (g)
La tabla de presiones correspondiente a esta reacción es:
NH% N! H!
𝑝AjAkA9l 𝑝 — —
𝑝Cm9j3HBmn95B 2𝑥 — —
𝑝HBmn95B — 𝑥 3𝑥
𝑝HAj9l 𝑝 − 2𝑥 𝑥 3𝑥
A partir de la misma se pueden obtener los valores de la presión del NH% al final de la reacción:
𝑝8"" = 𝑝 − 2𝑥
2𝑥 (atm) 310 11 22 45 67 111 166
𝑝8"" (atm) 310 299 288 265 243 199 144
t (s) 0 100 200 400 600 1.000 1.500
Representando 𝑝 vs. 𝑡 (orden 0), ln 𝑝 vs. 𝑡 (orden 1) y 1/𝑝 vs. 𝑡 (orden 2) se obtienen las siguientes
gráficas:

!
Las gráficas obtenidas para orden 1 y orden 2, tienen peores coeficientes de correlación (𝑅 ) 0,9894 y
0,957; respectivamente, que la que se obtiene para una cinética de orden 0 (1,00), por tanto, la descom-
posición del NH% tiene una cinética de orden 0.

(Sin la ayuda de la hoja de cálculo Excel de Microsoft resulta complicado distinguir en las cinéticas de
orden 0 y 1).
3.31. El etano se descompone a 700 °C siguiendo una cinética de primer orden con una constante de
velocidad de 5,5·10–4 s –1 . El tiempo de vida media para esta reacción es:
a) 9,1 min
b) 15 min
c) 21 min
d) 30 min
La ecuación que relaciona la constante de velocidad, 𝑘, y la vida media, 𝑡½ , para una reacción de primer
orden es:
ln 2 = 𝑘 𝑡½
El tiempo de vida media de la reacción es:
ln 2 1 min
𝑡½ = (2 ()
· = 21 min
5,5·10 s 60 s
3.32. Un compuesto se descompone según una reacción de primer orden con una constante de veloci-
dad k = 0,00854 s –1 . Calcule la concentración después de 5,0 min para una concentración inicial de 1,2
M.
a) 0,010 M
b) 0,093 M
c) 0,92 M
d) 1,1 M
En una reacción de primer orden la ecuación de velocidad integrada es:

[A]
ln = – 𝑘 𝑡
[A]P
La concentración de reactivo pasado el tiempo propuesto es:
[A] 60 s
ln = – (0,00854 s() ) · (5,0 min) · → [A] = 0,093 M
1,2 1 min
3.33. Cuando se estudia la velocidad de la reacción de descomposición de cierto compuesto se observa

que el periodo de semirreacción varía con la concentración inicial del compuesto. Por tanto, se puede
afirmar que el orden de la cinética de descomposición es:
a) Orden 0
b) Primer orden
c) Segundo orden
d) La información es insuficiente para decidir.
(O.Q.N. Valencia 2020)

[G]+
[X] = [X]P − 𝑘 𝑡 para 𝑡½ ® [X] =
!

[X]P [X]P
= 𝑘 𝑡½ se obtiene 𝑡½ =
2 2𝑘
La gráfica corresponde a una recta con pendiente positiva.

[X]P
ln[X] = ln[X]P − 𝑘 𝑡 para 𝑡½ ® [X] =
2
[X]P /2 ln 2
[X]P 𝑘
Como se observa, 𝑡½ es constante. La gráfica corresponde a una recta con pendiente nula.
1 1 [X]P
− = 𝑘 𝑡 para 𝑡½ ® [X] =
[X] [X]P 2
2 1 1
[X]P [X]P 𝑘 [X]P
Como se observa, 𝑡½ no es constante ya que depende de [X]P .
Tanto en las reacciones de orden 0 como en las orden 2, el tiempo de semirreacción depende de la con-
centración inicial, por tanto, si no se aporta información adicional sobre la cinética de la reacción no se
puede decidir nada acerca del orden de la misma.
3.34. El tiempo de vida media de una reacción química es:

a) El promedio de tiempo que tarda en finalizar la reacción.
b) El tiempo que tarda en formarse la mitad del producto.
c) El tiempo que tarda en consumirse la mitad del reactivo.
d) El promedio del tiempo que tarda en iniciarse la reacción.
El tiempo de vida media de una reacción se define como:

“el tiempo que tarda en consumirse la mitad del reactivo”
4. TEORÍAS DE COLISIONES Y DEL ESTADO DE TRANSICIÓN

4.1. Diga, en la gráfica adjunta, que magnitud re-
presenta la energía de activación de una reacción:
a) H
b) K
c) Q
d) M
La energía de activación, 𝐸6 , indica la barrera de

energía que deben superar los reactivos para con-
vertirse en productos.
De las magnitudes indicadas en la gráfica, la que representa la energía de activación de la reacción directa
es H.
4.2. En la reacción entre las sustancias X e Y se aprecia que algunos de los choques entre las partículas de
X y las de Y no dan lugar a productos. ¿Cuál es la afirmación más adecuada para explicarlo?
a) El sistema ya ha alcanzado el equilibrio.
b) La energía de activación de la reacción inversa es muy baja.
c) Las partículas de X e Y no colisionan con la debida orientación.
d) El “complejo activado” es muy inestable.
De acuerdo con la teoría de las colisiones, para que las partículas que colisionan den lugar a un producto,
es necesario que choquen con suficiente energía cinética y la orientación adecuada.

H2 (g) + Cl2 (g) ® 2 HCl ΔH = –22,1 kcal mol–1 y EA = 50,0 kcal mol–1 .
¿Cuál será la energía de activación de la siguiente reacción?
2 HCl(g) ® H2 (g) + Cl2 (g)
a) 94,2 kcal mol–1
b) 72,1 kcal mol–1
c) 27,9 kcal mol–1
d) 5,8 kcal mol–1
Como se observa en el diagrama de energía, la entalpía de la reacción se obtiene a partir de la diferencia

entre ambas energías de activación, directa e inversa:

Δ𝐻 = 𝐸6 (5AmKkC9) − 𝐸6 (AjrKm39)
En este caso:
–22,1 kcal mol–1 = 50,0 kcal mol–1 – 𝐸6 (AjrKm39) ® 𝐸6 (AjrKm39) = 72,1 kcal mol–1
4.4. La teoría de los choques expresa algunas veces la velocidad de reacción, v, de la forma siguiente:
v = p Z e–EA /RT
siendo Z la frecuencia de los choques, la exponencial, la probabilidad de que la energía de un choque sea
igual o mayor que EA y el factor estérico p proporciona una explicación de los choques:
a) Moleculares.
b) Con energía insuficiente.
c) Con energía suficiente.
d) Con orientación favorable.
El factor estérico 𝑝 indica que solo los choques con orientación favorable dan lugar a la formación de
productos. Por ejemplo, en la reacción:
N! O(g) + NO(g) ® N! (g) + NO! (g)
Los choques con orientación favorable son:
O
N NO N O NN N
O
Los choques con orientación desfavorable son:
N NO O N N NO O N O N N NO O N N NO

4.5. La teoría de los choques para las reacciones químicas establece que:
a) En cada choque molecular tiene lugar una reacción química.
b) Solo se producen choques energéticos.
c) Las velocidades de reacción son del orden de las velocidades moleculares.
d) La velocidad es directamente proporcional al número de choques por segundo.
La teoría de los choques dice que solo los choques que tengan la suficiente energía y orientación favorable
dan lugar a la formación de productos.
4.6. En una reacción química endotérmica se cumple que la:

a) Velocidad de reacción no se ve afectada por la temperatura.
b) Energía de activación de la reacción inversa es menor que la de la reacción directa.
c) Energía de activación de la reacción inversa es mayor que la de la reacción directa.
d) Energía de activación de la reacción directa aumenta cuanto más endotérmica es la reacción.
e) Energía de activación disminuye al aumentar la temperatura.
f) Energía de activación en ambas será la misma.
g) No se tiene información para afirmar nada respecto a la relación entre sus energías de activación.
h) Adición de un catalizador no afecta a la energía de activación.
(O.Q.L. Murcia 2002) (O.Q.L. Granada 2011) (O.Q.L. Galicia 2016)
a) Falso. De acuerdo con la expresión de Arrhenius (1889):

𝐸6
𝑅𝑇
al aumentar la temperatura, aumenta la constante de velocidad y, por consiguiente, la velocidad de la

reacción indistintamente de que la reacción sea exotérmica o endotérmica.
𝑣 = 𝑘 [A]R
b) Verdadero. La imagen muestra el diagrama energético de una reacción endotérmica, de la que se de-
duce que, 𝐸6 (5AmKkC9) > 𝐸6 (AjrKm39) .

c) Falso. Como se ha justificado en el apartado anterior.
d) Falso. De la imagen se deduce que, ∆𝐻 = 𝐸6 (5AmKkC9) − 𝐸6 (AjrKm39) .
e) Falso. La energía de activación es uno de los parámetros cinéticos de la reacción y no depende de la
temperatura.
f-g) Falso. Según se comprueba con el diagrama energético.
h) Falso. La adición de un catalizador disminuye por igual las energías activación de la reacción directa e
inversa.
4.7. En la reacción de combustión del carbón, este debe calentarse previamente, ¿por qué?
a) La reacción de combustión es endotérmica.
b) El número de moléculas que pueden sobrepasar la barrera de activación es mayor.
c) La reacción de combustión es exotérmica.
d) La reacción a temperatura ambiente no es espontánea.
En la reacción de combustión, con el calentamiento previo de las moléculas de oxígeno y de los átomos
de carbono se consigue que más partículas consigan la suficiente energía para superar la energía de acti-
vación del proceso que las convierta en dióxido de carbono.
4.8. En una reacción cuya ΔH = 15 kJ tiene una energía de activación de 70 kJ. Si se introduce un
catalizador la energía de activación baja a 40 kJ. ¿Cuánto vale ΔH para la reacción catalizada?
a) –15 kJ
b) 15 kJ
c) 45 kJ
d) –45 kJ
e) 50 kJ
f) –50 kJ
(O.Q.L. Castilla y León 2002) (O.Q.L. Asturias 2005) (O.Q.L. Castilla y León 2013) (O.Q.L. Castilla y León 2019)
Como se observa en la imagen, la adición de un catalizador a la reacción disminuye por igual las energías
de activación de las reacciones directa e inversa. La entalpía de la reacción es:
∆𝐻 = 𝐸6 (5AmKkC9) − 𝐸6 (AjrKm39) = 15 kJ

Si las energías de activación de ambas reacciones descienden lo mismo, la entalpía de la reacción no varía.
4.9. Para una determinada reacción, ΔH = –100 J mol–1 . Su energía de activación:

a) Debe ser igual y del mismo signo que ΔH.
b) Debe tener un valor positivo, independientemente del valor de ΔH.
c) Debe ser igual a la del proceso inverso cambiada de signo.
d) Aumentará con la temperatura, independientemente del valor de ΔH.
e) Es menor que la energía de activación del proceso inverso.
(O.Q.N. Tarazona 2003)
La siguiente imagen muestra el diagrama energético co-

rrespondiente a un proceso exotérmico.
a) Falso. La energía de activación representa el máximo
de energía requerido para los reactivos se conviertan en
productos, por tanto, 𝐸6 > 0 y en un proceso exotérmico,
Δ𝐻 < 0. Respecto a su valor absoluto, sí que sería posible
que ambas energías fueran idénticas.
b) Verdadero. La energía de activación representa el má-
ximo de energía requerido para los reactivos se convier-
tan en productos, por tanto 𝐸6 > 0 su valor no depende
del valor de Δ𝐻.
c) Falso. Como se observa en la imagen, la energía de activación de la reacción directa es siempre menor
que la energía de activación de la reacción inversa:
𝐸6 (5AmKkC9) < 𝐸6 (AjrKm39)
d) Falso. Tal como se muestra en la expresión de Arrhenius (1889):
𝐸6
𝑅𝑇
la energía de activación, 𝐸6 , y el factor preexponencial o de frecuencia, 𝑘P , son constantes específicas de
cada reacción y no dependen de la temperatura.
e) Verdadero. Como se observa en la imagen, en un proceso exotérmico, la energía de activación de la
reacción directa es siempre menor que la energía de activación de la reacción inversa:
𝐸6 (5AmKkC9) < 𝐸6 (AjrKm39)
Las respuestas correctas son b y e.

4.10. Dada una reacción química que se puede producir tanto de forma directa como inversa y sabiendo
que la reacción directa es endotérmica, se puede afirmar que:
a) La energía de activación de ambas será la misma.
b) La energía de activación de la inversa será menor que la directa.
c) No se tiene información para afirmar nada respecto a la relación entre sus energías de activación.
El diagrama energético correspondiente a una reacción endotérmica es:

Como se observa en la figura, 𝐸6 (5AmKkC9) > 𝐸6 (AjrKm39) .
4.11. ¿Cuáles de las siguientes afirmaciones son correctas?

i) La energía de activación es la mínima energía para que reaccionen las moléculas.
ii) Las reacciones con pequeña energía de activación tienen lugar fácilmente.
iii) Las reacciones con alta energía de activación tienen lugar fácilmente.
a) i y iii
b) i
c) Ninguna
d) i y ii
i) Verdadero. La imagen muestra que la energía de activación

representa la barrera de energía de deben superar los reac-
tivos para convertirse en productos.
ii) Verdadero. Si, 𝐸6 (5AmKkC9) es baja, es fácil que los reactivos
se transformen en productos.
iii) Falso. Si, 𝐸6 (5AmKkC9) es alta, es difícil que los reactivos se
transformen en productos.
4.12. La reacción:
A + 2 B ® C + 2 D ΔH = 25 kJ
¿Cuál será el valor de la energía de activación?
a) –25 kJ
b) 25 kJ
c) Menos de 25 kJ
d) Más de 25 kJ
El diagrama energético correspondiente a una reacción endotérmica es:


Como se observa en la figura, 𝐸6 (5AmKkC9) > ∆𝐻.
4.13. Hace mucho tiempo que se quema la madera para calentarse. Sin embargo, si se quiere disponer
de este calor, el paso previo es encender el fuego. Esto es debido a que a temperatura ambiente:
a) Las moléculas no pueden superar la energía de activación.
b) La reacción no es espontánea.
c) La reacción es espontánea.
d) La madera utilizada no está seca.
Suponiendo que la madera es celulosa, a temperatura ambiente, las moléculas de celulosa y de oxígeno
no tienen la suficiente energía para superar la energía de activación del proceso que las convierta en
dióxido de carbono y agua.
4.14. En la reacción A ® B, la concentración de A desciende desde 10 mol L–1 en el instante inicial hasta
2,0 mol L–1 a los 50 s. Además, se determina que a presión y temperatura la reacción es espontánea y
endotérmica. Indique cuál de las siguientes afirmaciones es correcta:
a) Puesto que el proceso es endotérmico no puede ser espontáneo.
b) B tiene una estructura más ordenada que A.
c) La velocidad de desaparición de A es 1,6 mol L–1 s –1 .
d) La reacción directa e inversa tienen la misma energía de activación.
e) La energía de activación de A es menor que la energía de activación de B, (EA < EB ).
(O.Q.L. Sevilla 2007)
a) Falso. El valor de la energía de Gibbs, que se calcula mediante la siguiente expresión:

∆𝐺 = ∆𝐻 − 𝑇∆𝑆 < 0 ® proceso espontáneo
proporciona el criterio para decidir si un proceso es o no espontáneo.
Para que esto ocurra en un proceso endotérmico, ΔH > 0, es preciso que se cumpla la condición de que
|Δ𝐻| − |𝑇Δ𝑆| < 0, y eso solo tiene lugar si aumenta el desorden, ΔS > 0, y la temperatura es elevada.
b) Falso. Tal como se ha justificado en el apartado anterior, si ΔS > 0, entonces, 𝑆7 > 𝑆6 .
c) Falso. La velocidad de desaparición de A es:
(10 − 2,0) mol L()
𝑣 = – = 0,16 mol L() s()
50 s
d) Falso. Como se deduce de la imagen correspondiente al diagrama energético de una reacción endotér-
mica:
∆𝐻 = 𝐸6 (5AmKkC9) − 𝐸6 (AjrKm39) .> 0
y el valor, 𝐸6 (5AmKkC9) > 𝐸6 (AjrKm39) .

e) Falso. La propuesta carece de sentido ya que las especies no poseen energía de activación, este término
se refiere a los procesos directo e inverso.
4.15. La información cinética para la reacción:

C2 H6 D C2 H4 + H2 EA = 58,0 kcal
y para la reacción catalizada:
C2 H4 + H2 D C2 H6 EA = 10,7 kcal
¿Cuál será la energía de activación para la reacción no catalizada?
a) 47,3 kcal
b) 68,7 kcal
c) 25,3 kcal
d) 40,7 kcal
(Datos. Δf H (kcal mol–1 ): C2 H6 = –20,2; C2 H4 = 12,5).
Con los datos proporcionados se puede dibujar el siguiente dia-

grama energético:
A partir del mismo que se deduce que:
∆𝐻 = 𝐸6 (5AmKkC9) − 𝐸6 (AjrKm39)
El valor de 𝐸6 (5AmKkC9) es:
𝐸6 (5AmKkC9) = 58,0 kcal – [12,5 – (–20,2)] kcal = 25,3 kcal
4.16. La energía de activación puede definirse como:

a) La diferencia entre el contenido energético del complejo activado y el de los productos.
b) La diferencia entre el contenido energético del complejo activado y el de los reactivos.
c) La diferencia entre el contenido energético de los reactivos y el de los productos de la reacción.
d) La energía que se libera en la reacción.
(O.Q.L. País Vasco 2007) (O.Q.L. País Vasco 2009)
La siguiente imagen muestra el diagrama de energía de una

reacción exotérmica.
En la misma, se observa que la energía de activación de la reac-
ción directa representa la diferencia entre el contenido ener-
gético del complejo activado, compuesto intermedio de estruc-
tura compleja muy rico en energía, y el de los reactivos.
4.17. La energía de activación de una reacción química:

a) Es pequeña en las reacciones exotérmicas.
b) Es grande en las reacciones endotérmicas.
c) Es numéricamente igual a la ΔH de la reacción.
d) Es independiente de la ΔH de la reacción
La energía de activación representa la barrera de energía de deben superar los reactivos para convertirse
en productos y es independiente del valor de la entalpía de la reacción.
4.18. Para una reacción endotérmica, que se realiza en una sola etapa, se ha determinado el calor de
reacción (ΔH = 100 kJ). De los siguientes valores para la energía de activación, ¿cuál se puede descartar
con seguridad?
a) 125 kJ
b) 150 kJ
c) 59 kJ
d) 102 kJ
A la vista del siguiente diagrama de energía, la variación de ental-

pía de la reacción puede calcularse a partir de la expresión:
Δ𝐻 = 𝐸6 (5AmKkC9) – 𝐸6 (AjrKm39)
Si se trata de un proceso endotérmico debe cumplirse que:
𝐸6 (5AmKkC9) > Δ𝐻
de lo que se deduce que el valor de 59 kJ es absurdo.
4.19. Si para la reacción:

2 NO2 (g) ® N2 O4 (g) EA = 13 kJ y ΔH = –57 kJ:
a) El valor de la energía de activación para el proceso inverso valdrá 70 kJ.
b) Se trata de una reacción endotérmica.
c) Se puede asegurar que v = k [NO2 ]½ .
d) Si se añade un catalizador la energía de activación no variará.
a) Verdadero. Como se deduce del diagrama de energía que muestra la imagen, la entalpía de la reacción
se obtiene a partir de la diferencia entre ambas energías de activación, directa e inversa:
En este caso:
–57 kJ = 13 kJ – 𝐸6 (AjrKm39) .
Se obtiene, 𝐸6 (AjrKm39) = 70 kJ.
b) Falso. Se trata de un proceso exotérmico ya que ∆𝐻 < 0.
c) Falso. No se dispone de datos cinéticos para poder deter-
minar la ecuación de velocidad.
d) Falso. Según se observa en el diagrama de energías.
4.20. Una reacción es endotérmica con una ΔH = 100 kJ mol–1 . Si la entalpía de activación de la reacción
directa es 140 kJ mol–1 , ¿cuál es la entalpía de activación de la reacción inversa?
a) 100 kJ mol–1
b) 40,0 kJ mol–1
c) 140 kJ mol–1
d) 240 kJ mol–1
Como se observa en el diagrama de energía, la entalpía de la

reacción se obtiene a partir de la diferencia entre ambas ener-
gías de activación, directa e inversa:
En este caso:
100 kJ = 140 kJ − 𝐸6 (AjrKm39)
𝐸6 (AjrKm39) = 40,0 kJ mol()

CH3 CH2 Br ® CH2 =CH2 + HBr ΔH = 75,24 kJ mol–1 y EA = 234,08 kJ mol–1 .
Con estos datos, se puede decir que:
a) Se trata de una reacción exotérmica.
b) Se trata de una reacción endogámica.
c) Se trata de una reacción de orden 1.
d) La energía de activación de la reacción inversa es 158,84 kJ mol–1 .
a) Falso. Se trata de un proceso endotérmico ya que Δ𝐻 > 0.

b) Falso. Se trata de una propuesta absurda.
c) Falso. No se dispone de datos cinéticos para poder de-
terminar la ecuación de velocidad.
d) Verdadero. Como se observa en el diagrama de energía,
la entalpía de la reacción se obtiene a partir de la diferen-
cia entre ambas energías de activación, directa e inversa:
Δ𝐻 = 𝐸6 (5AmKkC9) − 𝐸6 (AjrKm39)
En este caso:
75,24 kJ = 234,08 kJ – 𝐸6 (AjrKm39)
𝐸6 (AjrKm39) = 158,8 kJ
4.22. La entalpía de una reacción química, cuyo diagrama entálpico

se presenta en la figura, es de –226 kJ y la energía de activación de la
reacción inversa es 360 kJ. Se puede afirmar que la energía de acti-
vación de la reacción directa es:
a) –586 kJ
b) –134 kJ
c) 134 kJ
d) 586 kJ
Como se observa en el diagrama de energía, la entalpía de la reacción se obtiene a partir de la diferencia

entre ambas energías de activación, directa e inversa:
En este caso:
–226 kJ = 𝐸6 (5AmKkC9) – 360 kJ ® 𝐸6 (5AmKkC9) = 134 kJ
4.23. De las siguientes afirmaciones sobre el gráfico señale la que

no es correcta:
a) 1 representa la energía de los reactivos.
b) 2 representa la energía de activación de la reacción directa y 4 la
energía de activación de la reacción inversa.
c) 3 representa la energía del complejo activado.
d) 5 representa la energía absorbida por la reacción que es igual a
12 kJ mol–1 .
a) Correcta. 1 representa la energía de los reactivos, 13 kJ mol() .

b) Correcta. 2 representa la energía de activación de la reacción directa, (25 – 13) = 12 kJ mol() .
4 representa la energía de activación de la reacción inversa, (25 – 0) = 25 kJ mol() .
c) Correcta. 3 representa la energía del complejo activado, (25 – 13) = 12 kJ mol() .
d) Incorrecta. 5 representa la energía liberada por la reacción, (13 – 25) = –12 kJ mol() .
4.24. Para una reacción endotérmica que se realiza en una sola etapa se ha determinado que el calor
de reacción vale 55 kJ. ¿Cuáles de los siguientes valores de energía de activación se pueden descartar con
seguridad?
Experiencia EA (directa) (kJ) EA (inversa) (kJ)
1 15 70
2 45 10
3 60 5
4 75 20
5 85 25
a) 1
b) 2 y 5
c) 1, 2 y 5
d) 2, 3, 4 y 5
Como se observa en el siguiente diagrama de energía, la entalpía de la reacción se obtiene a partir de la

diferencia entre ambas energías de activación, directa e inversa:
Experiencia 1: ∆𝐻 = 15 kJ – 70 kJ = –55 kJ
Experiencia 2: ∆𝐻 = 45 kJ – 10 kJ = 35 kJ
4.25. El carbono arde espontáneamente a temperatura ambiente en atmósfera de dioxígeno liberando

una gran cantidad de calor. Sin embargo, a 25 °C, un montón de carbón rodeado de aire (que contiene un
21 % de dioxígeno), permanece aparentemente inalterable, sin reacción alguna. Esto puede deberse a:
a) La concentración de dioxígeno es pequeña para que comience a arder.
b) Se necesita la presencia de un catalizador (por ejemplo, el polvo de carbón) para que las colisiones de
las moléculas de dioxígeno con el carbono tengan la orientación adecuada.
c) Se necesita un iniciador que haga que las colisiones sean eficaces.
d) Se necesita aportar una energía superior a la energía de activación para que comience la reacción.
El que el carbono no reaccione con el oxígeno a temperatura ambiente es debido a que, para que comience
dicha reacción, es necesario un aporte de energía superior a la energía de activación de la reacción.
4.26. En el siguiente diagrama de energía, la línea con-

tinua corresponde a la reacción no catalizada para la reac-
ción D ® E. Los valores de la entalpía de la reacción y de
las energías de activación directa e inversa, expresadas en
kJ mol–1 , son respectivamente:
a) 50, 23 y 50
b) –50, 67 y 23
c) 17, 67 y 50
d) –17, 50 y 67
Como se deduce de la imagen, las energías de activación son:

𝐸6 (5AmKkC9) = (90 – 40) = 50 kJ mol()
𝐸6 (AjrKm39) = (90 – 23) = 67 kJ mol()
La entalpía de la reacción puede calcularse a partir de la siguiente expresión:
∆𝐻 = 𝐸6 (5AmKkC9) − 𝐸6 (AjrKm39) = (50 – 67) = –17 kJ mol()
4.27. La energía de activación de una reacción química:

a) Es mínima en reacciones exotérmicas.
b) Es máxima en reacciones endotérmicas.
c) Es independiente del valor de ∆H de la reacción.
d) Se obtiene como cociente de ∆H /∆U.
Como se deduce de la imagen correspondiente al diagrama ener-

gético de una reacción endotérmica:
∆𝐻 = 𝐸6 (5AmKkC9) − 𝐸6 (AjrKm39) .
El valor de 𝐸6 es independiente del valor de ∆𝐻 de la reacción, es
al revés, el valor de ∆𝐻 está determinado por los valores de
𝐸6 (5AmKkC9) y 𝐸6 (AjrKm39) .

4.28. Si el valor para la ΔH de una reacción es –80 kJ mol–1 y su energía de activación es 50 kJ mol–1 , la
energía de activación de la reacción en sentido inverso será:
a) 50 kJ mol–1
b) 30 kJ mol–1
c) 130 kJ mol–1
d) 80 kJ mol–1
Como se deduce en el diagrama de energía que muestra la

imagen, la entalpía de la reacción se obtiene a partir de la
diferencia entre las energías de activación directa e inversa:
En este caso:
–80 kJ mol() = 50 kJ mol() – 𝐸6 (AjrKm39) .
Se obtiene, 𝐸6 (AjrKm39) = 130 kJ mol()
4.29. La reacción A + B ® AB presenta una entalpía de reacción de –85 kJ mol–1 y una energía de acti-
vación de 120 kJ mol–1 . ¿Cuál será la energía de activación del proceso AB ® A + B?
a) 35 kJ mol–1
b) 85 kJ mol–1
c) 120 kJ mol–1
d) 205 kJ mol–1
Como se deduce en el diagrama de energía que muestra la

imagen, la entalpía de la reacción se obtiene a partir de la
diferencia entre las energías de activación directa e in-
versa:
En este caso:
–85 kJ mol() = 120 kJ mol() – 𝐸6 (AjrKm39) .
Se obtiene, 𝐸6 (AjrKm39) = 205 kJ mol()
(Cuestión similar a la propuesta en La Rioja 2018).
4.30. ¿Cómo se denominan las especies químicas que se generan y se consumen a lo largo de las etapas
que conforman el mecanismo de una reacción química?
a) Intermedios
b) Inhibidores
c) Catalizadores
d) Facilitadores
Las especies químicas que aparecen en las etapas que constituyen un mecanismo de reacción y que se
forman en algunas etapas pero que se consumen en las sucesivas son los llamados compuestos interme-
dios, que son muy inestables ya que almacenan mucha energía potencial.
4.31. Al estudiar el perfil energético de una reacción química se observa que la energía de activación
del proceso directo es mayor que la del proceso inverso. En consecuencia, se cumple que:
a) La reacción directa es endotérmica.
b) La reacción directa es exotérmica.
c) Ante un aumento similar de la temperatura, la reacción inversa se acelera proporcionalmente más que
la reacción directa.
d) Con estos datos no puede saberse si la reacción es endotérmica o exotérmica.
a) Verdadero. A la vista del diagrama de energía

que muestra la imagen se deduce que la entalpía de
la reacción se obtiene a partir de la diferencia entre
las energías de activación directa e inversa:
Como en este caso se cumple que:
𝐸6 (5AmKkC9) > 𝐸6 (AjrKm39)
se trata de una reacción endotérmica,
b) Falso. Como se ha justificado en el apartado an-
terior.
c) Falso. Si el proceso es endotérmico, tal como se
ha justificado en el apartado a), un aumento de la temperatura favorece que se acelere más la reacción
directa que la inversa.
d) Falso. Se trata de una propuesta absurda.
4.32. La energía estándar de activación de una reacción es:

a) La diferencia de energía entre el estado basal de los productos y de los sustratos.
b) La diferencia de la entalpía menos la entropía del sistema
c) La energía basal de los sustratos en una reacción catalizada.
d) La energía libre adicional que han de alcanzar las moléculas para llegar al estado de transición.
La energía de activación, 𝐸A , es la energía que han de alcanzar los reactivos hasta llegar al estado de tran-
sición y convertirse en productos.

5. DEPENDENCIA DE LA VELOCIDAD CON LA TEMPERATURA. ECUACIÓN DE ARRHENIUS

5.1. Al elevar la temperatura a la que se realiza una reacción química:
a) Aumenta la velocidad de la reacción si esta es endotérmica, pero disminuye si es exotérmica.
b) Aumenta la velocidad de la reacción, tanto si la reacción es exotérmica como endotérmica.
c) Disminuye la concentración de los reactivos y, a consecuencia de ello, la constante de velocidad.
d) Aumenta la velocidad media de las partículas y, con ella, la energía de activación.
e) Disminuye la energía de activación.
(O.Q.N. Murcia 2000) (O.Q.L. Cádiz 2008) (O.Q.L. Madrid 2010) (O.Q.L. Asturias 2011) (O.Q.L. Cádiz 2018)
La velocidad de una reacción A ® B, viene dada por la expresión:

𝑣 = 𝑘[A]M
La relación entre la constante de velocidad, 𝑘, y la temperatura viene dada por la expresión de Arrhenius
(1889):
𝐸6
𝑅𝑇
a) Falso. De acuerdo con la expresión de Arrhenius, la constante de velocidad, 𝑘, aumenta al aumentar la
temperatura, indistintamente, que la reacción sea endotérmica o exotérmica.
b) Verdadero. Según se ha visto en la opción anterior.
c) Falso. No existe relación entre el aumento de temperatura y la disminución de [reactivos].
d-e) Falso. Aunque al aumentar la temperatura aumenta la velocidad media de las partículas, tanto la
energía de activación, 𝐸6 , como el factor preexponencial o de frecuencia, 𝑘P , son constantes específicas
de cada reacción.

a) A 25 °C y 1 atm, la energía cinética media de las moléculas de H2 es mayor que la de las moléculas de
N2 .
b) El orden de reacción no puede ser cero.
c) Un catalizador modifica el estado de equilibrio de una reacción aumentando el rendimiento de los
productos.
d) La energía de activación de una reacción es independiente de la temperatura.
e) Conociendo la constante de velocidad de una reacción a dos temperaturas, se puede calcular la entalpía
de dicha reacción.
f) La suma de los exponentes a los que se elevan todas las concentraciones de las sustancias que partici-
pan en la ecuación de velocidad de una reacción se denomina mecanismo de la reacción.
(O.Q.N. Barcelona 2001) (O.Q.N. Valencia 2011)
a) Falso. De acuerdo con la teoría cinético-molecular de Boltzmann, como ambos gases están a la misma
temperatura tienen la misma energía cinética media:
3
¿¿¿
𝐸w = 𝑘𝑇 siendo 𝑘 la constante de Boltzmann
2
b) Falso. Sea, por ejemplo, la reacción, A + B + C ® Productos, cuya ecuación de velocidad es:
𝑣 = 𝑘 [A]R [B]S [C]b
en la que el orden de una reacción es igual a la suma (𝑎 + 𝑏 + 𝑐) que sí puede ser 0.
En una reacción más simple, A ® Productos, la ecuación de velocidad es:
𝑣 = 𝑘 [A]R
𝑣 = 𝑘
c) Falso. Un catalizador no actúa sobre el estado de equilibrio de una reacción, su misión es disminuir la
energía de activación de las reacciones directa e inversa haciendo que se consiga el equilibrio en menos
tiempo, por tanto, no aumenta el rendimiento de los productos.
d) Verdadero. Tal como se muestra en la expresión de
Arrhenius (1889):
𝐸6
𝑅𝑇
la energía de activación, 𝐸6 , y el factor preexponencial
o de frecuencia, 𝑘P , son constantes específicas de cada
reacción y no dependen de la temperatura.
Si se representa gráficamente ln 𝑘 frente a 1/𝑇 se ob-
tiene una recta cuya pendiente es, –𝐸6 /𝑅, y cuya orde-
nada en el origen es, ln 𝑘P .
e) Falso. De acuerdo con la ecuación de Arrhenius (1889), conociendo las constantes de velocidad de una
reacción a dos temperaturas diferentes, se puede obtener su energía de activación, no su entalpía.
𝑘! 𝐸6 1 1
ln = ‰ − Š
𝑘) 𝑅 𝑇) 𝑇!
f) Falso. El mecanismo de una reacción es el conjunto de reacciones que hacen que los reactivos se trans-
formen en productos.
5.3. En una reacción química, en la que k es la constante cinética y K la constante termodinámica, al

aumentar la temperatura, siempre tiene que ocurrir que:
a) Aumentan k y K.
b) Disminuyen k y K.
c) En algunas reacciones K aumenta y en otras disminuye, pero k siempre aumenta.
d) En algunas reacciones k aumenta y en otras disminuye, pero K siempre aumenta.
e) La energía de activación aumenta.
(O.Q.N. Barcelona 2001) (O.Q.L. La Rioja 2013)
a-b-d) Falso. Al aumentar la temperatura, la constante cinética, 𝑘, siempre aumenta, y la constante ter-
modinámica, 𝐾, puede aumentar o disminuir según que la reacción sea endotérmica o exotérmica.
c) Verdadero. Al aumentar la temperatura la constante cinética, 𝑘, siempre aumenta, y la constante ter-
modinámica, 𝐾, puede aumentar o disminuir según que la reacción sea endotérmica o exotérmica.
e) Falso. Tal como se muestra en la expresión de Arrhenius (1889):
𝐸6
𝑅𝑇
Si se representa gráficamente ln 𝑘 frente a 1/𝑇 se obtiene una recta cuya pendiente es, –𝐸6 /𝑅, y cuya
ordenada en el origen es, ln 𝑘P .
5.4. La ecuación de velocidad de la reacción:

CO(g) + NO2 (g) ® CO2 (g) + NO(g)
a 300 °C es v = k [NO2 ]2 y a 400 °C v = k [NO2 ]2 [CO]
¿Qué conclusión se puede sacar de estos datos?
a) Son falsas, pues la ecuación de velocidad para una reacción química siempre es la misma.
b) El mecanismo es distinto a 300 °C que a 400 °C.
c) A 300 °C la reacción es más rápida.
d) A 300 °C no reacciona el CO(g).
La ecuación de velocidad de una reacción siempre es la misma, el único cambio que se puede producir es
en el valor de la constante de velocidad, 𝑘, que sí que depende de la temperatura, tal como muestra la
expresión de Arrhenius (1889) que relaciona la constante de velocidad con la energía de activación, la
temperatura y los parámetros cinéticos.
𝐸6
𝑅𝑇
De la misma se deduce que el valor de la constante de velocidad, 𝑘, aumenta si el valor de la temperatura
aumenta.
5.5. La velocidad de una determinada reacción aumenta en un factor de cinco cuando la temperatura
asciende desde 5,0 °C hasta 27,0 °C. ¿Cuál es la energía de activación de la reacción?
a) 6,10 kJ mol–1
b) 18,9 kJ mol–1
c) 50,7 kJ mol–1
d) 157 kJ mol–1
e) 15,7 kJ mol–1
(O.Q.N. Oviedo 2002) (O.Q.L. La Rioja 2013)
La constante de velocidad es proporcional a la velocidad de reacción, por tanto, la relación entre veloci-
dades es la misma que la relación entre constantes de velocidad, 5/1.
De acuerdo con la ecuación de Arrhenius (1889), conociendo las constantes de velocidad de una reacción
a dos temperaturas diferentes, se puede obtener su energía de activación:
𝑘! 𝐸6 1 1
ln = ‰ − Š
El valor de la energía de activación es:
𝐸6 1 1
ln 5 = ·‰ − Š
8,31·10 kJ mol() K ()
(% (5,0 + 273,15) K (27,0 + 273,15) K
Se obtiene, 𝐸6 = 50,8 kJ mol() .
5.6. La leche fresca se corta aproximadamente en 4 h a 28,0 °C pero tarda 48 h si está en el frigorífico
a 5,0 °C. ¿Cuál es la energía de activación para que se corte la leche?
a) 32,6 kJ
b) –32,6 kJ
c) 9,04 kJ
d) 75,2 kJ
e) –75,2 kJ
(O.Q.N. Tarazona 2003) (O.Q.L. Galicia 2018)
La constante de velocidad es proporcional a la velocidad de reacción, y esta a su vez es inversamente

proporcional al tiempo, por tanto, la relación entre las constantes de velocidad, 𝑘! /𝑘) , es la relación in-
versa entre los tiempos de los experimentos, (1/4)/(1/48) = 12.
𝑘! 𝐸6 1 1
ln = ‰ − Š
𝐸6 1 1
ln 12 = ·‰ − Š
(% ()
8,31·10 kJ mol K () (5,0 + 273,15) K (28,0 + 273,15) K
(En la cuestión propuesta en Galicia 2018 se proporcionan otros datos numéricos).
5.7. Una reacción de primer orden del tipo: A ® P, tiene una vida media (t ½ ) de 55,0 min a 25 °C y
6,00 min a 100 °C. ¿Cuál es la energía de activación para esta reacción?
a) –25,8 kJ mol–1
b) –38,8 kJ mol–1
c) 347 kJ mol–1
d) 25,8 kJ mol–1
e) 38,8 kJ mol–1
La ecuación que relaciona la constante de velocidad, 𝑘, y la vida media, 𝑡½ , para una reacción de primer
orden es:
ln 2 = 𝑘 𝑡½
Las constantes de velocidad a 25 °C y 100 °C son, respectivamente:
ln 2 ln 2
𝑘!$ °; = = 0,0126 min() 𝑘)PP °; = = 0,116 min()
55,0 6,00
𝑘! 𝐸6 1 1
ln = ‰ − Š
0,116 min() 𝐸6 1 1
ln Á Â= ·‰ − Š
0,0126 min () (% ()
8,31·10 kJ mol K () (25 + 273,15) K (100 + 273,15) K
5.8. La ecuación de velocidad de la reacción, A ® Productos, es v = k [A].

Indique cuál de las siguientes afirmaciones no es correcta:
a) Si se añade un catalizador positivo al medio donde se produce la reacción, sin variar la temperatura,
la constante de velocidad, k, no puede aumentar.
b) La velocidad de reacción y la constante de velocidad pueden ser iguales.
c) La constante de velocidad no se ve afectada por las concentraciones de A y de los productos.
d) La constante de velocidad se ve afectada por la temperatura.
La expresión de Arrhenius (1889) relaciona la constante de velocidad con la energía de activación y la

temperatura:
𝐸6
𝑅𝑇
a) Falso. Si se añade un catalizador disminuye la energía activación de la reacción. De acuerdo con la
expresión de Arrhenius, si la energía de activación disminuye, la constante 𝑘 aumenta.
b) Verdadero. De acuerdo con la ecuación de velocidad, si [A] = 1 M, se cumple que, 𝑣 = 𝑘.
c) Verdadero. De acuerdo con la expresión de Arrhenius, la constante de velocidad solo depende del valor
de la energía de activación y de la temperatura.
d) Verdadero. De acuerdo con la expresión de Arrhenius, si la temperatura de la reacción aumenta, la
constante 𝑘 aumenta.
5.9. En una reacción espontánea:

a) La velocidad de reacción aumenta al subir la temperatura.
b) La velocidad de reacción disminuye al subir la temperatura.
c) La velocidad de reacción no cambia al subir la temperatura.
d) La velocidad de reacción es demasiado alta para poder medirla.
De acuerdo con la expresión de Arrhenius (1889):

𝐸6
𝑅𝑇
al aumentar la temperatura, aumenta la constante de velocidad, 𝑘, lo que motiva que aumente la veloci-
dad de la reacción:
𝑣 = 𝑘[A]M

a) Las unidades de velocidad de una reacción dependen del orden parcial del reactivo respecto del que
se expresa la velocidad.
b) Las unidades de velocidad de una reacción dependen del orden total de reacción.
c) En la ecuación de Arrhenius, k = A e–EA /RT , A es el factor de frecuencia y tiene las mismas unidades de
la constante de velocidad.
d) Las unidades de la constante de velocidad en una reacción de orden 2 son s -1 .
(O.Q.L. Madrid 2004) (O.Q.L. Asturias 2008) (O.Q.L. La Rioja 2013)
a-b) Falso. Las unidades de la velocidad, por definición, son mol L() s() y, no dependen ni del orden
parcial ni total de la reacción.
c) Verdadero. En la expresión de Arrhenius, el término 𝑒 (y- /z{ carece de unidades por tratarse de una
exponencial, por lo que las unidades de 𝑘 y 𝐴, el factor preexponencial, deben ser las mismas.
d) Falso. La ecuación de velocidad correspondiente a una reacción de segundo orden es:
𝑣 = 𝑘[reactivo]!
𝑣 mol L() min()
[A]! (mol L() )!
5.11. Para las siguientes reacciones, se han determinado estos datos a 270 °C:
CH4 + Cl• ® HCl + CH3 • ΔH = –4 kJ EA = 17 kJ
CH4 + Br• ® HBr + CH3 • ΔH = 63 kJ EA = 75 kJ
¿Cómo será la fracción de colisiones efectivas a 270 °C?
a) Mayor para la segunda reacción.
b) Igual para ambas reacciones.
c) Mayor para la primera reacción.
d) No es posible deducirlo con estos datos.
Teniendo en cuenta que ambas reacciones son a la misma temperatura, la mayor fracción de colisiones
efectivas (mayor velocidad de reacción) corresponderá a la reacción que tenga mayor constante de velo-
cidad:
Según la expresión de Arrhenius (1889), la constante de velocidad depende de la energía de activación,
𝐸6 , que indica la barrera de energía que deben superar los reactivos para convertirse en productos, y del
factor preexponencial, 𝑘P , que está relacionado con la probabilidad de que el choque entre partículas se
produzca con energía suficiente y orientación adecuada:
𝐸6
𝑅𝑇
aunque se dispone de datos de energía de activación, se desconoce el valor del factor preexponencial y
no se dispone de datos experimentales que permitan calcular su valor.
5.12. Una vez encendido el fuego, la madera se quema hasta que se agota. Esto debe indicar que:
a) El valor de ΔG pasa de positivo a negativo una vez iniciado el proceso.
b) Al aumentar la temperatura cambia la velocidad de reacción.
c) Al ser una reacción exotérmica cambia la energía de activación.
d) La madera es de pino resinero.
En la reacción de combustión de la madera se desprende calor, se trata de un proceso exotérmico. Este

calor hace aumentar la temperatura del proceso por lo que de acuerdo con expresión de Arrhenius
(1889), aumenta la constante de velocidad de la reacción, 𝑘:
𝐸6
𝑅𝑇
y, por consiguiente, la velocidad de la reacción:
𝑣 = 𝑘[A]M
5.13. Si se desea modificar la constante de velocidad de una reacción, se puede recurrir a:

a) Modificar la concentración de los productos y reactivos.
b) Introducir un catalizador.
c) Variar el volumen del recipiente de la reacción.
d) Reducir la presión a temperatura constante.
a) Falso. Si se modifica el valor de [A] y de [P] sí que es cierto que se modifica la velocidad de la reacción,
pero no se modifica la constante de velocidad.
b) Verdadero. La adición de un catalizador disminuye la energía de activación de la reacción lo que mo-
difica la constante de velocidad. De acuerdo con expresión de Arrhenius (1889):
𝐸6
𝑅𝑇
al cambiar la energía de activación de la reacción, cambia la constante de velocidad de la misma.
c-d) Falso. Si se varía el volumen del recipiente o la presión en el interior del mismo, se modifica el valor
de [A] y de [P], que modifican la velocidad de la reacción, pero no se modifica la constante de velocidad.
5.14. Si dos reacciones tienen la misma energía de activación:

a) Sus constantes de velocidad pueden ser distintas incluso a la misma temperatura.
b) Sus constantes de velocidad serán siempre distintas independientemente de la temperatura.
c) Sus constantes de velocidad serán siempre iguales.
d) Sus constantes de velocidad serán iguales si la temperatura es la misma.
(O.Q.L. La Rioja 2007) (O.Q.L. Málaga 2020)
De acuerdo con la expresión de Arrhenius (1889):

𝐸6
𝑅𝑇
el valor de constante de velocidad, 𝑘, depende no solo del valor de la energía de activación, 𝐸6 , sino que
para una determinada temperatura, también depende del factor de frecuencia, 𝑘P . Por tanto, aunque dos
reacciones tengan el mismo valor de 𝐸6 , si tienen diferente valor de 𝑘P tendrán diferente valor de 𝑘 a una
determinada temperatura.
5.15. En la siguiente reacción: A + B ® C + D, en la que la ley de velocidad es de orden 2 respecto a la

sustancia A, siendo el orden global 2. El sistema puede ser sometido a los siguientes cambios:
1. Un aumento de la concentración de A.
2. Un aumento de la concentración de B.
3. Un aumento de la temperatura.
¿Cuál o cuales de los cambios propuestos aumentará la velocidad de la reacción?
a) 1 y 2
b) 3
c) 1 y 3
d) 1, 2 y 3
(O.Q.L. País Vasco 2007) (O.Q.L. Asturias 2008) (O.Q.L. País Vasco 2011)

𝑣 = 𝑘 [A]!
1) Si aumenta [A] el valor de la velocidad aumenta.
2) Si aumenta [B] el valor de la velocidad permanece constante.
3) De acuerdo con expresión de Arrhenius (1889), si aumenta la temperatura, aumenta el valor de 𝑘:
𝐸6
𝑅𝑇
y, si aumenta el valor de 𝑘, también aumenta la velocidad.

5.16. Para una reacción química:

a) La energía de activación es independiente de la temperatura, pero varía con la presencia de un catali-
zador.
b) La velocidad de reacción puede aumentar o disminuir dependiendo del signo de la energía de activa-
ción.
c) Las unidades de la velocidad dependen del orden la reacción.
d) Las unidades de la constante de velocidad son siempre mol L–1 s –1 .
e) Si la ecuación de velocidad es, v = k [A] [B]2 , indica que las unidades de la constante de velocidad son
L mo𝐥–1 s –1 .
(O.Q.N. Ávila 2009) (O.Q.L. Málaga 2018)
a) Verdadero. De acuerdo con expresión de Arrhenius (1889), la energía de activación, 𝐸6 , y el factor

preexponencial, 𝑘P , son los llamados parámetros cinéticos de la reacción que son independientes de la
temperatura:
𝐸6
𝑅𝑇
Sin embargo, tal como la muestra la imagen, la adición de un catalizador hace disminuir la energía de
activación de la reacción, lo que hace aumentar la velocidad de la misma.
b) Falso. Como puede apreciarse en la imagen, la ener-
gía de activación representa la barrera de energía que
deben vencer los reactivos para convertirse en pro-
ductos y es siempre positiva.
c) Falso. La velocidad de reacción se define como la
cantidad de sustancia formada o transformada por
unidad de tiempo. Las unidades de la velocidad son
mol L() s() y no dependen del orden de reacción.
d) Falso. Tal como se ha demostrado en el apartado c)
las unidades de la constante de velocidad dependen
del orden total de la reacción.
e) Falso. Para esa reacción la expresión de la constante de velocidad y sus unidades son:
𝑣 mol L() s()
𝑘= las unidades son = L! mol(! s()
[A] [B]! (mol L() )%
5.17. ¿Cuáles de estos factores afectan al valor de la constante cinética de una reacción?
I) temperatura II) concentraciones de reactivos III) uso de catalizadores
a) I
b) II
c) I y III
d) I, II y III
I) Verdadero. De acuerdo con expresión de Arrhenius (1889):

𝐸6
𝑅𝑇
la constante cinética, 𝑘, depende de la temperatura y de los parámetros cinéticos de la reacción, 𝑘P , factor
preexponencial y 𝐸6 , energía de activación.
II) Falso. Es la velocidad de una reacción la que depende de la constante cinética, 𝑘, y de las concentra-
ciones de las especies reaccionantes de acuerdo con ecuación cinética:
𝑣 = 𝑘[reactivo]R
siendo, 𝑎 = orden parcial respecto a dicho reactivo.
III) Verdadero. El uso de catalizadores modifica velocidad de una reacción, ya que hace disminuir la ener-
gía de activación de la misma, por tanto, de acuerdo con expresión de Arrhenius, también afecta al valor
de la constante cinética.
5.18. La velocidad de una reacción a 75,0 °C es 30 veces más rápida que a 25,0 °C. ¿Cuál es la energía
de activación para dicha reacción?
a) 58,6 kJ mol–1
b) 25,5 kJ mol–1
c) 7,05 kJ mol–1
d) 1,51 kJ mol–1
La constante de velocidad es directamente proporcional a la velocidad de reacción, por tanto, la relación

entre velocidades es la misma que la relación entre constantes de velocidad, 30/1.
𝑘! 𝐸6 1 1
ln = ‰ − Š
𝐸6 1 1
ln 30 = ·‰ − Š
8,31·10 kJ mol() K ()
(% (25,0 + 273,15) K (75,0 + 273,15) K
(Cuestión similar a la propuesta en Oviedo 2002).
5.19. La velocidad de una reacción:

a) Aumenta al subir la temperatura si ΔH > 0.
b) Disminuye al subir la temperatura si ΔS > 0.
c) Es un parámetro que no se puede medir.
d) Aumenta cuanto más negativo sea el valor de ΔG.
a) Verdadero. La velocidad de una reacción depende de la constante de velocidad, 𝑘, y esta aumenta con
la temperatura, independientemente de cual sea el valor de Δ𝐻, de acuerdo con expresión de Arrhenius
(1889):
𝐸6
𝑅𝑇
reacción.
b-d) Falso. La velocidad de una reacción no depende de los valores de Δ𝑆 y Δ𝐺.
c) Falso. La propuesta es absurda.

5.20. Si para una reacción la constante de velocidad se duplica cuando la temperatura aumenta desde
15,0 °C a 25,0 °C. ¿Cuál debe ser el valor de la energía de activación?
a) 487,88 kJ mol–1
b) 49,5 kJ mol–1
c) 243,94 kJ mol–1
d) 975,76 kJ mol–1
𝑘! 𝐸6 1 1
ln = ‰ − Š
El valor de la energía de activación cuando la constante de velocidad se duplica es:
𝐸6 1 1
ln 2 = · ‰ − Š
8,31·10(% kJ mol() K () (15,0 + 273,15) K (25,0 + 273,15) K
5.21. Si la constante de velocidad de una reacción se triplica cuando la temperatura aumenta desde
25,0 °C a 35,0 °C, ¿cuál será el valor de la energía de activación?
a) 799 J mol–1
b) 83,8 J mol–1
c) 83,8 kJ mol–1
d) 8,35 kJ mol–1
e) 20,0 kJ mol–1
𝑘! 𝐸6 1 1
ln = ‰ − Š
El valor de la energía de activación cuando la constante de velocidad se triplica es:
𝐸6 1 1
ln 3 = ·‰ − Š
8,31·10 kJ mol() K ()
(% (25,0 + 273,15) K (35,0 + 273,15) K
5.22. Indique cuál de las siguientes afirmaciones es verdadera:

a) La velocidad de la reacción varía exponencialmente con la temperatura.
b) La constante cinética de la ecuación de velocidad depende del catalizador.
c) Las unidades de la constante de velocidad no dependen de la ecuación cinética.
d) Las unidades de la constante de velocidad para esta reacción son mol L s (𝟏 .
a) Falso. De acuerdo con expresión de Arrhenius (1889), la constante de velocidad varía exponencial-
mente con la temperatura.
𝐸6
𝑅𝑇
y como la velocidad de la reacción es directamente propocional a la constante de cinética, 𝑘:

𝑣 = 𝑘[A]R
se puede afirmar que la velocidad de la reacción varía exponencialmente con el inverso de la temperatura.
b) Verdadero. Según se ha visto en la expresión de Arrhenius, la constante cinética, 𝑘, depende de la ener-
gía de activación, 𝐸6 , y los catalizadores disminuyen el valor de este parámetro de la reacción.
c) Falso. Como se observa en la ecuación general de velocidad para una determinada reacción:
el valor de la constante cinética, 𝑘, depende de los valores de 𝑎 y 𝑏, que son los órdenes parciales respecto
a los reactivos A y B.
d) Falso. Las unidades de la velocidad son mol L() s() .
5.23. El valor de la constante específica de velocidad, k, para una

reacción ha sido determinada a dos temperaturas distintas reali-
zándose la siguiente representación.
La relación entre la pendiente de la recta y la energía de activación,
EA es:
a) EA
b) –EA
c) –EA /R
d) EA R
(O.Q.L. Galicia 2012) (O.Q.L. Galicia 2017) (O.Q.N. El Escorial 2017)
Tal como se muestra en la expresión de Arrhenius (1889):

𝐸6
𝑅𝑇
Si se representa gráficamente ln 𝑘 frente a 1/𝑇 se obtiene una recta cuya pendiente es, –𝐸6 /𝑅.
5.24. La constante de velocidad para la reacción de primer orden correspondiente a la deshidratación

del alcohol t-butílico a 500 °C es de 1,20·10–4 s –1 . Si la constante de velocidad es 6,80·10–3 s –1 a 600 °C,
la energía de activación de la reacción es:
a) –227 kJ mol–1
b) 227 kJ mol–1
c) 318 kJ mol–1
d) 100 kJ mol–1
e) 75,7 kJ mol–1
𝑘! 𝐸6 1 1
ln = ‰ − Š
6,80·10(% s() 𝐸6 1 1
ln Á Â= ·‰ − Š
(2
1,20·10 s () (% ()
8,31·10 kJ mol K () (500 + 273,15) K (600 + 273,15) K
Se obtiene, 𝐸6 = 226 kJ mol() .

(Cuestión similar a la propuesta en El Escorial 2012 y otras).
5.25. Se estima que la velocidad de una reacción química se duplica al incrementar 10 °C su tempera-
tura. Por tanto, si una determinada reacción se inicia a 20 °C con una velocidad v, cuando el sistema se
calienta hasta 40 °C, se velocidad deberá ser:
a) 2v
b) 3v
c) 4v
d) 8v
La velocidad de una reacción depende de la constante de velocidad, 𝑘:

𝑣 = 𝑘 [reactivos]R
Según la expresión de Arrhenius (1889), la constante de velocidad depende de la temperatura:
𝐸6
𝑅𝑇
Si aumenta la temperatura, aumenta la velocidad de la reacción. No obstante, como se puede observar en
la expresión anterior, las variaciones, tanto de la constante de velocidad como de la velocidad, no son
lineales.
No obstante, para algunas reacciones, se ha encontrado que por cada 10 °C que aumente la temperatura
la velocidad de la reacción se duplica. Por tanto, para este caso, la velocidad debe hacerse 4 veces mayor.
5.26. Ya que se puede encender fácilmente una astilla de madera es posible decir que la energía de
activación de la reacción:
a) Es muy pequeña.
b) Depende de la temperatura.
c) No depende de la energía liberada.
d) Muestra que la variación de entropía es negativa.
El que se pueda encender fácilmente una astilla de madera quiere decir que la energía de activación del
proceso de transformación de la madera (celulosa) en dióxido de carbono y agua es muy pequeña.
5.27. Para una determinada reacción, la velocidad se hace el doble cuando la temperatura aumenta
desde 10,0 °C a 18,0 °C. ¿Cuál es la energía de activación de dicha reacción?
a) 4,04·10–4 J mol–1
b) –40,4·10–4 J mol–1
c) –59,32 J mol–1
d) 59,32 kJ mol–1
e) 585,10 kJ mol–1
La constante de velocidad es directamente proporcional a la velocidad de reacción, por tanto, la relación

entre velocidades es la misma que la relación entre constantes de velocidad, 2/1.
𝑘! 𝐸6 1 1
ln = ‰ − Š
El valor de la energía de activación cuandola velocidad se duplica es:
𝐸6 1 1
ln 2 = ·‰ − Š
8,31·10 kJ mol() K ()
(% (10,0 + 273,15) K (18,0 + 273,15) K
(Cuestión similar a las propuestas en La Rioja 2009 y 2011 y otras).
5.28. Una reacción de primer orden tiene una vida media, t ½ , de 46,2 min a 25,0 °C y 2,60 min a 102 °C.
La energía de activación de la reacción (kJ mol–1 ) es:
a) 3.518
b) –34,69
c) 34,69
d) 4,35
e) –4,35
La ecuación que relaciona la constante de velocidad y la vida media para una reacción de primer orden
es:
ln 2 = 𝑘 𝑡½
Las constantes de velocidad a 25 °C y 102 °C son, respectivamente:
ln 2 ln 2
𝑘!$ °; = = 0,0150 min() 𝑘)P! °; = = 0,267 min()
46,2 min 2,60
𝑘! 𝐸6 1 1
ln = ‰ − Š
0,267 min() 𝐸6 1 1
ln Á Â= ·‰ − Š
0,0150 min () (% ()
8,31·10 kJ mol K () ( )
25,0 + 273,15 K (102 + 273,15) K
Se obtiene, 𝐸6 = 34,8 kJ mol()
(Cuestión similar a la propuesta en Tarazona 2003).
5.29. El metanol se obtiene por hidrogenación del monóxido de carbono, según:

CO(g) + 2 H2 (g) D CH3 OH(g) ΔH = –125 kJ mol–1
De esta reacción se puede asegurar que:
a) En presencia de un catalizador adecuado el equilibrio se verá desplazado a la derecha.
b) Se trata de un equilibrio heterogéneo.
c) Aún siendo exotérmica, su velocidad se incrementará al aumentar la temperatura.
d) Solo será espontánea a alta temperatura.
a) Falso. Un catalizador disminuye la energía de activación tanto de la reacción directa como de la inversa
y no tiene ningún efecto sobre el equilibrio.
b) Falso. Se trata de un equilibrio homogéneo en fase gaseosa, ya que todas las especies tienen el mismo
estado de agregación.
c) Verdadero. La velocidad de una reacción depende de la constante de velocidad, 𝑘, y esta aumenta con
la temperatura de acuerdo con la expresión de Arrhenius (1889):
𝐸6
𝑅𝑇
reacción. No obstante, la velocidad aumenta independientemente de cual sea el valor de Δ𝐻.
d) Falso. La espontaneidad de un proceso la determina el valor de la energía de Gibbs, que se calcula
mediante la siguiente expresión:
Δ𝐺 > 0 proceso no espontáneo
∆𝐺 = ∆𝐻 − 𝑇∆𝑆 → Å
Δ𝐺 < 0 proceso espontáneo
Se trata de un proceso que transcurre con:
§ ∆𝐻 < 0, se desprende calor (exotérmico) § ∆𝑆 < 0, pasa de más a menos moles de gas
Cuando la temperatura es suficientemente alta, se cumple que |Δ𝐻| < |𝑇Δ𝑆|, entonces Δ𝐺 > 0 y la reac-
ción es no espontánea.
5.30. Si se observa la velocidad de una reacción química a lo largo del tiempo, se puede comprobar que:
a) Será constante una vez iniciada la reacción, aunque varíe la temperatura.
b) La reacción puede autoacelerarse si es exotérmica.
c) Aumentará conforme se aproxime el final de la reacción.
d) Las reacciones químicas transcurren siempre a la velocidad de la luz.
a) Falso. La velocidad de una reacción depende de la constante de velocidad, 𝑘, y esta aumenta con la
𝐸6
𝑅𝑇
reacción.
b) Verdadero. Si la reacción es exotérmica, el calor desprendido en la misma hará que aumente la tempe-
ratura y, con ello, la constante de velocidad y la velocidad de la reacción.
c) Falso. Sea la reacción A ® Productos, cuya ecuación de velocidad viene dada por la expresión:
𝑣 = 𝑘[A]
De acuerdo con la ecuación de velocidad propuesta, conforme avanza la reacción disminuye [A], por
tanto, disminuye la velocidad de la reacción.
d) Falso. La propuesta es absurda.
5.31. La ecuación de Arrhenius proporciona la dependencia de k con la temperatura:

k = k 0 exp (–EA /RT )
siendo: k = constante de velocidad, T = temperatura absoluta, R = constante de los gases, k 0 = factor
preexponencial o factor de frecuencia y EA = energía de activación.
Si se representa gráficamente ln k frente a 1/T, se obtiene una recta cuya pendiente es:
a) k 0
b) –EA /R
c) EA /R
d) EA /RT
Aplicando logaritmos a la ecuación propuesta se obtiene:

𝐸6
ln 𝑘 = ln 𝑘P −
𝑅𝑇
Si se representa gráficamente ln 𝑘 frente a 1/𝑇 se obtiene una recta cuya pendiente es, –𝐸6 /𝑅.

5.32. Una reacción química con una energía de activación alta significa que:
a) Será lenta a temperatura ambiente.
b) Será rápida a temperatura ambiente.
c) No le influye la temperatura.
d) No se produce.
En la expresión de Arrhenius (1889):

𝐸6
𝑅𝑇
donde, 𝑘P = factor preexponencial y 𝐸6 = energía de activación, que son los parámetros cinéticos de la
reacción.
La energía de activación representa la mínima de energía que deben superar los reactivos para conver-
tirse en productos y, si su valor es elevado, quiere decir que la reacción es lenta a temperatura ambiente.
5.33. Para la descomposición del N2 O5 , la energía de activación es 103,34 kJ mol–1 . A 27,0 °C la

constante de velocidad de la reacción es 4,00·10–5 s –1 . ¿Cuál es la constante de velocidad a 37,0 °C?
a) 3,18·10–2 s –1
b) 3,18·10–4 s –1
c) 0,76·10–4 s –1
d) 1,60·10–4 s –1
La ecuación de Arrhenius (1889) relaciona las constantes de velocidad de una reacción a dos temperatu-
ras diferentes con su energía de activación:
𝑘! 𝐸6 1 1
ln = ‰ − Š
Conocidas la energía de activación de la reacción y el valor de la constante de velocidad a 27,0 °C, se puede
obtener el valor de la constante de velocidad a 37,0 °C:
𝑘(%E) 103,34 kJ mol() 1 1
ln Á Â = ·‰ − Š
($
4,00·10 s () (% ()
8,31·10 kJ mol K () (27,0 + 273,15) K (37,0 + 273,15) K
Se obtiene, 𝑘(%E) = 1,52·10(2 s() .
5.34. Los valores de la tabla recogidos para dos procesos químicos distintos:
Reacción Energía de activación (kJ mol–1 ) ∆r H ° (kJ mol–1 ) ∆r G ° (kJ mol–1 )
I 1,5 –3,0 –8,0
II 2,0 –1,5 –4,0
indican que la reacción I tiene una velocidad de reacción mayor que la reacción II, ya que:
a) Tiene menor energía de activación.
b) Tiene mayor energía de activación y menor energía de Gibbs.
c) Tiene menor energía de Gibbs y menor entalpía.
d) Tiene menor energía de Gibbs.
La velocidad de una reacción aumenta al aumentar la constante de velocidad, 𝑘:

y de acuerdo con la expresión de Arrhenius (1889):
𝐸6
𝑅𝑇
la constante de velocidad aumenta al disminuir la energía de activación. Por tanto, como 𝐸6(d) < 𝐸6(dd) , se
cumple que, 𝑣d > 𝑣dd .
5.35. ¿Qué curva de las siguientes corresponde a la dependencia de la constante de velocidad, k , con la
temperatura T de una reacción elemental que transcurre en una única etapa?

Una reacción elemental que transcurre en una única etapa es una

reacción de orden 1 y, de acuerdo con la expresión de Arrhenius
(1889), la relación entre la constante de velocidad y la temperatura
𝐸6
𝑅𝑇
La representación gráfica de 𝑘 frente a 𝑇 proporciona una curva ex-
ponencial del tipo que muestra la imagen.
5.36. Dada la reacción, CO(g) + NO2 (g) ® CO2 (g) + NO(g), cuya ley de velocidad es v = k [NO2 ]2 .
¿Cuál de las afirmaciones siguientes es verdadera?
a) La constante de velocidad depende de la temperatura.
b) La constante de velocidad no depende de temperatura porque la reacción se produce en fase gaseosa.
c) El orden total de la reacción es cuatro.
d) Las unidades de la constante de velocidad serán L mol s.
a) Verdadero. De acuerdo con la expresión de Arrhenius (1889):

𝐸6
𝑅𝑇
la constante de velocidad depende de los parámetros cinéticos de la reacción, 𝑘P y 𝐸6 , y de la temperatura.
b) Falso. Según se ha justificado en el apartado anterior.

c) Falso. Como la ecuación de velocidad es:
𝑣 = 𝑘 [NO2 ]!
el orden de la reacción, en este caso es, 2.
d) Falso. La expresión de la constante de velocidad es:
𝑣 mol L() s()
[NO2 ]! (mol L() )!
5.37. A partir de la siguiente gráfica, calcule la constante de velocidad a 40,0 °C para la reacción:
CH3 CH2 NO2 ® C2 H2 + HNO2 + H2
a) 3,1·10–18 s –1
b) 9,6·10–15 s –1
c) 3,0 s –1
d) –8,3·10𝟓 s –1
La expresión de Arrhenius (1889) muestra la dependencia de la constante de una reacción con la tempe-
ratura:
𝐸6
𝑅𝑇
Aplicando logaritmos a la ecuación dada se obtiene:
𝐸6
ln 𝑘 = ln 𝑘P −
𝑅𝑇
Si se representa gráficamente ln 𝑘 frente a 1/𝑇 se obtiene una
recta cuya ordenada es, ln 𝑘P , y cuya pendiente es, –𝐸6 /𝑅.
A partir de la gráfica se obtiene los parámetros cinéticos de esta reacción de primer orden:
§ Como el valor de la ordenada es ln 𝑘P = 26,13 ® 𝑘P = 2,23·10)) s()
§ Como el valor de la pendiente –𝐸6 /𝑅 = –20.800 ® 𝐸6 = 169 kJ mol()
Sustituyendo estos valores en la expresión de Arrhenius, se obtiene que el valor de la constante de
velocidad a 40,0 °C es:
169 kJ mol() 1
𝑘(2P) = (2,23·10)) ) · exp Á– · Â = 3,07·10()F s()
8,31·10(% kJ mol() K () (40,0 + 273,15) K
5.38. La constante de velocidad de la siguiente reacción química:

H2 (g) + I2 (g) ® 2 HI(g)
es de 0,0234 M –1 s –1 a 400 °C y de 0,750 M –1 s –1 a 500 °C . La energía de activación de la reacción será:
a) 150 kJ mol–1
b) 50,4 kJ mol–1
c) 23,9 kJ mol–1
d) 57,6 kJ mol–1
𝑘! 𝐸6 1 1
ln = ‰ − Š
0,750 M() s() 𝐸6 1 1
ln Á Â= ·‰ − Š
()
0,0234 M s () (% ()
8,31·10 kJ mol K () (400 + 273,15) K (500 + 273,15) K
5.39. La constante de velocidad de una reacción a 25,0 °C es 0,0346 s –1 . ¿Cuál es su constante de

velocidad a 350 K, sabiendo que su energía de activación es 50,2 kJ mol–𝟏 ?
a) 0,0346 s –1
b) 0,702 s –1
c) 0,502 s –1
d) 0,100 s –1
La ecuación de Arrhenius (1889) relaciona las constantes de velocidad de una reacción a dos temperatu-
ras diferentes con su energía de activación:
𝑘! 𝐸6 1 1
ln = ‰ − Š
Conocidas la energía de activación de la reacción y el valor de la constante de velocidad a 25,0 °C, se puede
obtener el valor de la constante de velocidad a 350 K:
𝑘(%$P) 50,2 kJ mol() 1 1
ln Á Â = ·‰ − Š
0,0346 s () (% ()
8,31·10 kJ mol K () (25,0 + 273,15) K 350 K
Se obtiene, 𝑘(%$P) = 0,703 s() .
(Cuestión similar a la propuesta en Castilla y León 2018).
5.40. La reacción de descomposición del N2 O5 en fase gaseosa sigue una cinética de primer orden:
N2 O5 ® NO2 + NO3
A partir de los datos de la siguiente tabla, determine el valor de la constante de velocidad a 85 °C.
Experimento 1 Experimento 2 Experimento 3 Experimento 4
298 K 328 K
pN2 O5 pN2 O5 pN2 O5 pN2 O5
t (h) t (h) t (min) t (min)
(mmHg) (mmHg) (mmHg) (mmHg)
350 0 500 0 350 0 500 0
175 6,10 250 6,10 175 8,20 250 8,20
a) 1.178 h–1
b) 117,8 h–1
c) 11,8 h–1
d) 1,1 h–1
Se trata de una reacción de primer orden y la ecuación de velocidad integrada para la misma es:
𝑝8! #&
ln = – 𝑘 𝑡
(𝑝8! #& )P
El valor de la constante de velocidad a cada una de las temperaturas es:
350 mmHg 500 mmHg

ln ‰ Š ln ‰ Š
175 mmHg 250 mmHg 60 min
𝑘!•F = = 0,114 h() 𝑘%!F = · = 5,07 h()
6,10 h 8,20 min 1 h
𝑘! 𝐸6 1 1
ln = ‰ − Š
5,07 𝐸6 1 1
ln ‰ Š= (% () ()
·‰ − Š
0,114 8,31·10 kJ mol K 298 K 328 K
El valor de la constante de velocidad de 85 °C es:
𝑘%$F 103 kJ mol() 1 1
ln = (% () ()
·‰ − Š
0,114 8,31·10 kJ mol K 298 K (273 + 85) K
Se obtiene, 𝑘%$F = 119 h() .
La respuesta es correcta es la b.
5.41. Si la constante de velocidad, k, de una reacción se cuadruplica al pasar de 300 K a 310 K, ¿cuál
será la energía de activación en kJ mol–1 ?
a) 100,5
b) 22,34
c) 85,6
d) 107,2
𝑘! 𝐸6 1 1
ln = ‰ − Š
El valor de la energía de activación cuando la constante de velocidad se cuadruplica es:
𝐸6 1 1
ln 4 = (% () ()
·‰ − Š
8,31·10 kJ mol K 300 K 310 K
5.42. Para la constante de velocidad que aparece en la ecuación de velocidad de una reacción química
es cierto que:
a) Sus unidades dependen de la expresión de la ecuación de velocidad.
b) Representa la velocidad de reacción cuando todas las concentraciones de las sustancias que intervie-
nen en la ecuación de velocidad son la unidad.
c) Disminuye al aumentar la energía de activación del proceso.
d) Todo lo anterior.
a) Cierto. Sea la reacción: a A ® Productos, cuya ecuación de velocidad es:

𝑣 = 𝑘[A]R
𝑣 mol L() s()

𝑘= y las unidades son = mol()(R) L(R()) s()
[A]R (mol L() )R
Así, las unidades de la constante de velocidad de una reacción son:
orden 0 ® mol L() s() orden 1 ® s() orden 2 ® L mol() s()
y así sucesivamente, es decir, las unidades de la constante de velocidad dependen del orden de la reacción.
b) Cierto. Si las concentraciones molares de las sustancias implicadas en la ecuación de velocidad son la
unidad coinciden los valores de la velocidad de la reacción, 𝑣, y su constante de velocidad, 𝑘.
c) Cierto. La expresión de Arrhenius (1889) relaciona la constante de velocidad con la energía de activa-
ción, la temperatura y los parámetros cinéticos:
𝐸6
𝑅𝑇
de la que se deduce que el valor de la constante de velocidad, 𝑘, disminuye si el valor de la energía de
activación, 𝐸6 , aumenta.
5.43. En una determinada reacción, al pasar de 25 °C a 55 °C, la concentración inicial del reactivo se
redujo a la mitad para mantener la velocidad de reacción. Si la energía de activación es de 37,6 kJ mol–1 ,
¿Cuál será el orden total de la reacción?
a) 0
b) 1
c) 2
d) Para resolver el ejercicio es necesario el factor A de Arrhenius.
La velocidad de la reacción viene dada por la ecuación:

𝑣 = 𝑘[A]M
A las temperaturas de 25 °C y 55 °C se cumple que, para que las velocidades sean iguales, [A] debe redu-
cirse a la mitad:
𝑘!
𝑘) [A]M = 𝑘! [A/2]M → = 2M
𝑘)
La ecuación de Arrhenius (1889) permite obtener la relación entre las constantes de velocidad de una
reacción a dos temperaturas diferentes:
𝑘! 𝐸6 1 1
ln = ‰ − Š
Agrupando ambas ecuaciones se puede obtener el valor del orden de reacción, 𝑛:
37,6 kJ mol() 1 1
𝑛= · ‰ − Š = 2,00
(8,31·10(% kJ mol() K () ) · ln 2 (25 + 273,15) K (55 + 273,15) K
5.44. ¿Cuál de las afirmaciones es verdadera para la siguiente reacción?

2 H2 (g) + O2 (g) ® 2 H2 O(g) ΔH ° = –241,82 kJ mol–1
a) La velocidad de esta reacción es más alta a temperaturas bajas.
b) Si T 1 > T 2 entonces las constantes de velocidad cumplen: k 1 > k 2 .
c) La variación de la entropía de la reacción es positiva.
d) K eq es la misma a cualquier temperatura.
a) Falso. La velocidad de una reacción depende de la constante de velocidad, 𝑘, y esta aumenta con la
𝐸6
𝑅𝑇
b) Verdadero. La ecuación de Arrhenius (1889) permite obtener la relación entre las constantes de velo-
cidad de una reacción a dos temperaturas diferentes:
𝑘! 𝐸6 1 1
ln = ‰ − Š
por tanto, si 𝑇) > 𝑇! , entonces se cumple que, 𝑘) > 𝑘! .
c) Falso. Para la reacción propuesta se cumple Δ𝑆° < 0, ya que existen más moles de gas en los reactivos
que en los productos.
d) Falso. De acuerdo con la ley del equilibrio químico existe un valor de la constante de equilibrio para
cada temperatura.
5.45. La velocidad de reacción de una reacción química está influenciada directamente por:
a) La temperatura del proceso.
b) La espontaneidad de la reacción.
c) La entalpía de la reacción.
d) La fortaleza de los enlaces implicados en la reacción.
La ecuación de velocidad de una reacción se puede escribir como:

𝑣 = 𝑘[A]M
La velocidad de la reacción depende de la constante de velocidad, 𝑘, que, según la expresión de Arrhenius
(1889), depende de la temperatura.
𝐸6
𝑅𝑇
6. MECANISMOS DE REACCIÓN
6.1. El mecanismo propuesto para la descomposición del ozono mediante óxido nítrico es:
1) NO + O3 ® NO2 + O2
2) O3 + O2 ® 2 O2 + O
3) NO2 + O ® NO + O2
Se puede afirmar que:
a) La ecuación de velocidad será, v = k [NO] [O3 ]
b) El mecanismo es imposible.
c) El NO actúa como catalizador.
d) La etapa determinante de la velocidad es la 3.
(O.Q.L. Asturias 2000) (O.Q.L. Asturias 2004) (O.Q.L. Asturias 2005)
a) Falso. Sin datos cinéticos no se puede determinar cuál es la ecuación de velocidad.

b) Falso. El mecanismo propuesto es posible.
c) Verdadero. Sumando las ecuaciones propuestas se obtiene la ecuación química correspondiente a la
reacción global es:
2 O% ® 3 O!
Como se observa, el NO es una sustancia que no aparece en esta ecuación, lo que quiere decir que ni se
consume ni se forma en la misma, por tanto, no se trata ni de un reactivo ni de un producto, sino que se
comporta como un catalizador.
d) Falso. Sin conocer las constantes de velocidad no se puede determinar cuál es la etapa determinante.
6.2. Para una determinada reacción química se propone el siguiente mecanismo:

A + B ® C + D
3 D ® 2 E
2 E + B ® 3 A + F
a la vista del mismo, se puede asegurar que:
a) A y B son reactivos, F es el único producto y C, D y E son especies intermedias.
b) D y E son catalizadores, A y B son reactivos y F es el único producto.
c) B es el único reactivo, A es un catalizador y los productos son C y F.
d) B es el único reactivo y los productos son A, C, E y F.
(O.Q.L. Asturias 2002) (O.Q.L. Murcia 2006) (O.Q.L. Castilla y León 2017)
Reescribiendo las ecuaciones químicas del proceso y sumándolas se obtiene la ecuación química corres-
pondiente a la reacción global:
3 A + 3 B → 3 C + 3 D
⎫
⎪
3 D → 2 E 4 B → 3 C + F
⎬
⎪
2 E + B → 3 A + F ⎭
De las reacciones parciales y de la reacción global, se deduce que:
§ B es el único reactivo
§ C y F son los productos
§ A es un catalizador ya que se recupera íntegramente al final de la reacción
D y E son productos intermedios.
6.3. En una reacción que se desarrolla en varias etapas, ¿cuál es la etapa que limita la velocidad de la
reacción?
a) La primera
b) La última
c) La más rápida
d) La más lenta
En un mecanismo de reacción, la etapa que determina la velocidad del proceso es la más lenta.
6.4. El O3 de la atmósfera protege a la tierra de la radiación ultravioleta, que podría ser peligrosa,
absorbiéndola y emitiendo de nuevo la energía a una 𝝀 diferente. Se ha propuesto el siguiente mecanismo
para la destrucción del O3 debido al NO procedente de los gases de combustión del transporte supersó-
nico:
NO + O3 ® NO2 + O2
NO2 + O ® NO + O2
En este esquema el NO es:
a) Un producto de la reacción total.
b) Un inhibidor.
c) Un reactivo de la reacción total.
d) Un catalizador.
(O.Q.N. Valencia de D. Juan 2004) (O.Q.L. Castilla y León 2008) (O.Q.L. Cádiz 2008) (O.Q.L. Castilla y León 2018)
La ecuación química correspondiente a la reacción global es:

O% + O ® 2 O!
Como se observa, el NO es una sustancia que no aparece en esta ecuación, lo que quiere decir que ni se
consume ni se forma en la misma, por tanto, no se trata ni de un reactivo ni de un producto.
Tampoco se trata de un inhibidor, ya que sin esta sustancia la reacción global no se produce, sin embargo,
la presencia de esta sustancia favorece la reacción de descomposición del O% , por tanto, el NO se comporta
como un catalizador.
6.5. El smog fotoquímico consiste, entre otros procesos, en la generación de radicales OH• a través de
la secuencia de reacciones (con todos los reactivos y productos en fase gaseosa):
2 NO + O2 ® 2 NO2 (muy lento a concentraciones atmosféricas)
NO2 + hν ® NO + O• (plena luz solar)
O• + H2 O ® 2 OH• (muy rápida)
a) La tercera etapa es la etapa determinante de la velocidad (e.d.v.).
b) El NO2 es un catalizador.
c) El radical O• es un inhibidor.
d) La primera etapa es la e.d.v.

NO + O! + H! O ® NO! + OH•
a) Falso. La etapa determinante de la velocidad es la más lenta. Para este mecanismo la etapa más lenta
es la primera.
b) Falso. El NO! no es un catalizador, ya que es un producto, y en la segunda etapa solo se consume la
mitad del que se produce en la primera.
c) Falso. Todo lo contrario, O• cataliza la tercera reacción que transcurre muy rápida.
d) Verdadero. La etapa determinante de la velocidad es la más lenta. Para este mecanismo la etapa más
lenta es la primera.
6.6. En relación con el llamado “smog fotoquímico” indique cuál de las siguientes propuestas es inco-
rrecta:
a) Se debe, sobre todo, a los óxidos de nitrógeno generados por los automóviles.
b) Es típico de los días de niebla.
c) Contiene el ozono troposférico que es muy irritante.
d) Es un fenómeno característico de las grandes ciudades occidentales.
La formación del smog fotoquímico en las grandes ciudades se debe a la presencia en el aire de óxidos de
nitrógeno, NO• , y compuestos orgánicos volátiles (COV) procedentes de las reacciones de combustión de
los combustibles de automóviles:
NO! (g) + ℎ𝜈® NO(g) + O(g)
y del ozono troposférico originado a partir de oxígeno atmosférico y el O procedente de la reacción ante-
rior:
O! (g) + O(g) ® O% (g)
6.7. La reacción 2 NO2 (g) + F2 (g) ® 2 NO2 F(g) transcurre a través de las siguientes etapas elemen-
tales:
NO2 (g) + F2 (g) ® 2 NO2 F(g) + F(g) (lenta)
F(g) + NO2 (g) ® 2 NO2 F(g) (rápida)
La ecuación de velocidad será de la forma:
a) v = k [NO2 ] [F]
b) v = k [NO2 ] [F2 ]
c) v = k [NO2 ]2 [F2 ]
d) v = k [NO2 ] [F2 ]2
e) v = k [NO2 ]2 [F2 ]2
En un mecanismo de reacción la etapa más lenta es la determinante de la velocidad de la reacción. En este

caso, el F(g) formado se consume en la segunda etapa tan rápidamente como se forma en la primera. Por
tanto, es la primera etapa la determinante de la velocidad, que al ser una etapa elemental hace que la
ecuación de velocidad de la reacción sea:
𝑣 = 𝑘 [NO! ] [F! ]
6.8. Se sabe que la reacción: 2 A + 3 B ® D + E, transcurre a través de las siguientes etapas:

2 A ® C Reacción 1 (lenta)
C + 3 B ® D + E Reacción 2 (muy rápida)
Indique cuál de las siguientes afirmaciones es verdadera:
a) La reacción global es una reacción elemental.
b) La cinética de la reacción 2 determina la velocidad de la reacción global.
c) La velocidad de la reacción responde a la expresión, v = – Δ[D]/Dt.
a) Falso. Si la reacción transcurre por etapas no puede tratarse de una reacción elemental.
b-c) Falso. Esa ecuación de velocidad es incorrecta. En un mecanismo de reacción, la etapa más lenta es
la determinante de la velocidad de la reacción. En este caso, la reacción 1, que al ser una etapa elemental
hace que la ecuación de velocidad de la reacción sea:
𝑣 = 𝑘 [A]!
6.9. Considere el mecanismo propuesto para la destrucción del ozono en la estratosfera:

O3 + Cl ® ClO + O2
ClO + O3 ® Cl + 2 O2
¿Cuál de las siguientes afirmaciones sobre el mecanismo es correcta?
a) Cl es un catalizador.
b) O2 es un intermedio.
c) La cantidad de O2 producido es igual a la cantidad de O3 consumido.
d) Todas las anteriores son correctas.

2 O% ® 3 O!
a) Verdadero. Como se observa en la ecuación global, el Cl es una especie que no aparece en esta ecua-
ción, lo que quiere decir que ni se consume ni se forma en la misma, por tanto, no se trata ni de un reactivo
ni de un producto, sin embargo, la presencia de esta sustancia favorece la reacción de descomposición
del O% , por tanto, el Cl se comporta como un catalizador.
b) Falso. El O! que se obtiene en la primera reacción no se consume en la segunda, por tanto, el O! no es
un intermedio, es un producto de la reacción.
c) Verdadero/Falso. Si como cantidad se refiere a la masa, de acuerdo con la ley de conservación de la
masa de Lavoisier (1789), la cantidad de oxígeno de la reacción permanece constante, ya que la masa de
O! producido es igual a la masa de O% consumido.
Si como cantidad se refiere al número al número de moles de sustancia, este diferente para las dos sus-
tancias que intervienen en la reacción.
La respuesta correcta es la a/ninguna.
(Cuestión similar a la propuesta en Valencia de D. Juan 2004 y otras).
6.10. La reacción del dióxido de nitrógeno con el monóxido de carbono:

NO2 (g) + CO(g) ® CO2 (g) + NO(g)
ha sido estudiada y se ha propuesto el siguiente mecanismo:
NO2 (g) + NO2 (g) ® NO3 (g) + NO(g) (lenta)
NO3 (g) +CO(g) ® NO2 (g) + CO2 (g) (rápida)
¿Qué expresión de velocidad corresponde a este mecanismo?
a) v = k [NO2 ]
b) v = k [NO2 ] [CO]
c) v = k [NO2 ]2
d) v = k [NO2 ]2 [CO]
En un mecanismo de reacción la etapa más lenta es la determinante de la velocidad de la reacción. En este

caso, el NO% (g) formado se consume en la segunda etapa tan rápidamente como se forma en la primera.
Por tanto, es la primera etapa la determinante de la velocidad, que al ser una etapa elemental hace que la
ecuación de velocidad de la reacción sea:
𝑣 = 𝑘 [NO! ]!
6.11. Para el proceso 2A + 2 B → X, la ley de velocidad es v = k [A] [B]2 . El mecanismo consistente con
esta información es:
a) B + B → C C + A → X (lenta)
b) A + B → C (lenta) C + B → X
c) A + A D C B + B D D C + D → X (lenta)
d) A + B D C B + C → D (lenta) D + A → X
Puesto que la cinética de un proceso viene controlada por la etapa lenta y/o los equilibrios, se puede
escribir que:
a) Falso. La ecuación de velocidad es, 𝑣 = 𝑘[A] [C].
b) Falso. La ecuación de velocidad es, 𝑣 = 𝑘[A] [B].
c) Falso. La ecuación de velocidad es, 𝑣 = 𝑘[C] [D], además, las expresiones de las constantes de los dos
equilibrios son:
[C] [D]
𝐾) = 𝐾! =
[A]! [B]!
Despejando los valores de [C] y [D] de las expresiones anteriores y sustituyendo en la ecuación de
velocidad se obtiene:
𝑣 = 𝑘[C][D] = 𝑘 (𝐾) [A]! ) (𝐾! [B]! ) = 𝑘 ] [A]! [B]!
d) Verdadero. La ecuación de velocidad es, 𝑣 = 𝑘[B] [C], además, la expresión de la constante del
equilibrio es:
[C]
𝐾=
[A] [B]
Despejando el valor de [C] de la expresión anterior y sustituyendo en la ecuación de velocidad se obtiene:
𝑣 = 𝑘[B][C] = 𝑘 [B] (𝐾 [A] [B]) = 𝑘 ] [A] [B]!
7. CATÁLISIS
7.1. La energía de activación de una reacción A ® B + C experimenta un descenso neto de 40 kJ mol–1
si se realiza en presencia de una sustancia X y, en consecuencia:
a) Disminuye la velocidad de la reacción directa y aumenta la de la inversa.
b) Aumenta la velocidad de las reacciones directa e inversa.
c) X es un catalizador negativo.
d) La energía de activación de la reacción inversa aumenta en 40 kJ.
Si desciende la energía de activación de una reacción por la presencia de una sustancia X, quiere decir
que esta sustancia es un catalizador que provoca el aumento de las velocidades de las reacciones directa
e inversa.
7.2. ¿Cuál de las siguientes afirmaciones es la que mejor explica la acción de un catalizador que aumenta
la velocidad de una determinada reacción?
a) Impide que ocurra la reacción inversa.
b) Aumenta la energía cinética de las partículas de las sustancias reaccionantes.
c) Hace que la variación de la entalpía de la reacción sea más negativa.
d) Disminuye la energía de activación de la reacción.
e) Aumenta el número de colisiones entre los reactivos.
f) Disminuye la diferencia energía entre reactivos y productos.
g) Incrementa la energía de activación.
h) Modifica el estado de equilibrio de la reacción.
i) Facilita un camino de reacción alternativo con menor energía de activación.
j) Cambia la concentración de los reactivos.
k) Disminuye la entropía de la reacción.
l) Proporciona mayor temperatura de reacción.
m) Disminuye la energía potencial del complejo activado.
(O.Q.L. Murcia 1997) (O.Q.L. Murcia 1998) (O.Q.L. Murcia 2009) (O.Q.L. Castilla La Mancha 2010)
(O.Q.L. Castilla La Mancha 2011) (O.Q.L. Madrid 2013) (O.Q.L. La Rioja 2014)
La imagen muestra el diagrama energético de un proceso exotérmico en el que se comparan una reacción
catalizada y otra no catalizada. Como se puede observar en la misma, la adición de un catalizador:
§ no tiene ningún efecto sobre la energía ciné-
tica ni el número de colisiones que sufren los
reactivos
§ no cambia la diferencia de energía entre
reactivos y productos
§ no tiene influencia sobre un sistema en equi-
librio
§ no modifica la concentración de los reactivos
§ no cambia ni la entalpía ni la entropía de la
reacción
Tal como se observa en la imagen, el cataliza-
dor disminuye la energía energía potencial del
complejo activado, en otras palabras, rebaja por igual las energías de activación de las reacciones directa
e inversa, por lo que proporciona una reacción alternativa con menor energía de activación.
Las respuestas correctas son d, i y m.

7.3. Cuando se añade a un sistema químico en equilibrio un catalizador positivo:

a) Disminuye el calor de reacción, ΔH, es más exotérmica y, por tanto, más rápida.
b) Se hace más negativo el valor de ΔG y, por tanto, la reacción es más espontánea y más rápida.
c) Disminuye la energía de activación, pero aumenta únicamente la velocidad de la reacción directa.
d) Aumentan por igual las velocidades de las reacciones directa e inversa.
e) Permite que las reacciones endotérmicas transcurran a temperatura ambiente
f) Desplaza el equilibrio hacia la reacción directa, es decir, la formación de productos.
g) Disminuye el orden total de la reacción.
h) Aumenta el rendimiento de la reacción.
i) Modifica la constante de equilibrio y el estado de equilibrio.
j) Modifica la curva de distribución de energía de las moléculas frente al número de estas.
k) Solo modifica la velocidad de la reacción directa.
l) Por lo general disminuye la energía de activación para que la velocidad se incremente.
(O.Q.L. Murcia 2000) (O.Q.L. La Rioja 2007) (O.Q.L. La Rioja 2008) (O.Q.L. Asturias 2011) (O.Q.L. País Vasco 2011)
(O.Q.L. La Rioja 2017) (O.Q.L. Murcia 2018) (O.Q.L. Murcia 2019) (O.Q.L. La Rioja 2020)
Tal como se observa en la imagen que compara una reacción catalizada con otra no catalizada en un pro-
ceso exotérmico, la adición de un catalizador:
§ no afecta ni al valor de la entalpía ni de la
energía de Gibbs
§ no afecta a un sistema en equilibrio
§ no modifica el orden total de la reacción
§ no altera el rendimiento del proceso
Solo disminuye por igual las energías de acti-
vación de las reacciones directa e inversa lo
que hace que transcurran en menos tiempo y
que aumenta la velocidad de ambas reaccio-
nes.
Las respuestas correctas son d y l.
7.4. La energía de activación de una reacción química puede disminuirse:

a) Aumentando la temperatura a la que tiene lugar la reacción.
b) Aumentando la concentración de uno o de todos los reactivos.
c) Introduciendo un catalizador en el sistema en reacción.
d) Comprimiendo el sistema en reacción.
Tal como se observa en la imagen que compara una reacción catalizada con otra no catalizada, la adición
de un catalizador disminuye la energía de activación de la reacción.

7.5. ¿Cuál de las siguientes afirmaciones sobre catalizadores es incorrecta?

a) Los catalizadores son generalmente específicos.
b) Los catalizadores no afectan al equilibrio.
c) Hay muchas sustancias que pueden envenenar los catalizadores.
d) Para conseguir un aumento apreciable de la velocidad de reacción hay que añadir mucho catalizador.
a) Verdadero. Los catalizadores son específicos de cada reacción. Por ejemplo, la síntesis de NH% está
catalizada por Fe! O% ; el níquel Raney cataliza la hidrogenación de aceites vegetales; platino y paladio se
usan como catalizadores en la destrucción de compuestos orgánicos volátiles (COV) en las incineradoras
y, las enzimas son biocatalizadores en las reacciones en los organismos vivos.
b) Verdadero. Los catalizadores no afectan al equilibrio ya que disminuyen por igual las energías de acti-
vación de las reacciones directa e inversa.
c) Verdadero. Por ejemplo, en la obtención de NH% , la pureza del N! y H! gaseosos influyen en el envene-
namiento del catalizador Fe! O% y la presencia de silicio, fósforo, arsénico, u otros metales pesados en las
corrientes de desecho de COV producen el envenenamiento del catalizador de platino.
d) Falso. Los catalizadores actúan en pequeñas cantidades y se recuperan íntegros al final de la reacción.
7.6. ¿Cuál de estas afirmaciones no es correcta?

a) Se puede acelerar una reacción aumentando la temperatura.
b) Un catalizador puede acelerar una reacción.
c) En catálisis heterogénea el catalizador está en una fase de la materia igual que reactivos y productos.
d) Las enzimas presentan actividad catalítica.
(O.Q.L. Castilla-La Mancha 2004) (O.Q.L. Castilla-La Mancha 2009)
a) Verdadero. La velocidad de una reacción depende de la constante de velocidad, 𝑣 = 𝑘 [reactivos].

De acuerdo con la expresión de Arrhenius (1889), la constante de velocidad solo depende de la tempera-
tura:
𝐸6
𝑅𝑇
Por tanto, si aumenta la temperatura aumenta la velocidad de la reacción.
b) Verdadero. Generalmente, los catalizadores aumentan la velocidad de una reacción al disminuir su
energía de activación.
c) Falso. En la catálisis heterogénea el catalizador tiene diferente estado de agregación que las especies
reaccionantes.
d) Verdadero. Las enzimas son biocatalizadores.
7.7. La síntesis del amoníaco:

N2 (g) + 3 H2 (g) ® 2 NH3 (g) ΔH < 0
requiere un catalizador para aumentar la velocidad de la reacción porque:
a) Rebaja la energía de activación de la reacción directa pero no de la inversa.
b) Disminuye la energía de Gibbs del proceso y lo hace más espontáneo y, por tanto, más rápido.
c) Se consigue que la reacción sea más exotérmica.
d) Rebaja la energía de activación tanto de la reacción directa como de la inversa.
(O.Q.L. Murcia 2004) (O.Q.L. Valencia 2013)
La adición de un catalizador no tiene ningún efecto sobre la energía de Gibbs de la reacción.

Además, el hecho de que un proceso sea espontá-

neo no quiere decir que sea rápido.
La imagen muestra el diagrama de energía de la
reacción catalizada frente a la no catalizada:
En la misma se observa que la adición de un cata-
lizador disminuye por igual la energía de activa-
ción tanto de la reacción directa como la de la
reacción inversa por lo que no tiene ningún
efecto sobre la entalpía de la reacción:
7.8. Con respecto al equilibrio químico puede afirmarse que:

a) La función de un catalizador es la sustitución del mecanismo de reacción por otro con una energía de
activación más baja.
b) La presencia de un catalizador hace más positivo el valor de la constante de equilibrio, al aumentar la
concentración de los productos con respecto a la de los reactivos.
c) La presencia de un catalizador en una reacción reversible desplaza el equilibrio hacia la derecha.
d) Los catalizadores solo tienen efecto en los equilibrios homogéneos.
La imagen muestra el diagrama energético de un proceso exo-

térmico en el que se comparan una reacción catalizada y otra
no catalizada.
Tal como se observa, la función del catalizador es disminuir la
energía potencial del complejo activado, en otras palabras, re-
baja por igual las energías de activación de las reacciones di-
recta e inversa, por lo que proporciona un mecanismo de reac-
ción alternativo con energía de activación más baja.
7.9. En una reacción química la presencia de un catalizador afecta a:

a) Entalpía, energía de Gibbs y energía de activación.
b) Entalpía y energía de activación.
c) Energía de Gibbs y energía de activación.
d) Energía de activación.
Como se observa en la imagen, la adición de un catalizador disminuye por igual las energías de activación
de las reacciones directa e inversa.
De la imagen se deduce qué si las energías de activación de
ambas reacciones descienden lo mismo, la entalpía de la reac-
ción permanece constante:
∆𝐺 no tiene relación directa con la energía de activación.

7.10. Muchos de los modernos pegamentos de acción rápida y gran fortaleza se basan en la reacción de
polimerización del cianoacrilato. Esta reacción es exotérmica y el vapor de agua de la atmósfera actúa
como catalizador. Por tanto:
a) En ausencia de vapor de agua ΔG de la reacción es positivo.
b) Cuando se produzca la reacción se va a consumir agua.
c) Cuando se produzca la reacción no se va a consumir agua.
d) La energía de activación del proceso cambia con la humedad del ambiente.
e) El proceso de envasado del pegamento se ha de realizar en una atmósfera seca.
f) Este proceso transcurre con aumento de entropía.
g) Si se pega algo, cuánto más pegamento se ponga, más se calentará.
h) Todas las propuestas son correctas.
(O.Q.L. Murcia 2006) (O.Q.L. Madrid 2009) (O.Q.L. Asturias 2011) (O.Q.L. Murcia 2016)
Si el vapor de agua actúa como catalizador de la reacción, ni se produce ni se consume agua en la reacción
de polimerización, pero el proceso de envasado ha realizarse en una atmósfera seca. Además, si se trata
de un proceso exotérmico cuanto más pegamento se use más calor de desprende.
Las respuestas correctas son c, e y g.
7.11. Si la reacción A + B ® C es exotérmica y su ecuación de velocidad es:

v = k [A]2 [B] puede decirse que:
a) La reacción es de orden 3.
b) Si se aumenta la concentración de A la velocidad se multiplica por 2.
c) Si se aumenta la temperatura la velocidad no varía.
d) Si se añade un catalizador positivo la velocidad no varía.
a) Verdadero. Para una reacción cuya ecuación de velocidad es, 𝑣 = 𝑘[A]! [B], su orden de reacción global
es (𝑎 + 𝑏). En este caso se tiene que, (2 + 1) = 3.
b) Falso. Si se aumenta el valor de [A] sí que es cierto que aumenta la velocidad de la reacción, pero el
factor de aumento también depende del valor de [B].
c) Falso. De acuerdo con la expresión de Arrhenius (1889):
𝐸6
𝑅𝑇
al aumentar la temperatura, aumenta la constante de veloci-
dad de la reacción, 𝑘, y también la velocidad de la reacción:
𝑣 = 𝑘[A]! [B]
d) Falso. La imagen muestra que la adición de un catalizador
disminuye la energía de activación de la reacción.
7.12. En una reacción química que está en equilibrio, la adición al proceso de un catalizador se manifiesta:
a) Disminuyendo el valor de la energía de activación de la reacción directa.
b) Disminuyendo el valor de la energía de activación de la reacción inversa.
c) Conduciendo a una mayor cantidad de productos.
d) No afectando a las concentraciones de productos y reactivos.
La adición de un catalizador disminuye por igual las energías de activación de las reacciones directa e
inversa y no afecta a las cantidades de las sustancias presentes en el equilibrio.
La imagen muestra el diagrama energético correspondiente a una reacción catalizada y a otra no catali-
zada.

7.13. Un catalizador es:

a) Una sustancia química que nos proporciona unos reactivos que sin ella no se podrían obtener nunca.
b) Un agente químico o físico que permite aumentar o disminuir la velocidad de una reacción química.
c) Una sustancia que ofrece a los reactivos un camino alternativo en el que él mismo actúa como un reac-
tivo más.
d) Un agente químico o físico que permite rebajar la energía de reacción de un proceso químico.
La siguiente imagen muestra el diagrama de energía de una

reacción catalizada y no catalizada.
En la misma, se observa que la energía de activación de la
reacción catalizada (color verde) es sensiblemente menor
que la de la reacción no catalizada (color rojo). Esto motiva
que disminuya el tiempo que tardan los reactivos en con-
vertirse en productos, es decir, que aumente la velocidad
de la reacción catalizada respecto a la no catalizada.
Si el catalizador disminuye la velocidad de la reacción se le
denomina inhibidor.
7.14. Un catalizador en una reacción química:

a) Modifica la entalpía de la reacción.
b) Modifica la velocidad de la reacción.
c) Transforma una reacción no espontánea en espontánea.
d) Altera el equilibrio de la reacción.
e) Ninguna de las anteriores opciones es cierta.
La adición de un catalizador no tiene ningún efecto sobre la entalpía ni el equilibrio de una reacción. El
catalizador actúa sobre la energía de activación de la misma. La imagen muestra que el catalizador dis-
minuye por igual las energías de activación de las reacciones directa e inversa.

Al disminuir la energía de activación las reacciones transcurren en menos tiempo por lo que aumenta la
velocidad de ambas reacciones.
7.15. En el proceso de Haber-Bosch, para la síntesis de NH3 a partir de N2 y H2 , se emplea un catalizador

para:
a) Mejorar la pureza del NH3 producido.
b) Evitar reacciones explosivas.
c) Favorecer los factores cinéticos del proceso.
d) Amortiguar los efectos de la presencia de impurezas en los gases de origen.
a-d) Falso. Ambas propuestas carecen de sentido.

b) Falso. La reacción entre N! y H! no es explosiva.
c) Verdadero. La imagen muestra el diagrama energético
de una reacción catalizada frente a otra no catalizada, y se
observa que la adición de un catalizador a la reacción hace
disminuir la energía de activación de las reacciones directa
e inversa, lo que provoca que aumente la velocidad con que
estas transcurren.
7.16. Cuando se añade un catalizador al equilibrio:

2 SO2 (g) + O2 (g) D 2 SO3 (g) Δr H = –98,9 kJ
a) Se rebaja la energía de activación de la reacción directa pero no de la inversa.
b) Disminuye la energía de Gibbs del proceso y lo hace más espontáneo y, por tanto, más rápido.
c) Consigue la que la reacción sea más exotérmica.
d) Consigue la que la reacción sea más endotérmica.
e) Disminuye por igual la energía de activación de la reacción directa como de la inversa.
(O.Q.N. Valencia 2011) (O.Q.L. Cantabria 2013)
La adición de un catalizador no tiene ningún efecto sobre la

energía de Gibbs o la entalpía de una reacción. El catalizador
actúa sobre la energía de activación de la reacción de la misma.
Tal como muestra la imagen, el catalizador disminuye por igual
las energías de activación de las reacciones directa e inversa.
Al disminuir la energía de activación las reacciones transcurren
en menos tiempo por lo que aumenta la velocidad de ambas
reacciones.
7.17. Sea el equilibrio:

1 3
N2 (g) + H2 (g) D NH3 (g)
2 2
esta reacción es exotérmica y libera 46,2 kJ mol–1 y constituye un buen ejemplo del equilibrio químico. Si
se le añade un catalizador positivo:
a) La energía de activación de la reacción disminuye.
b) El proceso se hace más espontáneo.
c) La entalpía del proceso aumenta.
d) La entalpía del proceso disminuye.
La adición de un catalizador disminuye por igual la energía de

activación tanto de la reacción directa como la de la reacción
inversa por lo que no tiene ningún efecto sobre la entalpía de
la reacción.
Como se deduce de la imagen:
La adición de un catalizador no tiene ningún efecto sobre la
energía de Gibbs de la reacción. Además, el hecho de que un
proceso sea espontáneo no quiere decir que sea rápido.
7.18. En relación a una reacción química, indique cuál de las siguientes afirmaciones no es cierta:
a) La suma de los moles de los reactivos es igual a la suma de los moles de los productos.
b) Un catalizador aumenta la velocidad de reacción sin modificar la entalpía de reacción.
c) La reacción química exotérmica y en la que aumenta la entropía siempre será espontánea a cualquier
temperatura.
d) La proporción de producto de una reacción endotérmica en equilibrio químico se verá modificada al
cambiar la temperatura.
e) Un catalizador afecta a la energía de activación.
a) Falso. El número de moles puede o no conservarse en una

reacción química.
b-e) Verdadero. La imagen muestra que la adición de un ca-
talizador a una reacción química disminuye la energía de ac-
tivación de la misma sin modificar el valor de la entalpía de
la reacción.
c) Verdadero. La espontaneidad de un proceso la determina
el valor de la energía de Gibbs, que se calcula mediante la
siguiente expresión:
Δ𝐺° > 0 proceso no espontáneo
∆𝐺° = ∆𝐻° − 𝑇∆𝑆° → Å
Δ𝐺° < 0 proceso espontáneo
Se trata de un proceso en el que:
§ ∆𝐻° < 0, se desprende calor (exotérmico) § ∆𝑆° > 0, aumenta el desorden
Se cumple que |Δ𝐻| > |𝑇Δ𝑆|, entonces, ∆𝐺° < 0 y la reacción es espontánea a cualquier temperatura.
d) Verdadero. Cualquier reacción en equilibrio, ya sea exotérmica o endotérmica, ve modificada las can-
tidades de sustancias presentes en el equilibrio al cambiar la temperatura.
7.19. En una reacción química se añade un catalizador positivo, con lo que la velocidad de la reacción
directa se hace 50 veces mayor. ¿Cuánto modificará la constante de velocidad de la reacción inversa?
a) No se puede estimar porque no se conoce la energía de activación inversa.
b) 50 veces mayor.
c) Dependerá de la concentración de producto.
d) No se modificará.
La adición de un catalizador disminuye por igual la energía de activación tanto de la reacción directa
como la de la reacción inversa, por lo que si la velocidad de la reacción directa se hace 50 veces mayor, la
velocidad de la reacción inversa y, por tanto, la constante de velocidad, también se hacen 50 veces mayor.
7.20. Se define la catálisis heterogénea como aquella en que:

a) Catalizador y sustrato están en la misma fase.
b) Catalizador y sustrato son líquidos.
c) Catalizador y sustrato son gases.
d) Catalizador y sustrato se encuentran en distinta fase.
En la catálisis heterogénea el catalizador tiene diferente estado de agregación que el sustrato por lo que
se encuentran en distinta fase.
7.21. Si se añade un catalizador sólido a una reacción química entre gases:

a) No modificará la velocidad, ya que es sólido.
b) Aumentará la velocidad de reacción, pero sin modificar la constante de velocidad.
c) Aumentará la velocidad de reacción, pues modifica la constante de velocidad.
d) Modificará la constante de equilibrio, pero no la velocidad.
Si se añade un catalizador disminuye la energía activación de la reacción. De acuerdo con la expresión de

Arrhenius (1889) si la energía de activación disminuye, la constante 𝑘 aumenta.
𝐸6
𝑅𝑇
Suponiendo que la ecuación de velocidad de la reacción sea:
𝑣 = 𝑘[A]
se cumple que si 𝑘 aumenta, la velocidad de la reacción aumenta.
7.22. Al añadir un catalizador líquido a un equilibrio en disolución acuosa:

a) Disminuye la entalpía de reacción, ΔH.
b) Se hace más negativo el valor de ΔG y, por tanto, la reacción es más espontánea.
c) Aumenta la velocidad de la reacción directa.
d) No existen ese tipo de catalizadores, sólo se conocen en estado sólido.
a) Falso. La adición de un catalizador no afecta a la entalpía de la reacción ya que este afecta tanto a la
reacción directa como la inversa.
b) Falso. La adición de un catalizador no afecta al valor de la energía de Gibbs.
c) Verdadero. La adición de un catalizador afecta a las velocidades de las reacciones directa e inversa.
d) Falso. Los líquidos iónicos son un tipo de catalizadores líquidos.
7.23. La mayoría de las reacciones catalizadas heterogéneamente siguen el

perfil mostrado en la gráfica. ¿Por qué la velocidad de reacción tiende a un
valor constante?
a) Porque el reactivo se ha consumido en la reacción.
b) Porque la reacción inversa se vuelve dominante.
c) Porque el catalizador se descompone a medida que avanza la reacción.
d) Porque los sitios activos del catalizador tienden a estar ocupados.
En la catálisis heterogénea las moléculas de reactivo son adsorbidas en los centros activos del catalizador
y la velocidad de la reacción va aumentando conforme estos centros van siendo ocupados hasta el ins-
tante en que ya no quedan centros libres y la velocidad se mantiene constante.
7.24. La energía de activación de una reacción:

a) Disminuye al aumentar la temperatura.
b) Aumenta al aumentar la temperatura.
c) Disminuye con el catalizador adecuado.
d) Disminuye al aumentar la concentración de los reactivos.
Tal como se observa en la imagen que compara una reacción catalizada con otra no catalizada, la adición
de un catalizador disminuye la energía de activación de la reacción.

7.25. Un catalizador es una sustancia química que interviene en una reacción:

a) Modificando los reactivos.
b) Rebajando la energía de activación.
c) Rebajando la variación de entalpía del proceso.
d) Proporcionando un mecanismo de reacción alternativo.
La siguiente imagen muestra el diagrama de energía de una reacción catalizada y otra no catalizada.

En la misma, se observa que la energía de activación de la reacción catalizada (color verde) es sensible-
mente menor que la de la reacción no catalizada (color rojo).

III. EQUILIBRIO QUÍMICO

1. CONSTANTE DE EQUILIBRIO
1.1. Una mezcla de 0,60 mol de Cl2 (g) y 0,40 mol de F2 (g) se colocan en un matraz de 1,00 L hasta que
se alcanza el equilibrio:
Cl2 (g) + F2 (g) D 2 ClF(g)
Si 2𝒙 representa la concentración de ClF(g) en el equilibrio, ¿qué expresión representa la constante de
equilibrio?
𝒙𝟐 (2𝒙)𝟐
a) b)
(0,60 − 𝒙) (0,40 − 𝒙) (0,60 − 𝒙) (0,40 − 𝒙)
𝟐𝒙 𝟐𝒙𝟐
c) d)
(0,60 − 𝒙) (0,40 − 𝒙) (0,60 − 𝒙) (0,40 − 𝒙)
La tabla de moles correspondiente al equilibrio es:

Cl! F2 ClF
𝑛AjAkA9l 0,60 0,40 ¾
𝑛Cm9j3HBmn95B 𝑥 𝑥 ¾
𝑛HBmn95B ¾ ¾ 2𝑥
𝑛K‚ƒAlA„mAB 0,60 – 𝑥 0,40 – 𝑥 2𝑥
La expresión de la constante 𝐾k es:
[ClF]!
𝐾k =
[Cl! ] [F! ]
El valor de 𝐾k teniendo en cuenta que 𝑉 = 1,00 L es:
(2𝑥)!
𝐾k =
(0,60 − 𝑥 ) (0,40 − 𝑥 )
1.2. La posición de equilibrio no se ve afectada apreciablemente por cambios en el volumen del reci-
piente para la reacción:
a) N2 (g) + O2 (g) D 2 NO(g)
b) P4 (s) + 6 Cl2 (g) D 4 PCl3 (l)
c) N2 (g) + 3 H2 (g) D 2 NH3 (g)
d) H2 (g) + I2 (s) D 2 HI(g)
e) H2 O2 (l) D H2 O(l) + ½ O2 (g)
(O.Q.L. Asturias 1988) (O.Q.N. Ciudad Real 1997) (O.Q.L. Cádiz 2008) (O.Q.L. Sevilla 2017)
a) Verdadero. Se trata de un equilibrio homogéneo y la expresión de la constante 𝐾k es:

(𝑛8# )!
[NO]! ! (𝑛8# )!
𝐾k = = 𝑛 𝑉 𝑛 = → 𝐾k no depende de 𝑉
[N! ] [O! ] ® 8! ° ® #! ° (𝑛8! ) (𝑛#! )
𝑉 𝑉
b) Falso. Se trata de un equilibrio heterogéneo y la expresión de la constante 𝐾k es:
1 1 1
𝐾k = = 1 = · 𝑉 1 → 𝐾k sí depende de 𝑉
[Cl! ]1 (𝑛;l! ) (𝑛;l! )1
𝑉1
c) Falso. Se trata de un equilibrio homogéneo y la expresión de la constante 𝐾k es:
(𝑛8"" )!
[NH% ]! 𝑉! (𝑛8"" )!
𝐾k = = = · 𝑉 ! → 𝐾k sí depende de 𝑉
[N! ] [H! ]% 𝑛8! (𝑛"! )% (𝑛8! ) (𝑛"! )%
® °
𝑉 𝑉%
d) Falso. Se trata de un equilibrio heterogéneo y la expresión de la constante 𝐾k es:

(𝑛…† )!
[IH]! ! (𝑛…† )! 1
𝐾k = = 𝑛𝑉 = · → 𝐾k sí depende de 𝑉
[H! ] "
® 𝑉!° (𝑛"! ) 𝑉
e) Falso. Se trata de un equilibrio heterogéneo y la expresión de la constante 𝐾k es:

(𝑛#! )½
𝐾k = [O! ]½ = → 𝐾k sí depende de 𝑉
𝑉½
1.3. Algunos estudiantes suelen equivocarse al realizar cálculos con constantes de equilibrio ya que
utilizan mol en lugar de mol L–1 , aunque a veces el resultado numérico sea el mismo. Esta última circuns-
tancia solo se da en una de las reacciones siguientes:
a) 2 CO(g) + O2 (g) D 2 CO2 (g)
b) H2 (g) + Cl2 (g) D 2 HCl(g)
c) PCl5 (g) D PCl3 (g) + Cl2 (g)
d) N2 (g) + 3 H2 (g) D 2 NH3 (g)
e) C(s) + CO2 (g) D 2 CO(g)
(O.Q.L. Asturias 1989) (O.Q.L. Asturias 1998) (O.Q.L. Extremadura 2003) (O.Q.L. Canarias 2020)
El error no importa en aquellos equilibrios en los que el valor de la constante 𝐾k no dependa del volumen.
a) Falso. Se trata de un equilibrio homogéneo y la expresión de la constante 𝐾k es:
(𝑛;#! )!
[CO! ]! 𝑉 ! (𝑛;#! )!
𝐾k = = = · 𝑉 → 𝐾k sí depende de 𝑉
[CO]! [O! ] (𝑛;# )! 𝑛#! (𝑛;# )! (𝑛#! )
· ® °
𝑉! 𝑉
b) Verdadero. Se trata de un equilibrio homogéneo y la expresión de la constante 𝐾k es:
(𝑛";l )!
[HCl]! ! (𝑛";l )!
𝐾k = = 𝑛 𝑉 𝑛 = → 𝐾k no depende de 𝑉
[H! ] [Cl! ] ® "! ° ® ;l! ° (𝑛"! ) (𝑛;l! )
𝑉 𝑉
c) Falso. Se trata de un equilibrio homogéneo y la expresión de la constante 𝐾k es:
𝑛[;l" 𝑛;l!
[PCl% ] [Cl! ] ® 𝑉 ° ® 𝑉 ° (𝑛[;l" ) (𝑛;l! ) 1
𝐾k = = 𝑛[;l = · → 𝐾k sí depende de 𝑉
[PCl$ ] ® 𝑉 &° (𝑛[;l& ) 𝑉
d) Falso. Se trata de un equilibrio homogéneo y la expresión de la constante 𝐾k es:

(𝑛8"" )!
[NH% ] !
𝑉! (𝑛8"" )!
𝐾k = = = · 𝑉 ! → 𝐾k sí depende de 𝑉
[N! ] [H! ]% 𝑛8! (𝑛"! )% (𝑛8! ) (𝑛"! )%
® °
𝑉 𝑉%
e) Falso. Se trata de un equilibrio heterogéneo y la expresión de la constante 𝐾b es:
(𝑛;# )!
[CO]! ! (𝑛;# )! 1
𝐾k = = 𝑛𝑉 = · → 𝐾k sí depende de 𝑉
[CO! ] ® ;#! ° (𝑛;#! ) 𝑉
𝑉
(En la cuestión propuesta en Asturias 1998 se pregunta en qué reacción 𝐾k = 𝐾‡ .

1.4. Una reacción química tiene una constante de equilibrio muy elevada. Por tanto:
a) El equilibrio se alcanzará rápidamente.
b) La mezcla de los reactivos puede ser explosiva.
c) La velocidad no dependerá de las concentraciones de los reactivos.
d) No se puede decir nada de la velocidad de la reacción.
e) En el equilibrio las concentraciones de los productos serán menores que las de los reactivos.
(O.Q.L. Murcia 1996) (O.Q.L. Madrid 2013) (O.Q.L. Castilla y León 2014) (O.Q.L. Madrid 2016) (O.Q.L. Jaén 2017)
a) Falso. El tiempo que tarda en alcanzarse el equilibrio no depende del valor de su constante de equili-
brio, sino del valor las constantes cinéticas de las reacciones directa e inversa.
b) Falso. El que la mezcla de reactivos pueda ser explosiva no depende del valor de su constante de equi-
librio sino de las características propias de los reactivos.
c) Falso. La velocidad de una reacción A ® B se define como:
𝑣 = 𝑘 [A]R
donde 𝑘 es la constante cinética o de velocidad, [A] es la concentración molar del reactivo A y 𝑎 es el
orden parcial de la reacción respecto al mismo.
d) Verdadero. El hecho de que la constante de equilibrio sea muy elevada no suministra ninguna infor-
mación sobre la velocidad de la reacción.
e) Falso. Suponiendo el equilibrio A D B, cuya constante de equilibrio viene dada por la expresión:
[B]
𝐾k =
[A]
el hecho de que la constante de equilibrio sea muy elevada quiere decir que [B] >> [A.
1.5. El proceso dado por la ecuación química:

Cl2 (g) + PCl3 (g) D PCl5 (g)
puede decirse que está en equilibrio cuando:
a) Las constantes de velocidad se igualan.
b) La velocidad de la reacción directa y la velocidad de la reacción inversa son nulas.
c) Las velocidades de la reacción directa e inversa son iguales.
d) La velocidad de la reacción directa es doble de la velocidad de la reacción inversa.
Las velocidades de las reacciones directa e inversa, correspondientes al equilibrio propuesto se definen,
respectivamente, como:
𝑣(5KmKkˆ9) = 𝑘) [Cl! ]R [PCl% ]S
Ê → en el equilibrio: 𝑣(5KmKkˆ9) = 𝑣(A‰‚ƒAKm59)
𝑣(A‰‚ƒAKm59) = 𝑘! [PCl$ ]b
donde 𝑘) y 𝑘! son las respectivas constantes de velocidad, [Cl! ], [PCl% ] y [PCl$ ] son las concentraciones
en el equilibrio y, 𝑎, 𝑏 y 𝑐 son los órdenes respectivos de cada una de las especies.
1.6. Una vez alcanzado el equilibrio químico a una determinada temperatura, es incorrecto afirmar que:
a) Las concentraciones de cada uno de los reactivos y productos permanecen constantes.
b) Los reactivos dejan de transformarse en productos.
c) Las velocidades de las reacciones directa e inversa son iguales.
d) La variación de energía de Gibbs del sistema (ΔGsistema ) es igual a 0.
Sea, por ejemplo, el equilibrio: 𝑎 A(g) D 𝑏 B(g) + 𝑐 C(g).

a) Correcto. La expresión de su constante de equilibrio es:

[B]S [C]b
𝐾k =
[A]R
En el instante en el que se alcanza el equilibrio los valores [A], [B] y [C] se mantienen constantes.
b) Incorrecto. Una vez alcanzado el equilibrio químico, los reactivos siguen transformándose en produc-
tos a la misma velocidad que los productos se transforman en reactivos.
c) Correcto. Las velocidades de las reacciones directa e inversa, correspondientes al equilibrio propuesto
se definen, respectivamente, como:
𝑣(5KmKkˆ9) = 𝑘) [A]R
Ê → en el equilibrio: 𝑣(5KmKkˆ9) = 𝑣(A‰‚ƒAKm59)
𝑣(A‰‚ƒAKm59) = 𝑘! [B]S [C]b
donde 𝑘) y 𝑘! son las respectivas constantes de velocidad, [A], [B] y [C] son las concentraciones en el
equilibrio y, 𝑎, 𝑏 y 𝑐 son los órdenes respectivos a cada una de las especies.
Desde el punto de vista cinético, cuando las velocidades 𝑣(5KmKkˆ9) y 𝑣(A‰‚ƒAKm59) se igualan, el sistema al-
canza el equilibrio.
d) Correcto. Desde el punto de vista termodinámico, cuando un sistema alcanza el equilibrio se cumple
que la variación de energía de Gibbs de la reacción, ∆𝐺 = 0.
1.7. Se hacen reaccionar yodo e hidrógeno para obtener, en equilibrio con los anteriores elementos,
yoduro de hidrógeno. ¿De cuál de las siguientes magnitudes dependerá el valor de la constante Kp ?
a) De la concentración inicial de hidrógeno.
b) De la temperatura.
c) De la presión a la que se encuentre el sistema.
d) De la cantidad de HI obtenido.
De acuerdo con la ley del equilibrio químico, el valor de la constante de equilibrio solo depende de la
temperatura.
1.8. En un matraz de 5 L se establece el siguiente equilibrio:

CaCO3 (s) D CaO(s) + CO2 (g)
¿Cuál sería el efecto de agregar 1 g de CaCO3 (s) a temperatura constante?
1) Aumentaría el CO2
2) No variaría el CO2
3) Disminuiría el CO2
4) Disminuiría la velocidad de reacción.
a) Cierta solo la 1.
b) Cierta solo la 2.
c) Cierta solo la 3.
d) Ciertas la 1 y la 4.
(O.Q.L. Asturias 2000) (O.Q.L. Asturias 2001) (O.Q.L. Castilla y León 2001)
Se trata de un equilibrio heterogéneo y la expresión de 𝐾‡ es:

𝐾‡ = (𝑝;#! )
La constante 𝐾‡ a determinada temperatura solo depende de la cantidad de CO! en el equilibrio.
Si se añade CaCO% a temperatura constante, la cantidad de CO! en el equilibrio no varía, ya que como se
observa, la especie CaCO% no aparece en la expresión de la constante de equilibrio.

2 HgO(s) D 2 Hg(l) + O2 (g)
la expresión de la constante de equilibrio es:
[O2 ] [Hg]2 [Hg]2 1 [H2 ]
a) K c = 2
b) K c = [O2 ] c) K c = 2
d) K c = e) K c =
[HgO] [HgO] [O2 ] [HCl]2
[Hg] [O2 ]
f) K c = [Hg]2 [O2 ] g) K c =
[HgO]2
(O.Q.N. Barcelona 2001) (O.Q.L. Asturias 2004) (O.Q.L. País Vasco 2012) (O.Q.L. Castilla y León 2015) (O.Q.L. La Rioja 2015)
Se trata de un equilibrio heterogéneo y la expresión de la constante 𝐾k es:

𝐾k = [O! ]
1.10. El HI(g) está disociado en un 20 % en I2 y H2 a 700 °C y 1 atm. Si se mantiene constante la tempe-

ratura y se aumenta la presión:
a) La disociación será mayor que el 20 %.
b) La disociación será menor que eI 20 %.
c) No se disociará.
d) Se disociará igual, ya que, la presión no afecta a este equilibrio.
Se trata del equilibrio:

2 HI(g) D H! (g) + I! (g)
La expresión de la constante 𝐾‡ es:
(𝑝"! ) (𝑝d! )
𝐾‡ =
(𝑝"d )!
De acuerdo con la ley de Dalton de las presiones parciales (1801):
𝑝• = 𝑝 𝑦•
Sustituyendo en la expresión de 𝐾‡ :
(𝑝 𝑦"! ) (𝑝 𝑦d! ) (𝑦"! ) (𝑦d! )
𝐾‡ = = → 𝐾‡ no depende de 𝑝
(𝑝 𝑦"d )! (𝑦"d )!
Por tanto, si se aumenta la presión, el grado de disociación permanece constante.
1.11. Se hacen reaccionar H2 (g) e I2 (g) para dar HI(g). Indique de cuál de las siguientes magnitudes
dependerá el valor de la constante Kp cuando se haya alcanzado el equilibrio:
a) La concentración inicial de H2 .
b) La temperatura.
c) La presión total del sistema.
d) El volumen de la vasija de reacción.
Para el equilibrio:
H! (g) + I! (g) D 2 HI(g)
(𝑝"d )!
𝐾‡ =
(𝑝"! ) (𝑝d! )

𝑝• = 𝑝 𝑦•
(𝑝 𝑦"! ) (𝑝 𝑦d! ) (𝑦"! ) (𝑦d! )
(𝑝 𝑦"d )! (𝑦"d )!
Teniendo en cuenta qué para un gas a temperatura constante, presión y volumen son magnitudes inver-
samente proporcionales (ley de Boyle-Mariotte), la constante 𝐾‡ tampoco depende del volumen de la
vasija de reacción.
La expresión de 𝐾‡ se puede simplificar aún más:
(𝑛"d )!
! (𝑛"d )!
𝐾‡ = 𝑛 𝑛 𝑛 =
® ! ° ® ! ° (𝑛"! ) (𝑛d! )
" d
𝑛 𝑛
donde 𝑛 es el número de moles totales en el equilibrio.
Por tanto, 𝐾‡ no depende de [H! ] inicial y de acuerdo con la ley del equilibrio químico, la constante 𝐾•
solo depende de la temperatura.
1.12. Para el equilibrio imaginario indicado por la ecuación química:

a A + b B D c C + d D
se debe cumplir que:
a) La velocidad de la reacción directa es igual a la velocidad de la reacción inversa.
b) Las concentraciones de A y B pueden variar, pero el producto de ambas, [A]·[B], debe permanecer
constante.
c) No ocurre ningún tipo de reacción porque ya se ha alcanzado el equilibrio.
d) Los coeficientes estequiométricos de cada especie deben ser idénticos.
a) Verdadero. Las velocidades de las reacciones directa e inversa, correspondientes al equilibrio pro-
puesto se definen, respectivamente, como:
𝑣) = 𝑘) [A]R [B]S
Ê → en el equilibrio 𝑣) = 𝑣!
𝑣! = 𝑘! [C]b [D]‘
donde 𝑘) y 𝑘! son las respectivas constantes de velocidad, [A], [B], [C] y [D] son las concentraciones en el
equilibrio y, 𝑎, 𝑏, 𝑐 y 𝑑 son los órdenes respectivos de cada una de las especies.
b) Falso. La expresión de la constante de equilibrio 𝐾k es:
[C]b [D]‘
𝐾k =
[A]R [B]S
Cuando se alcanza el equilibrio los valores de [A], [B], [C] y [D] se mantienen constantes y guardan la
relación propuesta en la constante 𝐾k .
c) Falso. Cuando se alcanza el equilibrio las especies A y B siguen transformándose en C y D y, a la vez, C
y D también se transforman en A y B. La peculiaridad del equilibrio es que las velocidades de las reaccio-
nes directa e inversa son iguales.
d) Falso. Los coeficientes estequiométricos de la reacción son los adecuados para que se cumpla la ley de
conservación de la masa.
1.13. El dióxido de azufre reacciona con el oxígeno, en un recipiente cerrado, para formar trióxido de
azufre, según la ecuación química:
2 SO2 (g) + O2 (g) D 2 SO3 (g)
Una vez alcanzado el equilibrio en el recipiente de volumen fijo, se puede decir que:
a) Se ha gastado todo el SO2 y O2 iniciales.
b) El SO2 y el O2 ya no reaccionan para formar SO3 .
c) El SO3 no se descompone para dar SO2 y O2 .
d) La cantidad de SO3 permanece invariable.
a) Falso. Cuando se alcanza el equilibrio deben estar presentes todas las especies implicadas en el mismo.
b-c) Falso. Cuando se alcanza el equilibrio, SO! y O! siguen reaccionando para formar SO% , a la vez que el
SO% se descompone en SO! y O! .
d) Verdadero. Cuando se alcanza el equilibrio las cantidades de todas las especies implicadas en dicho
equilibrio permanecen invariables en una relación que se denomina constante de equilibrio.
1.14. Una reacción tiene una constante de velocidad de la reacción directa igual a 2,3·10𝟔 s –1 y la cons-
tante de equilibrio es 4,0·10𝟖 . ¿Cuál es el valor de la constante de velocidad de la reacción inversa?
a) 1,1·10–15 s –1
b) 5,8·10–3 s –1
c) 1,7·102 s –1
d) 9,2·1014 s –1
e) 9,2·1010 s –1
Sea, por ejemplo, la reacción que se verifica en única etapa:

A D P
las ecuaciones de velocidad de las reacciones directa e inversa son, respectivamente:
𝑣(5AmKkC9) = 𝑘5AmKkC9 [A] 𝑣(AjrKm39) = 𝑘AjrKm39 [P]
Cuando se alcanza el equilibrio se cumple que:
𝑣(5AmKkC9) = 𝑣(AjrKm39)
Igualando los segundos miembros de las ecuaciones:
𝑘5AmKkC9 [A] = 𝑘AjrKm39 [P]
Se define la constante de equilibrio, 𝐾, como:
𝑘5AmKkC9 [P]
𝐾= =
𝑘AjrKm39 [A]
El valor de 𝑘AjrKm39 es:
2,3·106 s()
4,0·108 = → 𝑘AjrKm39 = 5,8·10(% s()
𝑘AjrKm39
1.15. La expresión correcta para la constante del equilibrio:

P4 (s) + 5 O2 (g) D P4 O10 (s)
es:
[P4 O10 ] [P4 O10 ] 5
1
a) K c = b) K c = c) K c =[O2 ] d) K c =
[P4 ] [O2 ]5 5 [P4 ] [O2 ] [O2 ]5
Se trata de un equilibrio heterogéneo y la expresión de su constante de equilibrio es:

1
𝐾k =
[O! ]$
1.16. Para el sistema:

2 NO2 (g) D 2 NO(g) + O2 (g)
Sabiendo que se parte de 1 mol de NO2 en un recipiente de 1 L, se postulan las siguientes expresiones de
K c siendo 𝒙 = [O2 ]:
𝒙2 · 𝒙 𝒙2 · 𝒙 2𝒙2 · 𝒙 𝒙 · 𝒙
1) K c = 2
2) K c = 3) K c = 2
4) K c =
(1 – 2𝒙) 1 (1 – 𝒙) 1 – 𝒙
¿Cuál de estas expresiones es cierta?
a) Todas
b) Ninguna
c) Solo la 2
d) Solo la 1

NO! NO O!
𝑛AjAkA9l 1 ¾ ¾
𝑛Cm9j3HBmn95B 2𝑥 ¾ ¾
𝑛HBmn95B ¾ 2𝑥 𝑥
𝑛K‚ƒAlA„mAB 1 – 2𝑥 2𝑥 𝑥
[NO]! [O! ]
𝐾k =
[NO! ]!
El valor de 𝐾k teniendo en cuenta que 𝑉 = 1 L es:
(2𝑥)! · 𝑥 4𝑥 ! · 𝑥
𝐾k = =
(1 − 2𝑥)! (1 − 2𝑥)!
Como se observa, la expresión de 𝐾k no coincide con ninguna de las cuatro propuestas.
1.17. Considere el siguiente sistema en un recipiente cerrado y una vez alcanzado el equilibrio:
CaCO3 (s) D CaO(s) + CO2 (g) ΔH ° = 178,3 kJ mol–1 .
A una temperatura determinada, ¿quién será proporcional a la constante de equilibrio?
a) Las cantidades de CaCO3 (s), CaO(s) y CO2 (g) en el equilibrio.
b) La cantidad inicial de CO2 (g).
c) La cantidad de CO2 (g) en el equilibrio.
d) La cantidad de CaCO3 (s) inicial.

𝐾‡ = (𝑝;#! )
La constante 𝐾‡ a determinada temperatura solo depende de la cantidad de CO! (g) en el equilibrio.

1.18. Se quiere eliminar el vapor de agua de un recipiente. Utilizando la siguiente información, ¿cuál
será la reacción correspondiente al mejor reactivo desecante?
a) Cu(s) + H2 O(g) D CuO(s) + H2 (g) K c = 2·10–18
b) CO(g) + H2 O(g) D CO2 (g) + H2 (g) K c = 100
c) CO(g) + H2 (g) D C(s) + H2 O(g) K c = 2·1017
d) 2 H+ (aq) + SO2–
4 (aq) D SO3 (g) + H2 O(g) K c = 1·10–28
e) GdOCl(s) + 2 HCl(g) D H2 O(g) + GdCl3 (s) K c = 0,12
(O.Q.N. Valencia de D. Juan 2004) (O.Q.L. Cantabria 2011)
Escribiendo todos los equilibrios de forma que el H! O sea un reactivo, la reacción que posea el mayor
valor de la constante de equilibrio será aquella en la que esté presente el mejor reactivo desecante, ya
que hace que el equilibrio se encuentra más desplazado hacia la derecha.
El valor de la constante de equilibrio de las reacciones inversas en los casos c), d) y e) es:
c) C(s) + H! O(g) D CO(g) + H! (g)
1
𝐾k] = = 5·10()F
𝐾k
d) SO% (g) + H! O(g) D 2 H. (aq) + SO!(
2 (aq)
1
𝐾k] = = 10!F → SO% es el mejor desecante
𝐾k
e) GdCl% (s) + H! O(g) D GdOCl(s) + 2 HCl(g)
1
𝐾k] = = 8,3
𝐾k
1.19. La K a del CH3 COOH, es 1,8·10–5 y su velocidad de disociación es v = 8,0·105 [CH3 COOH]. ¿Cuál
sería la constante de velocidad de la reacción de asociación de H+ y CH3 COO– ?
a) 4,4·1010
b) 1,25·10–6
c) 4,4·106
d) 8,0·105
e) 1,8·105
La ecuación química correspondiente a la disociación del CH% COOH:

CH% COOH D CH% COO( + H.
Las ecuaciones de velocidad correspondientes a la disociación y a la asociación son, respectivamente:
𝑣(5A3BkA9kAój) = 𝑘5A3BkA9kAój [CH% COOH] 𝑣(93BkA9kAój) = 𝑘93BkA9kAój [CH% COO( ] [H. ]
Cuando se igualan ambas velocidades se alcanza el equilibrio:
𝑘5A3BkA9kAój [CH% COOH] = 𝑘93BkA9kAój [CH% COO( ] [H. ]
se obtiene:
𝑘5A3BkA9kAój [CH% COOH]
=
𝑘93BkA9kAój [CH% COO( ] [H. ]
Según la ley de acción de masas, la constante de equilibrio es:
[CH% COOH]
𝐾9 =
[CH% COO( ] [H. ]
Igualando ambas expresiones se obtiene:
𝑘5A3BkA9kAój
𝐾9 =
𝑘93BkA9kAój
El valor de la constante de velocidad de asociación es:
8,0·105 s()
1,8·10($ = → 𝑘93BkA9kAój = 4,4·1010 s()
𝑘93BkA9kAój
1.20. El yodo es un sólido poco soluble en agua, en la que origina una disolución marrón. Se tiene el
sistema I2 (s) D I2 (aq) que está en equilibrio y se añade más yodo sólido. ¿Qué ocurrirá?
a) La disolución se teñirá de marrón más oscuro.
b) La disolución tomará color marrón más claro.
c) No tendrá efecto en el equilibrio.
d) Aumentará la concentración de I2 (aq).
Se trata de un equilibrio heterogéneo en el que la expresión de 𝐾k es:

𝐾k = [I!(9‚) ]
La constante solo depende de la concentración de I! (aq), por lo que si se mantiene constante la tempera-
tura este valor se mantiene constante. Por este motivo, al ser el I! insoluble en agua, la adición de más
cantidad de I! (s) no tiene ningún efecto sobre el equilibrio y la cantidad añadida se va al fondo del vaso.

A2 + B2 D 2 AB Concentración / M [ AB ]
el gráfico muestra la variación de concentración de las especies impli-

cadas frente al tiempo. El valor de la constante de equilibrio es:
a) 1 [ A2 ] = [B2]
b) 2
c) 4
Tiempo
d) 8

[AB]!
𝐾k =
[A! ] [B! ]
Según la imagen, los valores de las concentraciones de las especies en el equilibrio son:
[AB] = 2 M [A! ] = [B! ] = 1 M
El valor de la constante es:
2!
𝐾k = = 4
1!
1.22. La constante de equilibrio, K c , de una reacción siempre tiene como unidades:

a) Mol L–1 .
b) Es adimensional.
c) No se pueden precisar, dependerá de las especies y estequiometría de la reacción, es decir, del equili-
brio estudiado.
d) Atm.
e) Las mismas que K y .
(O.Q.L. Murcia 2005) (O.Q.L. Asturias 2006)
Las dimensiones de la constante 𝐾k dependen de que equilibrio se estudie.

Por ejemplo, dado el equilibrio:
N! (g) + 3 H! (g) D 2 NH% (g)
[NH% ]!
𝐾k = → las unidades de la constante son L! mol(!
[N! ] [H! ]%
Sin embargo, en el equilibrio:
I! (g) + H! (g) D 2 HI(g)
[HI]!
𝐾k = → la constante es adimensional
[H! ] [I! ]
1.23. ¿Cuál de las siguientes características corresponde a un estado de equilibrio?

a) Para que se alcance el estado de equilibrio químico el sistema debe ser cerrado.
b) Un verdadero equilibrio químico solo se alcanza partiendo de los reactivos de la reacción.
c) El equilibrio se caracteriza por la constancia de algunas propiedades como la concentración, por lo que
se trata de un sistema de composición constante.
d) Incluso después de alcanzarse el equilibrio químico continúan produciéndose las reacciones directa e
inversa a nivel microscópico.
a) Falso. Esa condición solo es necesaria para los equilibrios en fase gaseosa.
b) Falso. El estado de equilibrio de un sistema puede alcanzarse tanto partiendo de reactivos, de produc-
tos o de ambos.
c) Falso. El estado de equilibrio de un sistema no se caracteriza porque se mantenga constante la concen-
tración de las sustancias, sino por el valor de la constante de equilibrio. Es decir, a determinada tempe-
ratura, se puede tener el mismo valor de la constante 𝐾k con diferentes valores de las concentraciones de
reactivos y productos.
d) Verdadero. El estado de equilibrio se caracteriza por ser dinámico, es decir, que las reacciones directa
e inversa continúan una vez que se ha alcanzado el equilibrio.
1.24. Dado el sistema representado por:

2 NO(g) + Cl2 (g) D 2 NOCl(g) únicamente se puede afirmar que:
a) Es un sistema en el que se cumple que [NO]𝐞𝐪 = [NOCl]𝐞𝐪 .
b) En este proceso siempre se debe hacer reaccionar inicialmente doble cantidad de NO(g) que de Cl2 (g).
c) Se cumple siempre, de acuerdo con la estequiometría de la reacción, que la relación molar de las sus-
tancias presentes en el equilibrio es NO:Cl2 :NOCl es 2:1:2.
d) Una vez alcanzado el equilibrio, existe una relación entre las concentraciones que siempre es constante
e independiente de las cantidades iniciales puestas a reaccionar.
(O.Q.L. Asturias 2006) (O.Q.L. La Rioja 2009) (O.Q.L. La Rioja 2011)
a) Falso. Cuando el sistema se encuentra en equilibrio no tiene porqué cumplirse que [NO]K‚ = [NOCl]K‚ .
b) Falso. El equilibrio se alcanza independientemente de cuáles sean las cantidades iniciales de NO y Cl! .
c) Falso. La relación de especies en el equilibrio no tiene nada que ver con la relación molar dada por la
estequiometría de la reacción.
d) Verdadero. Cuando se alcanza el equilibrio, se mantienen constantes las concentraciones de todas las
especies implicadas en el equilibrio y, estas son independientes de cuáles hayan sido las cantidades ini-
ciales que se hayan hecho reaccionar.
1.25. Si el equilibrio:
2 ICl(g) D I2 (g) + Cl2 (g)
tiene de constante 4,8·10–6 a 25 °C, eso indica que en la situación de equilibrio:
a) Hay mucho menos I2 y Cl𝟐 que ICl.
b) Habrá el doble de ICl que de I2 .
c) Las presiones de ICl, I2 y Cl2 serán las mismas.
d) Habrá mucho más I2 y Cl2 que ICl.
La expresión de la constante de equilibrio de la reacción es:

[I! ] [Cl! ]
𝐾k =
[ICl]!
El que el valor de 𝐾k sea 4,8·10(1 quiere decir que en el equilibrio se cumple que, [I! ] [Cl! ] << [ICl]𝟐 .
1.26. Considerando el equilibrio:

H2 (g) + Cl2 (g) D 2 HCl(g)
¿Cuál de las siguientes afirmaciones es válida?
a) Cuando se establece el equilibrio, no se produce ninguna reacción más.
b) A cualquier temperatura, cuando se establece el equilibrio, el número de moles de los reactivos es igual
que el número de moles de los productos.
c) Cuando se establece el equilibrio, la concentración de cada sustancia en el sistema es constante con el
tiempo.
d) Cuando se establece el equilibrio, la velocidad de reacción es cero.
a-d) Falso. El equilibrio es cinético, lo cual quiere decir que la reacción transcurre en ambos sentidos con
la misma velocidad.
b) Falso. Cuando se alcanza el equilibrio, el número de moles de las diferentes especies no tiene por qué
ser el mismo.
c) Verdadero. Cuando se alcanza el equilibrio, las concentraciones de las diferentes especies se mantienen
constante con el tiempo y su relación proporciona la constante de equilibrio 𝐾b :
[HCl]!
𝐾k =
[H! ] [Cl! ]

NH4 HS(s) D NH3 (g) + H2 S(g)
¿Cuál es el efecto de la adición de NH4 HS(s) sobre la posición de equilibrio?
a) La reacción se desplaza hacia la derecha.
b) La reacción se desplaza hacia la izquierda.
c) No hay ningún cambio.
d) Se necesitan datos termodinámicos de la reacción.
e) El valor de K p aumenta.
(O.Q.N. Ávila 2009) (O.Q.L. Cantabria 2014) (O.Q.L. Cantabria 2015)
Se trata de un equilibrio heterogéneo y la expresión de la constante 𝐾‡ es:

𝐾‡ = (𝑝8"" ) (𝑝"! ™ )
Como se observa, la especie NH2 HS no aparece en la expresión de la constante por tratarse de una sus-
tancia sólida. Esto quiere decir que la adición de esta sustancia al equilibrio no produce ningún cambio
en el mismo.
1.28. En dos habitaciones cerradas a la misma temperatura

hay dos recipientes con agua como indica la figura:
Se trata de comparar la presión de vapor de agua en ambas
habitaciones.
a) Es la misma.
b) En la habitación A es mayor.
c) En la habitación B es mayor.
d) No hay que tener en cuenta la temperatura.
e) Se necesita saber las dimensiones de la habitación.
Se trata del equilibrio heterogéneo:

H! O(l) D H! O(g)
en el que el valor de 𝐾‡ es:
𝐾‡ = (𝑝"! # )
Este valor, de acuerdo con la ley del equilibrio, es una constante para cada temperatura, por tanto, la
presión de vapor es la misma en ambas habitaciones.
1.29. El CaCO3 (s) se descompone por calcinación generando CaO(s) y CO2 (g) según la ecuación:
Dos experimentadores colocaron la misma cantidad de CaCO3 (s), uno en una cápsula de porcelana
abierta al exterior (primer experimento), el otro en un recipiente cerrado herméticamente (segundo ex-
perimento). Ambos calentaron la muestra a 900 °C. Señale la afirmación correcta:
a) En ambos experimentos se podrá descomponer todo el CaCO3 (s) inicial.
b) En el segundo experimento se podrá descomponer mayor cantidad de CaCO3 (s) que en el primero.
c) Solo en el primer experimento se podrá descomponer todo el CaCO3 (s).
d) Solo en el segundo experimento se podrá descomponer todo el CaCO3 (s).
§ En el primer experimento se trabaja en un sistema abierto, por lo que se intercambia materia con el
entorno y no se alcanza el equilibrio, de forma que se descompone todo el CaCO% (s).
§ En el segundo experimento se trabaja en un sistema aislado, por lo que no se intercambia materia con
el entorno y se alcanza el equilibrio, de forma que no se descompone todo el CaCO% (s).
El equilibrio se alcanza suponiendo que se introduce cantidad suficiente de CaCO% (s) en un recipiente de
volumen 𝑉 para que se alcance el equilibrio a esa temperatura:
𝐾‡ = (𝑝;#! )
En caso contrario, se podría descomponer todo el CaCO% (s).

1.30. La expresión correcta para la constante de equilibrio de la reacción:

2 NO2 (g) + 7 H2 (g) D 2 NH3 (g) + 4 H2 O(l)
es:
[NH3 ]2 [NO2 ]2 [H2 ]7 [NH3 ]2 [H2 O]4 [NH3 ]2 [H2 O]4
a) K c = b) K c = c) K c = d) K c =
[NO2 ]2 [H2 ]7 [NH3 ]2 [NO2 ]2 [H2 ]7 [NO2 ]

[NH% ]!
𝐾k =
[NO! ]! [H! ]E
1.31. Entre las siguientes afirmaciones una es correcta, ¿cuál?

a) Si el valor de la constante de equilibrio es negativo, la reacción inversa será espontánea.
b) Si se consigue que una reacción discurra más rápido, se obtendrá una mayor cantidad de producto.
c) A medida que una reacción química tiene lugar, el valor de su constante de equilibrio cambia.
d) La constante de equilibrio tiene diferentes valores a diferentes temperaturas.
e) Si el valor de la constante de equilibrio es muy pequeño, el rendimiento de obtención del producto
mayoritario será muy elevado.
(O.Q.L. País Vasco 2011) (O.Q.L. Jaén 2018)
a) Falso. El valor de la constante de equilibrio siempre es positivo.

b) Falso. Si la reacción es más rápida, no es que se obtenga más producto, es que se obtiene la misma
cantidad en menos tiempo.
c) Falso. No se puede hablar de constante de equilibrio mientras la reacción no alcanza este estado.
d) Verdadero. De acuerdo con la ley del equilibrio químico, existe una constante de equilibrio para cada
temperatura.
e) Falso. Si el valor de la constante K es pequeño quiere decir que el equilibrio se encuentra desplazado
hacia los reactivos, por tanto, el rendimiento de los productos será bajo.
1.32. La expresión de K c para la reacción:

2 S(s) + 3 O2 (g) D 2 SO3 (g)
es:
2 [SO3 ] 2 [SO3 ] [SO3 ]2 [SO3 ]2
a) K c = b) K c = c) K c = 2 d) K c =
2 ([S] + [O2 ]) 3 [O2 ] [S] [O2 ]3 [O2 ]3

[SO% ]!
𝐾k =
[O! ]%
1.33. Para un cierto sistema en equilibrio, K = 1·10–15 . Esto significa que:

a) La reacción ocurre lentamente.
b) La reacción ocurre rápidamente.
c) El sistema en equilibrio contiene sobre todo productos.
d) El sistema en equilibrio contiene sobre todo reactivos.
La constante de equilibrio de una reacción se define como:

[productos]
𝐾=
[reactivos]
§ Si el valor de 𝐾 es muy grande indica que [productos] > [reactivos], por lo que el sistema en equilibrio
contiene sobre todo productos.
§ Si el valor de 𝐾 es muy pequeño indica que [productos] < [reactivos], por lo que el sistema en equilibrio
contiene sobre todo reactivos.
1.34. La expresión de K c para el siguiente equilibrio:

CO(g) + 2 H2 (g) D CH3 OH(l)
es:
[CH3 OH] [CH3 OH] 1 1
a) K c = b) K c = 2
c) K c = d) K c =
2 [CO] [H2 ] [CO] [H2 ] 2 [CO] [H2 ] [CO] [H2 ]2

1
𝐾k =
[CO] [H! ]!
1.35. Un sistema químico con reacción alcanza el equilibrio cuando:

a) No se forma producto por reacción directa.
b) La reacción inversa ya no ocurre en el sistema.
c) La concentración de reactivos en el sistema es igual a la concentración de productos.
d) La velocidad a la que ocurre la reacción directa es igual a la de la reacción inversa.
Sea la reacción A D B, cuyas ecuaciones de velocidad correspondientes a las reacciones directa e inversa
son, respectivamente:
𝑣(5AmKkC9) = 𝑘5AmKkC9 [A] 𝑣(AjrKm39) = 𝑘AjrKm39 [B]
Cuando se igualan ambas velocidades se alcanza el equilibrio:
𝑘5AmKkC9 [A] = 𝑘AjrKm39 [B]
Se obtiene:
𝑘5AmKkC9 [B]
= = 𝐾
𝑘AjrKm39 [A]
1.36. En un matraz en el que se ha hecho el vacío, se introduce una cierta cantidad de NH4 Cl(s) y se
calienta a determinada temperatura a la que tiene lugar la reacción:
NH4 Cl(s) D NH3 (g) + HCl(g)
¿Cuál de las siguientes expresiones de la constante Kp es incorrecta?
a) Kp = (pNH3 ) (pHCl )
b) Kp = (pNH3 )2
c) Kp = (ptotal /2)2
d) Kp = (2 ptotal )2
e) Kp = (pHCl )2
(O.Q.N. Alicante 2013) (O.Q.L. Cantabria 2014)

𝐾‡ = (𝑝8"" ) (𝑝";l )
De acuerdo con la estequiometría de la reacción:
𝑝8"" = 𝑝";l = 𝑝
𝑝CBC9l = 𝑝8"" + 𝑝";l
La expresión de 𝐾‡ puede quedar escrita de las siguientes formas:
𝑝CBC9l !
𝐾‡ = (𝑝8"" )! → 𝐾‡ = (𝑝";l )! → 𝐾‡ = ® °
2
1.37. En la figura se muestra la evolución del sistema:

N2 (g) + 3 H2 (g) D 2 NH3 (g) ΔH < 0
Se puede afirmar que en el instante t 𝟏 :
a) Se introduce un catalizador.
b) Se extrae amoniaco del medio de reacción.
c) Se disminuye la temperatura.
d) Se aumenta la presión.
En el instante 𝑡) las concentraciones de todas las especies no permanecen constantes con el tiempo, lo
cual quiere decir que el sistema aún no ha alcanzado el equilibrio. En ese momento, se observa un brusco
descenso en la concentración de NH% , lo que implica que se ha extraído NH% del sistema.
1.38. En un reactor se introducen, en condiciones de reacción óptima, 2 mol de gas nitrógeno y 6 mol
de gas hidrógeno; sin embargo, nunca se va a conseguir la producción de 4 mol de amoniaco. Esto es
debido a que:
a) Los reactivos no tienen una riqueza del 100 %.
b) El amoniaco se descompone a la vez que se obtiene.
c) Se alcanza la situación de equilibrio químico.
d) La velocidad de reacción disminuye con el tiempo.
La ecuación química correspondiente a la formación de amoniaco a partir de nitrógeno e hidrógeno es:

N! (g) + 3 H! (g) D 2 NH% (g)
La formación de 4 mol de NH% a partir de las cantidades de reactivos dadas implicaría una reacción total,
sin embargo, la síntesis de amoniaco propuesta por Haber implica que, en las condiciones de presión y
temperatura adecuadas, se alcanza el equilibrio químico.
1.39. Al calentarse el CaCO3 (s) se descompone en CaO(s) y CO2 (g). Si en un recipiente abierto se intro-
duce un trozo de CaCO3 (s) y se calienta, ¿cuál de las afirmaciones siguientes es verdadera?
a) Nunca se alcanzará el equilibrio.
b) El equilibrio se alcanzará cuando los moles de CO2 y CaO formados sean iguales.
c) El equilibrio se alcanzará cuando la presión parcial del CO2 alcance el valor de Kp .
d) El valor de Kp coincide con el de Kc .
(O.Q.L. Valencia 2014) (O.Q.L. Jaén 2019)
La ecuación correspondiente a la disociación térmica del CaCO% (s) es:

CaCO% (s) D CaO(s) + CO! (g)

𝐾‡ = 𝑝;#!
La constante 𝐾‡ a determinada temperatura solo depende de la cantidad de CO! en el equilibrio, por
tanto, si el recipiente está abierto el CO! (g) formado se escapa y no se alcanza nunca el equilibrio.
(En la cuestión propuesta en Jaén 2019 se cambian las especies CaCO% , CaO y CO! por KClO% , KCl y O! ,
respectivamente).
1.40. Las siguientes imágenes representan el estado de equilibrio para cuatro reacciones diferentes del
tipo:
A2 + X2 D 2 AX
Indique cuál de ellos presenta la mayor constante de equilibrio:


[AX]!
𝐾k =
[A! ] [X! ]
A la vista de los gráficos propuestos, el valor de la constante de equilibrio para cada caso es:
2! 4 6! 4! 3! 9
𝐾9 = = 𝐾„ = = 36 𝐾k = = 4 𝐾5 = =
3·3 9 1·1 2·2 2·2 4

2 NO(g) + O2 (g) D 2 NO2 (g)
A determinada temperatura las concentraciones en el equilibrio del sistema son [NO] = 0,52 M; [O2 ] =
0,24 M y [NO2 ] = 0,18 M. ¿Cuál es el valor de K c a esta temperatura?
a) 0,063
b) 0,50
c) 1,4
d) 2,0

[NO! ]!
𝐾k =
[NO]! [O! ]
El valor de la constante 𝐾k es:
0,18!
𝐾k = = 0,50
0,52! · 0,24

1.42. Dado el sistema:

COCl2 (g) D Cl2 (g) + CO(g)
¿En qué momento alcanza dicho sistema el equilibrio?
a) Cuando la concentración de COCl2 (g) se iguala a la de CO(g).
b) Cuando la velocidad de la reacción directa e inversa son nulas.
c) Cuando la velocidad de la reacción directa es igual a la velocidad de la reacción inversa.
d) Cuando la ecuación está ajustada.
Las velocidades de las reacciones directa e inversa, correspondientes al equilibrio propuesto se definen,
respectivamente, como:
𝑣5AmKkC9 = 𝑘5AmKkC9 [COCl! ]
Ê → en el equilibrio 𝑣5AmKkC9 = 𝑣AjrKm39
𝑣AjrKm39 = 𝑘AjrKm39 [Cl! ] [CO]
1.43. En una botella cerrada que está a medio llenar con agua, tiene lugar el siguiente proceso:
H2 O(l) D H2 O(g)
El equilibrio se alcanza cuando:
a) Cesa la evaporación del agua.
b) El agua empieza a condensar.
c) Las moléculas de agua en la fase gas igualan a las presentes en la fase líquida.
d) Evaporación y condensación se producen a idéntica velocidad.
Se trata de un equilibrio de cambio de fase que se alcanza cuando se igualan las velocidades de evapora-
ción del H! O(l) y condensación del H! O(g).
1.44. Considere la reacción exotérmica A + B D C + D. De las siguientes afirmaciones cuál es la

verdadera para este equilibrio:
a) Si la constante de equilibrio tiene un valor muy elevado es porque la reacción directa es muy rápida.
b) Si aumenta la temperatura, la constante cinética de la reacción directa disminuye.
c) El orden total de la reacción directa es 3.
d) Si se añade un catalizador, la constante de equilibrio no se modifica.
a) Falso. La expresión de la constante de equilibrio es:

[C] [D]
𝐾k =
[A] [B]
Si el valor de la constante de equilibrio es elevado es debido a que en el equilibrio, las cantidades de C y
D son superiores a las de A y B.
𝐸6
𝑅𝑇
Al aumentar la temperatura, la constante cinética, 𝑘, siempre aumenta.
c) Falso. No se puede saber el orden de una reacción sin conocer su ecuación de velocidad.
d) Verdadero. La adición de un catalizador reduce la energía de activación de la reacción directa e inversa
y no modifica el valor de la constante de equilibrio.
1.45. La síntesis de Haber-Bosch se refiere a la obtención de:

a) Cloruro de polivinilo
b) Urea
c) Amoniaco
d) Grafeno
Entre 1905 y 1913 se desarrolló en Alemania el proceso Haber-Bosch, que consistía en hacer reaccionar
a elevada presión y temperatura y, usando alúmina como catalizador, el nitrógeno procedente de la licue-
facción del aire con el hidrógeno que se obtenía a partir de hacer reaccionar monóxido de carbono con
vapor de agua. La ecuación química correspondiente al equilibrio de la síntesis del amoniaco es:
N! (g) + 3 H! (g) D 2 NH% (g)
1.46. ¿Cuál es la expresión de la constante de equilibrio para la reacción de combustión de un mol de

metano, teniendo en cuenta que el agua que resulta está en estado líquido?
[CO2 ] [H2 O]2 [CO2 ] [CO2 ]2 pCH4 (pO2 )2
a) K c = b) K c = c) K c = d) K p =
[CH4 ] [O2 ]2 [CH4 ] [O2 ]2 [CH4 ]2 [O2 ]2 pCO2
La ecuación química correspondiente a la combustión del metano es:

CH2 (g) + 2 O! (g) D CO! (g) + 2 H! O(l)
La expresión de la constante de equilibrio 𝐾k del equilibrio heterogéneo s:
[CO! ]
𝐾k =
[CH2 ] [O! ]!
1.47. Para el equilibrio:

2 As2 Se3 (s) + 9 O2 (g) ⇄ 2 As2 O3 (s) + 6 SeO2 (s)
[As2 O3 ] [SeO2 ] [As2 O3 ]2 [SeO2 ]6 [As2 O3 ]2 [SeO2 ]6 1
a) K c = b) K c = c) K c = d) K c =
[As2 Se3 ] [O2 ] [As2 Se3 ] 2 2
[As2 Se3 ] [O2 ]9 [O2 ]9
Se trata de un equilibrio heterogéneo y la expresión de la constante de equilibrio es:

1
𝐾=
[O! ]•
1.48. En una reacción química reversible se alcanza el equilibrio cuando:

a) La presión se mantiene constante.
b) La temperatura se mantiene constante.
c) La concentración de productos y reactivos se mantiene constante.
d) La concentración de los reactivos es igual a la de los productos.
e) Se consume la totalidad del reactivo limitante.
(O.Q.L. Jaén 2017)
Una reacción química reversible alcanza el equilibrio cuando se mantienen constantes las concentracio-
nes (presiones) de los productos y los reactivos a una determinada temperatura.

3 O2 (g) D 2 O3 (g) K c = 6,25·10–58 a 25 °C.
Si en un recipiente cerrado, a esa temperatura, se introduce 1 mol de O2 (g), al alcanzarse el equilibrio:
a) La presión parcial de ambos gases será muy pequeña.
b) Kp igualará a Kc .
c) La presión parcial de O3 será muy pequeña.
d) No se va a formar O3 .
La expresión de la constante de equilibrio 𝐾k de la reacción es:

[O% ]!
𝐾k =
[O! ]%
Como el valor de la constante de equilibrio es muy pequeño e inicialmente se ha introducido 1 mol de O! ,
quiere decir que en el equilibrio se cumple que:
𝑝#" <<< 𝑝#!
es decir, que la presión parcial del O% será muy pequeña.
1.50. Considérese la reacción:

H2 (g) + I2 (g) ⇄ 2 HI(g)
donde en equilibrio las concentraciones (mol L–1 ) son: [H2 ] = 0,001141, [I2 ] = 0,001141 y [HI] =
0,008410. La constante de equilibrio será igual a:
a) –0,006128
b) 0,006128
c) 6459,9
d) 54,3
e) Ninguna de las anteriores, dado que el cálculo requiere conocer los pesos moleculares.
La expresión de la constante de equilibrio 𝐾k es:

[H! ] [I! ]
𝐾k =
[HI]!
El valor de la constante de equilibrio es:
0,008410!
𝐾k = = 54,33
0,001141 · 0,001141
1.51. En un matraz en el que se ha hecho el vacío, se introduce una cierta cantidad de CaCO3 y se ca-
lienta a determinada temperatura a la que tiene lugar la reacción:
¿Cuál de las siguientes expresiones de la constante de equilibrio es correcta?
[CaCO3 ] [CO2 ][CaO] 1 [CaO]
a) K c = b) K c = [CO2 ] c) K c = d) K c = e) K c =
[CO2 ][CaO] [CaCO3 ] [CO2 ] [CaCO3 ]

1
K c =
[CO2 ]

C(s) + CO2 (g) D 2 CO(g) ΔH = 119,8 kJ
¿Cómo afectará al equilibrio una ligera disminución de la cantidad de carbono?
a) Desplazará el equilibrio a la izquierda.
b) Desplazará el equilibrio a la derecha.
c) No afectará al equilibrio.
d) Provocará un incremento de K c .

[CO]!
𝐾k =
[CO! ]
Como se observa en la expresión de la constante de equilibrio no aparecen las especies sólidas como el
carbono, por tanto, los cambios en ellas no afectan al equilibrio.
1.53. Para un cierto sistema en equilibrio, K = 1011 . Esto significa que:

a) La reacción ocurre lentamente.
b) La reacción ocurre rápidamente.
c) El sistema en equilibrio contiene sobre todo productos.
d) El sistema en equilibrio contiene sobre todo reactivos.
La constante de equilibrio de una reacción se define como:

[productos]
𝐾=
[reactivos]
§ Si el valor de 𝐾 es muy grande indica que [productos] > [reactivos], por lo que el sistema en equilibrio
contiene sobre todo productos.
§ Si el valor de 𝐾 es muy pequeño indica que [productos] < [reactivos], por lo que el sistema en equilibrio
contiene sobre todo reactivos.
1.54. La constante de equilibrio depende de:

a) El sentido de una reacción química.
b) Las concentraciones iniciales.
c) La velocidad con la que se alcanza el equilibrio.
d) La temperatura.
De acuerdo con la ley del equilibrio químico propuesta por Guldberg y Waage (1864), todos los equili-
brios se alteran al modificar la temperatura, ya que la constante de equilibrio depende de la temperatura.
2. RELACIÓN ENTRE LAS CONSTANTES DE EQUILIBRIO

2 SO2 (g) + O2 (g) D 2 SO3 (g) K c = 13 a 900 K.
¿Cuál es el valor de Kp a la misma temperatura?
a) 13
b) 0,0024
c) 960
d) 0,18
e) 0,77
(O.Q.N. Navacerrada 1996) (O.Q.L. Extremadura 2013) (O.Q.L. La Rioja 2020) (O.Q.L. Castilla y León 2020)
La relación entre las constantes 𝐾k y 𝐾‡ viene dada por la expresión:

𝐾‡ = 𝐾k (𝑅𝑇)œ•
siendo, Δ𝜈 = Σ coef. esteq. productos gas – Σ coef. esteq. reactivos gas = 2 – (2 + 1) = –1
𝐾‡ = 13 · (0,082 · 900)() = 0,18
(En la cuestión propuesta en Extremadura 2013 se cambian los componentes del equilibrio).

3 Fe(s) + 4 H2 O(g) D Fe3 O4 (s) + 4 H2 (g)
Un aumento en el volumen del recipiente de reacción produce el siguiente efecto sobre el equilibrio:
a) El valor de Kp disminuye.
b) El valor de Kp aumenta.
c) Se produce más H2 (g).
d) Se produce más H2 O(g).
e) No se produce ningún cambio.
(O.Q.N. Navacerrada 1996) (O.Q.L. País Vasco 2007) (O.Q.L. Valencia 2015) (O.Q.L. Extremadura 2016) (O.Q.L. Málaga 2018)
Se trata de un equilibrio heterogéneo y la expresión de la constante 𝐾b es:

(𝑛"! )2
[H! ]2 𝑉2 (𝑛"! )2
𝐾k = = =
[H! O]2 (𝑛"! # )2 (𝑛"! # )2
𝑉2
siendo, Δ𝜈 = Σ coef. esteq. productos gas – Σ coef. esteq. reactivos gas = 4 – 4 = 0
Se obtiene que para esta reacción, 𝐾‡ = 𝐾k .
Este tipo de equilibrios, en los que existe el mismo número de moles de gas en productos que en reactivos,
las variaciones de presión o de volumen no les producen ningún cambio.
(En la cuestión propuesta en Extremadura 2016 se cambia Fe por Ni).

2.3. Para la reacción química:

3 Fe(s) + 4 H2 O(g) D Fe3 O4 (s) + 4 H2 (g)
la relación entre las constantes de equilibrio Kp y Kc es:
a) Kp = (Kc )–2
b) Kp = Kc /RT
c) Kp = Kc /(RT )2
d) Kp = Kc
e) Kp = Kc (RT )2
f) Ninguna de las anteriores.
(O.Q.N. Burgos 1998) (O.Q.L. Sevilla 2006) (O.Q.L. Murcia 2007) (O.Q.L. Murcia 2008) (O.Q.L. Castilla y León 2014)

Se obtiene, 𝐾‡ = 𝐾k .
Se trata de un equilibrio en el que existe el mismo número de moles de gas en productos que en reactivos.
Este tipo de equilibrios no está afectado ni por variaciones de presión ni de volumen.
2.4. Si la constante de equilibrio para la reacción:

2 SO2 (g) + O2 (g) D 2 SO3 (g) es, a 800 °C, Kp = 9 atm–1 .
El valor de dicha constante a la misma temperatura, pero para el equilibrio dado por la ecuación:
SO2 (g) + ½ O2 (g) D SO3 (g) debe ser:
a) Kp = 9 atm–1
b) Kp = 3 atm–1
c) Kp = 4,5 atm–½
d) Kp = 3 atm–½
(O.Q.L. Murcia 1998) (O.Q.L. Castilla y León 2003)
La expresión de la constante 𝐾‡ para el equilibrio cuya constante es conocida es:

(𝑝™#" )!
𝐾‡ = = 9
(𝑝™#! )! (𝑝#! )
La expresión de la constante 𝐾‡ ′ para el equilibrio cuya constante se desea conocer es:
(𝑝™#" )
𝐾‡ ′ =
(𝑝™#! ) (𝑝#! )½
La relación entre ambas constantes de equilibrio es:
𝐾‡ ′ = (𝐾‡ )½ → 𝐾‡ ′ = √9 = 3 atm(½
2.5. ¿En cuál de los siguientes procesos se cumple que K c = K p , a la misma temperatura?
a) CO(g) + ½ O2 (g) D CO2 (g)
b) C2 H4 (g) + H2 (g) D C2 H6 (g)
c) H2 (g) + F2 (g) D 2 HF(g)
d) N2 O4 (g) D 2 NO2 (g)

siendo, Δ𝜈 = Σ coef. esteq. productos gas – Σ coef. esteq. reactivos gas
Para que se cumpla que 𝐾k = 𝐾‡ es preciso que Δ𝜈 = 0, lo que solo ocurre la en la reacción:
H! (g) + F! (g) D 2 HF(g) Δ𝜈 = 2 – (1 + 1) = 0
2.6. Con el fin de reducir la contaminación atmosférica provocada por el dióxido de azufre, se propone
hacer pasar el aire a través de óxido de calcio a alta temperatura para que:
SO2 (g) + CaO(s) D CaSO3 (s)
cumpliéndose que:
a) Kc = [SO2 ]–1
b) Kc = Kp
c) Kc = Kp (RT )–1
d) Kp = pSO2
a) Verdadero. Se trata de un equilibrio heterogéneo en el que el valor de la constante 𝐾k es:

1
𝐾k = = [SO! ]()
[SO! ]
b-c) Falso. La relación entre las constantes 𝐾k y 𝐾‡ viene dada por la expresión:
siendo, Δ𝜈 = Σ coef. esteq. productos gas – Σ coef. esteq. reactivos gas = 0 – 1 = –1
Se obtiene que, 𝐾k = 𝐾‡ (𝑅𝑇).
d) Falso. Se trata de un equilibrio heterogéneo en el que el valor de la constante 𝐾‡ es:
1
𝐾‡ =
(𝑝™#! )

MgCl2 (s) + ½ O2 (g) D MgO(s) + Cl2 (g) K p = 2,98
Calcule la constante de equilibrio para la reacción:
2 Cl2 (g) + 2 MgO(s) D 2 MgCl2 (s) + O2 (g)
a) 0,113
b) –8,88
c) 0,336
d) 1,73
e) 5,99
(O.Q.N. Almería 1999) (O.Q.L. Asturias 2002) (O.Q.L. Asturias 2004) (O.Q.L. Asturias 2007) (O.Q.L. Madrid 2010)

(𝑝;l! )
𝐾‡ = = 2,98
(𝑝#! )½
La expresión de la constante 𝐾‡ ′ del equilibrio que se quiere conocer es:
(𝑝#! )
𝐾‡ ′ =
(𝑝;l! )2
La relación entre ambas constantes es:
1
𝐾‡ ′ =
(𝐾‡ )2
1
𝐾‡ ′ = = 0,113
(2,98)!
2.8. Para las reacciones:

2 SO2 (g) + O2 (g) D 2 SO3 (g) (1)
SO2 (g) + ½ O2 (g) D SO3 (g) (2)
se cumple, a la misma temperatura, que:
a) Kp1 = Kp2
b) Kp1 = (Kp2)2
c) Kp1 = 2 Kp2
d) Kp1 = (Kp2)½
e) Kp1 = ½ Kp2
(O.Q.N. Murcia 2000) (O.Q.L. Asturias 2005) (O.Q.L. La Rioja 2007) (O.Q.L. Asturias 2008) (O.Q.L. Asturias 2009)
(O.Q.L. Galicia 2016) (O.Q.L. Jaén 2018)
Las expresiones de las constantes 𝐾‡ de ambos equilibrios y la relación entre las mismas es:
(𝑝™#" )!
𝐾‡2 = ⎫
(𝑝™#! )! (𝑝#! ) ⎪
→ 𝐾‡2 = (𝐾‡! )!
(𝑝™#" ) ⎬
𝐾‡! = ⎪
(𝑝™#! ) (𝑝#! )½ ⎭
2.9. La constante de equilibrio de la reacción:

N2 O4 (g) D 2 NO2 (g) a 100 °C es 0,212.
Calcule cuál es el valor de la constante de equilibrio de la reacción escrita como sigue:
1) 2 NO2 (g) D N2 O4 (g)
2) NO2 (g) D ½ N2 O4 (g)
a) K 1 = 9,44 y K 2 = 4,34
b) K 1 = 4,72 y K 2 = 4,34
c) K 1 = 4,72 y K 2 = 2,17
d) K 1 = 14,16 y K 2 = 6,48

(𝑝8#! )!
𝐾‡ = = 0,212
(𝑝8! #( )
Las expresiones de las constantes 𝐾) y 𝐾! y su relación con la constante 𝐾‡ son, respectivamente:
(𝑝8! #( ) 1 (𝑝8! #( )½ 1
𝐾) = !
= 𝐾! = =
(𝑝8#! ) 𝐾‡ (𝑝8#! ) (𝐾‡ )½
Los valores numéricos de ambas constante son:
1 1
𝐾) = = 4,72 𝐾! = = 2,17
0,212 (0,212)½
2.10. Para la reacción en equilibrio:

2 NO2 (g) D 2 NO(g) + O2 (g)
la relación entre las constantes de equilibrio Kp y Kc debe ser:
a) Kp = Kc /RT
b) Kp = Kc (RT )2
c) Kp = Kc (RT )⅔
d) Kp = Kc (RT )
e) Kp = Kc (RT )3

Se obtiene que, 𝐾‡ = 𝐾k (𝑅𝑇).
2.11. Para el equilibrio a 25 °C:

N2 O4 (g) D 2 NO2 (g) K c = 0,040
El valor de Kp a esa temperatura es:
a) 2,0
b) 1,0
c) 0,5
d) 0,98

El valor de la constante 𝐾‡ es:
𝐾‡ = 0,040 · [0,082 · (25 + 273,15)] = 0,98
2.12. En cuál de las siguientes reacciones en equilibrio se cumple que Kc y Kp tienen distinto valor a una
temperatura dada:
a) H2 O(g) + CO(g) D H2 (g) + CO2 (g)
b) I2 (g) + H2 (g) D 2 HI(g)
c) SO2 (g) + NO2 (g) D SO3 (g) + NO(g)
d) C(s) + CO2 (g) D 2 CO(g)
(O.Q.L. Murcia 2002) (O.Q.L. Málaga 2019)

Para que 𝐾k ≠ 𝐾‡ es preciso que Δ𝜈 ≠ 0.
De los equilibrios propuestos, el único que cumple dicha condición es:
C(s) + CO2(g) D 2 CO(g) Δ𝜈 = 2 – 1 = 1
2.13. ¿Cuál de las siguientes afirmaciones, referidas al equilibrio químico, es correcta?

a) El valor de las constantes Kc y Kp solo depende de la temperatura a la que se alcance el equilibrio.
b) Para los equilibrios químicos en fase gaseosa Kc y Kp son iguales.
c) El grado de disociación indica la cantidad de moles de sustancia que se han disociado una vez alcanzado
el equilibrio.
d) La presión siempre influye sobre un equilibrio químico.
a) Verdadero. De acuerdo con la ley del equilibrio, el valor de la constante de equilibrio solo depende de
la temperatura.
b) Falso. La relación entre las constantes 𝐾k y 𝐾‡ viene dada por la expresión:
Para que 𝐾k = 𝐾‡ es preciso que Δ𝜈 = 0.
c) Falso. No basta con conocer los moles disociados, ya que el grado de disociación se define como:
moles disociados
α=
moles iniciales
d) Falso. La presión no influye en los equilibrios en los que existe igual número de moles de gas en reac-
tivos y productos.
Por ejemplo, para el equilibrio:
H! (g) + I! (g) D 2HI(g)
(𝑝"d )!
𝐾‡ =
(𝑝"! ) (𝑝d! )
𝑝A = 𝑝 𝑦A
(𝑝 𝑦"d )! (𝑦"d )!
𝐾‡ = =
(𝑝 𝑦"! ) (𝑝 𝑦d! ) (𝑦"! ) (𝑦d! )
como se observa, la constante 𝐾‡ no depende de la presión.
2.14. En un equilibrio Kp = Kc si:

a) Todas las especies son gases.
b) Se ha alcanzado el equilibrio.
c) Se produce en condiciones homogéneas.
d) La variación entre el número de moles gaseosos de productos y reactivos es nula.
(O.Q.L. Madrid 2003) (O.Q.L. La Rioja 2004) (O.Q.L. La Rioja 2018)

En el caso de que Δ𝜈 = 0, se cumple que 𝐾k = 𝐾‡ .
2.15. Dadas las siguientes ecuaciones:

H2 (g) + I2 (g) D 2 HI(g) K 1
½ H2 (g) + ½ I2 (g) D HI(g) K 2
2 HI(g) D H2 (g) + I2 (g) K 3
Se cumple que:
a) K 1 = K 2 = K 3
b) K 1 = K 2 = 1/K 3
c) K 2 = (K 1 )½ = (1/K 3 )½
d) K 3 = (1/K 1 )½ = (K 2 )2
Las expresiones de las constantes 𝐾) , 𝐾! y 𝐾% para los equilibrios propuestos son, respectivamente:
[HI]! [HI] [H! ][I! ]
𝐾) = 𝐾! = 𝐾% =
[H! ][I! ] ½
[H! ] [I! ]½ [HI]!
La relación que existe entre las diferentes constantes es:
1 1
𝐾) = 𝐾! = (𝐾) )½ 𝐾! =
𝐾% (𝐾% )½
2.16. Dada la siguiente reacción:

2 SO2 (g) + O2 (g) D 2 SO3 (g)
la relación entre las constantes de equilibrio Kp y Kc es:
a) Kp = Kc
b) Kp = Kc (RT )½
c) Kp = Kc (RT )–1
d) Kc = Kp (RT )–1
e) Kc = Kp (RT )2
f) Kp = Kc RT
g) Kp = Kc (RT )2
h) Kp = Kc (RT )3
(O.Q.L. Madrid 2006) (O.Q.L. Cádiz 2008) (O.Q.L. Murcia 2012) (O.Q.L. Murcia 2015)

𝐾‡ = 𝐾k (𝑅𝑇)()

CO(g) + 2 H2 (g) D CH3 OH(g)
si se conoce el valor de K c a una cierta temperatura T, el correspondiente valor de K p es:
a) K c (RT )–2
b) K c (RT )–1
c) K c (RT )2
d) K c (RT )1/3
e) K c (RT )3


La relación que existe entre ambas constantes es:
𝐾‡ = 𝐾k (𝑅𝑇)(!

2 NaHCO3 (s) D Na2 CO3 (s) + CO2 (g) + H2 O(g)
a determinada temperatura, se cumple que:
a) Kc = Kp
b) Kp = Kc (RT )2
c) Kp = 4 Kc (RT )2
d) Kc = Kp (RT )2
(O.Q.L. La Rioja 2007) (O.Q.L. La Rioja 2008) (O.Q.L. Castilla y León 2012)

siendo, Δ𝜈 = Σ coef. esteq. productos gas – Σ coef. esteq. reactivos gas = (1 + 1) – 0 = 2
𝐾‡ = 𝐾k (𝑅𝑇)!
2.19. Considere los dos equilibrios gaseosos a 25 °C:

SO2 (g) + ½ O2 (g) D SO3 (g) K 1
2 SO3 (g) D 2 SO2 (g) + O2 (g) K 2
¿Cuál de las siguientes relaciones es verdadera?
a) K 2 = K 1
b) K 2 = (1/K 1 )2
c) (K 2 )2 = K 1
d) K 2 = 1/K 1
e) K 2 = (K 1 )2
f) K 1 = 2 (K 2 )2
(O.Q.L. Castilla y León 2007) (O.Q.L. País Vasco 2007) (O.Q.L. Asturias 2011)
Las expresiones de las constantes 𝐾) y 𝐾! para los equilibrios propuestos son, respectivamente:
(𝑝™#" ) (𝑝™#! )! (𝑝#! )
𝐾) = 𝐾! =
(𝑝™#! ) (𝑝#! )! (𝑝™#" )!
La relación existente entre ambas constantes es:
1 !
𝐾! = ‰ Š
𝐾)
2.20. Para siguiente reacción:

SO2 (g) + 2 H2 S(g) D 2 H2 O(g) + 3 S(s)
la relación entre las constantes Kc y Kp es:
a) Kp = Kc RT
b) Kc = Kp (RT )–2
c) Kp = Kc (RT )2
d) Kp = Kc (RT )–1

𝐾‡ = 𝐾k (𝑅𝑇)()
2.21. La constante de equilibrio, K c , para la siguiente reacción es 56,0 a 900 K:

SO2 (g) + ½ O2 (g) D SO3 (g)
El valor de K c a la misma temperatura para la reacción
2 SO3 (g) D 2 SO2 (g) + O2 (g) es:
a) 1,79·10–2
b) 3,19·10–4
c) 7,16·10–2
d) 8,93·10–3
e) 3,14·103
(O.Q.N. Ávila 2009)
La expresión de la constante 𝐾k para el equilibrio cuya constante es conocida es:

[SO% ]
𝐾k = = 56,0
[SO! ] [O! ]½
La expresión de la constante para el equilibrio cuya constante se desea conocer es:
[SO! ]! [O! ]
𝐾k ′ =
[SO% ]!
1
𝐾k ′ =
(𝐾k )!
El valor de la constante 𝐾k ′ es:
1
𝐾k ′ = = 3,19·10(2
56,0!
2.22. A 350 °C, K c = 0,120 mol L–1 para:

2 NOCl(g) D 2 NO(g) + Cl2 (g)
El valor de K c a la misma temperatura para la reacción:
NO(g) + ½ Cl2 (g) D NOCl(g)
a) 0,12 mol L–1
b) 0,6 mol L–1
c) 2,88 (L mol–1 )½
d) 1,66 mol L–1

[Cl! ] [NO]!
𝐾k = = 0,120
[NOCl]!
La expresión de la constante para el equilibrio cuya constante se desea conocer es:
[NOCl]
𝐾k ′ =
[Cl! ]½ [NO]
1
𝐾k ′ = Ð
𝐾k
El valor de la constante 𝐾k ′ es:
1
𝐾k ′ = Ð = 2,88
0,120
2.23. ¿Cuál es la expresión de K c a 250 °C para esta reacción?

2 NH𝟑 (g) D N2 (g) + 3 H2 (g)
a) Kc = Kp /RT
b) Kc = Kp (RT )2
c) Kc = Kp /(RT )2
d) Kc = Kp RT

𝐾k = 𝐾‡ /(𝑅𝑇)!
2.24. ¿Para cuál de estas reacciones Kc = Kp?

I) 2 N2 (g) + O2 (g) D 2 N2 O(g)
II) C(s) + O2 (g) D CO2 (g)
III) N2 O4 (g) D 2 NO2 (g)
a) II
b) III
c) I y III
d) II y III

Para que 𝐾‡ = 𝐾k es preciso que Δ𝜈 = 0.
De los equilibrios propuestos, el único en el que se cumple esta condición es en la reacción II:
C(s) + O! (g) D CO! (g) Δ𝜈 = 1 – 1 = 0

2.25. En las siguientes reacciones, señale aquella cuya Kp sea igual a Kc :

a) 2 CO(g) + O2 (g) D 2 CO2 (g)
b) H2 (g) + Cl2 (g) D 2 HCl(g)
c) C(s) + CO2 (g) D 2 CO(g)
d) PCl5 (g) D PCl3 (g) + Cl2 (g)
e) N2 (g) + 3 H2 (g) D 2 NH3 (g)
(O.Q.L. La Rioja 2012) (O.Q.L. Sevilla 2013)

Para que 𝐾‡ = 𝐾k es preciso que Δ𝜈 = 0.
De los equilibrios propuestos, el único en el que se cumple esta condición es:
H! (g) + Cl! (g) D 2 HCl(g) Δ𝜈 = 2 – (1 + 1) = 0.
(Cuestión similar a la propuesta en Murcia 1999 y otras).
2.26. Para la síntesis del amoniaco:

N2 (g) + 3 H2 (g) D 2 NH3 (g) K c tiene un valor de 1,2 a 375 °C.
¿Cuál es el valor de Kp a esa temperatura?
a) 4,1·10–8
b) 4,2·10–4
c) 1,3·10–3
d) 3,4·103

𝐾‡ = 1,2 · [0,082 · (375 + 273,15)](! = 4,2·10(2
2.27. Indique cuál de las siguientes igualdades es correcta para expresar la relación entre Kp y Kc para
la reacción:
NH2 CO2 NH4 (s) D 2 NH3 (g) + CO2 (g)
a) Kp = Kc (RT )3
b) Kc = Kp (RT )3
c) Kp = Kc
d) Kp = Kc /(RT )3
(O. Q.L. La Rioja 2013)

Se obtiene, 𝐾‡ = 𝐾k (𝑅𝑇)% .
2.28. De las afirmaciones sobre el equilibrio químico en fase gaseosa solo una es correcta:
a) Las constantes Kc y Kp dependen solo de la temperatura.
b) Kc y Kp son siempre iguales.
c) El grado de disociación viene dado por la ley de Gas-Seon.
d) La presión siempre influye.
a) Verdadero. De acuerdo con la ley del equilibrio químico formulada por Guldberg y Waage (1864), la
constante de equilibrio solo depende de la temperatura.
Solo si el valor de Δ𝜈 = 0, entonces se cumple que 𝐾k = 𝐾‡ .
c) Falso. La afirmación es absurda.
d) Falso. Los equilibrios en los que Δ𝜈 = 0 no se ven afectados por las variaciones de presión y volumen.
2.29. Se sabe que la constante de equilibrio para la reacción:

2 HCl(g) D H2 (g) + Cl2 (g) es K c = 4,17·10–34
¿Cuál es la constante de equilibrio de la reacción:
H2 (g) + Cl2 (g)D 2 HCl(g) a la misma temperatura?
a) 4,17·10–17
b) 4,17·1017
c) 2,40·10–33
d) 2,40·1033

[H! ] [Cl! ]
𝐾k =
[HCl]!
La expresión de la constante 𝐾k] para el equilibrio cuya constante se desea conocer es:
[HCl]!
𝐾k] =
[H! ] [Cl! ]
1
𝐾k] =
𝐾k
El valor de 𝐾k] es:
1
𝐾k] = = 2,40·1033
4,17·10(%2

2.30. Para las reacciones:

N2 (g) + O2 (g) D 2 NO(g) K 1
½ N2 (g) + ½ O2 (g) D NO(g) K 2
se cumple, a la misma temperatura, que:
a) K 2 = (K 1 )2
b) K 2 = K 1
c) K 2 = (K 1 )½
d) K 2 = ½ K 1
Las expresiones de las constantes 𝐾) y 𝐾! para los equilibrios propuestos son, respectivamente:
[NO]! [NO]
𝐾) = 𝐾! =
[N! ] [O! ] [N! ]½ [O! ]½
𝐾! = (𝐾) )½

H2 (g) + I2 (g) D 2 HI(g)
¿Cuál es la relación entre Kp y Kc a 25 °C?
a) Kc = Kp
b) Kc > Kp
c) Kc < Kp
d) La relación varía en función de la presión.
Para el equilibrio:
H! (g) + I! (g) D 2 HI(g)
(𝑝"d )!
𝐾‡ =
(𝑝"! ) (𝑝d! )
𝑝A = 𝑝 𝑦A
(𝑝 𝑦"d )! (𝑦"d )!
𝐾‡ = =
(𝑝 𝑦"! ) (𝑝 𝑦d! ) (𝑦"! ) (𝑦d! )
Como se observa, la constante 𝐾‡ no depende de la presión.
siendo, Δ𝜈 = Σ coef. esteq. productos gas – Σ coef. esteq. reactivos gas = 2 – (1 + 1) = 0
Se obtiene que, 𝐾‡ = 𝐾k .

2.32. Calcule Kc a 298 K para el equilibrio:

H2 (g) + I2 (g) D 2 HI(g)
sabiendo que Kp vale 59,3.
a) 1,7·10–3
b) 2,42
c) 59,3
d) 1.449

siendo, Δ𝜈 = Σ coef. esteq. productos gas – Σ coef. esteq. reactivos gas = 2 – (1 +1) = 0
Se obtiene que, 𝐾k = 𝐾‡ = 59,3.
2.33. ¿Cuánto vale la relación Kc/Kp, a la temperatura de 723 °C, de la siguiente reacción?
O2 (g) + 3 UO2 Cl2 (g) D U3 O8 (s) + 3 Cl2 (g)
a) 0,0122
b) 1,00
c) 59,4
d) 81,8

El valor de la relación 𝐾k /𝐾‡ es:
𝐾k
= (𝑅𝑇)(œ• = [0,082 · (723 + 273,15)][((())] = 81,7
𝐾‡
2.34. ¿Cuánto vale la relación K p /K c a la temperatura de 150 °C, de la siguiente reacción?

a) 0,03
b) 34,7
c) 12,3
d) 0,08

El valor de la relación 𝐾‡ /𝐾k es:
𝐾‡
= (𝑅𝑇)œ• = [0,082 · (150 + 273,15)] = 34,7
𝐾k

2.35. ¿Para cuál de las siguientes reacciones Kp será mayor que Kc?
a) CO2 (g) + C(s) D 2 CO(g)
b) 2 NO2 (g) D 2 N2 O4 (g)
c) H2 (g) + F2 (g) D 2 HF(g)
d) O3 (g) + NO(g) D NO2 (g) + O2 (g)

Para que 𝐾‡ > 𝐾k es preciso que Δ𝜈 > 0.
De los equilibrios propuestos, el único en el que se cumple esta condición es:
CO! (g) + C(s) D 2 CO(g) Δ𝜈 = 2 –1 = 1.

NH4 HS(s) D NH3 (g) + H2 S(g)
la relación entre sus constantes de equilibrio Kc y Kp es:
a) Kp = RT
b) Kp = Kc (RT )–1
c) Kp = Kc (RT )𝟐
d) Kp = Kc RT

𝐾‡ = 𝐾k (𝑅𝑇)!
2.37. Para la disociación de un mol de NO2 en óxido de nitrógeno(II) y dioxígeno a la temperatura de

500 K, K c = 1,31·10–4 . A la misma temperatura se cumple que el valor de Kp es:
a) 0,042
b) 0,0170
c) 5,27·10–3
d) 8,39·10–4
La ecuación química correspondiente al equilibrio de disociación del NO es:

NO! (g) D NO(g) + ½ O! (g)
siendo, Δν = Σ coef. esteq. productos gaseosos - Σ coef. esteq. reactivos gaseosos = (1 + 0,5) – 1 = 0,5
Se obtiene, 𝐾‡ = 𝐾k (𝑅𝑇)½
𝐾‡ = (1,31·10(2 ) · (0,082 · 500)½ = 8,39·10(2

2.38. Teniendo en cuenta las siguientes reacciones:

2 SO2 (g) + O2 (g) D 2 SO3 (g) (1)
SO2 (g) + ½ O2 (g) D SO3 (g) (2)
2 SO3 (g) D SO2 (g) + O2 (g) (3)
cuyas constantes de equilibrio son, respectivamente, K c1 , K c2 y K c3 , se puede afirmar que:
a) K c1 = –K c3
b) K c1 = 2 K c2
c) K c1 = (K c2 )2
d) K c1 = –K c2
e) K c1 = K c2
Las expresiones de las constantes 𝐾k) , 𝐾k! y 𝐾k% para los equilibrios propuestos son, respectivamente:
[SO% ]! [SO% ] [SO! ]! [O! ]
𝐾k) = 𝐾k! = 𝐾k% =
[SO! ]! [O! ] [SO! ] [O! ]½ [SO% ]!
La relación que existe entre las diferentes constantes es:
1
𝐾k) = (𝐾k! )! =
𝐾k%
2.39. La constante de equilibrio para la siguiente reacción química es Kp = 0,0990 atm–𝟐 a 227 °C
N2 (g) + 3 H2 (g) D 2 NH3 (g)
El valor de K c a esa temperatura es:
a) 166,4
b) 5,9·10–5
c) 1,7·10𝟑
d) 10

𝐾k = 0,0990 · [0,082 · (227 + 273,15)](((!) = 166
2.40. Para la reacción de oxidación del SO2 , según:

SO2 (g) + ½ O2 (g) D SO3 (g)
se puede afirmar:
a) Kp/Kc = 1
b) Kp/Kc = RT
c) Su constante de equilibrio Kc no se verá influida al incrementar la presión.
d) Todo lo anterior es falso.
a-b) Falso. La relación entre las constantes 𝐾k y 𝐾‡ viene dada por la expresión:
siendo, Δ𝜈 = Σ coef. esteq. productos gas – Σ coef. esteq. reactivos gas = 1 – (1 + ½) = –½
Se obtiene que, 𝐾‡ /𝐾k = (𝑅𝑇)(½ .
c) Falso. Se trata de un equilibrio con diferente número de moles de gas en cada miembro de la reacción
al que sí afectan las variaciones de la presión.
2.41. Para el equilibro:

CuCO3 (s) D CuO(s) + CO2 (g)
se cumple que:
a) K p = K c (RT )–1
b) K p = K c (nRT )–1
c) K c = [CO2 ]
[CuO] [CO2 ]
d) K c =
[CuCO3 ]
Se trata de un equilibrio heterogéneo y la expresión de la constante 𝐾b es:

𝐾k = [CO! ]
Se obtiene para esta reacción, 𝐾‡ = 𝐾k (𝑅𝑇).
3. COMBINACIÓN DE LAS CONSTANTES DE EQUILIBRIO

3.1. A partir de las constantes de equilibrio de las siguientes reacciones:
1) N2 O(g) + ½ O2 (g) D 2 NO(g) K 1 = 1,7·10–𝟏𝟑
2) N2 (g) + O2 (g) D 2 NO(g) K 2 = 4,1·10–𝟑𝟏
El valor de la constante de equilibrio para la siguiente reacción:
N2 (g) + ½ O2 (g) D N2 O(g) es:
a) 7,0·10–44
b) 4,2·1017
c) 2,4·10–18
d) 1,6·10–9
e) 2,6·10-22
(O.Q.N. Barcelona 2001) (O.Q.L. Extremadura 2003) (O.Q.L. Extremadura 2005) (O.Q.L. País Vasco 2006)
(O.Q.N. Sevilla 2010) (O.Q.L. Castilla y León 2013) (O.Q.L. Cantabria 2018) (O.Q.L. Castilla y León 2020)
La expresión de la constante 𝐾‡ para el equilibrio cuya constante se desea conocer es:

(𝑝8! # )
𝐾‡ =
(𝑝8! ) (𝑝#! )½
Las expresiones de las constantes para los equilibrios cuyas constantes son conocidas son:
(𝑝8# )! ()%
(𝑝8# )!
𝐾) = = 1,7·10 𝐾! = = 4,1·10(%)
(𝑝8! # ) (𝑝#! )½ (𝑝8! ) (𝑝#! )
Como se observa, el valor de 𝑝8# no aparece en la expresión de la constante 𝐾‡ a calcular, por tanto,
despejando dicho valor en 𝐾) y 𝐾! e igualando ambas expresiones se obtiene:
(𝑝8# )! = 𝐾) (𝑝8! # ) (𝑝#! )½
(𝑝8! # ) 𝐾!
Ê → 𝐾‡ = =
(𝑝8! ) (𝑝#! )½ 𝐾)
(𝑝8# )! = 𝐾! (𝑝8! ) (𝑝#! )
Sustituyendo los valores de las constantes 𝐾! y 𝐾) se obtiene el valor de la constante 𝐾‡ :
4,1·10(%)
𝐾‡ = = 2,4·10()F
1,7·10()%
3.2. Dadas las constantes de equilibrio de las siguientes reacciones:

N2 (g) + ½ O2 (g) D N2 O(g) K 1
N2 (g) + O2 (g) D 2 NO(g) K 2
¿Cuál será la constante de equilibrio para el proceso?
N2 O(g) + ½ O2 (g) D 2 NO(g)
a) K = K 1 + K 2
b) K = K 2 – K 1
c) K = K 2 /K 1
d) K = K 1 ·K 2
[N! O] [NO]!
𝐾) = 𝐾! =
[N! ] [O! ]½ [N! ] [O! ]
La expresión de la constante 𝐾 para el equilibrio cuya constante se desea conocer es:
[NO]!
𝐾=
[N! O] [O! ]½
Despejando [N! ] de las expresiones de 𝐾) y 𝐾! e igualando ambas:
1 [N! O]
[N! ] = · ⎫
𝐾) [O! ]½ ⎪ 1 [N! O] 1 [NO]!
→ · = ·
𝐾) [O! ]½ 𝐾! [O! ]
1 [NO]! ⎬
[N! ] = · ⎪
𝐾! [O! ] ⎭
Simplificando y ordenando se obtiene que el valor de la constante 𝐾 es:
[NO]! 𝐾!
𝐾= ½
=
[N! O] [O! ] 𝐾)
3.3. Sabiendo que las constantes de equilibrio de las siguientes reacciones son:
N2 O(g) + ½ O2 (g) D 2 NO(g) K 1
N2 (g) + O2 (g) D 2 NO(g) K 2
La constante de equilibrio para la siguiente reacción:
N2 (g) + ½ O2 (g) D N2 O(g) es
a) K 2 – K 1
b) (K 2 )½ /K 1
c) K 2 – 2K 1
d) K 2 /K 1
e) K 2 /(K 1 )½
Las expresiones de las constantes 𝐾) y 𝐾! para los equilibrios cuyas constantes son conocidas son:
[NO]! [NO]!
𝐾) = 𝐾! =
[N! O] [O! ]½ [N! ] [O! ]
[N! O]
𝐾=
[N! ] [O! ]½
Despejando [NO]! de las expresiones de 𝐾) y 𝐾! e igualando ambas:
[NO]! = 𝐾) [N! O] [O! ]½
Ê → 𝐾) [N! O] [O! ]½ = 𝐾! [N! ] [O! ]
[NO]! = 𝐾! [N! ] [O! ]
Simplificando y ordenando se obtiene que el valor de la constante 𝐾 es:
[N! O] 𝐾!
𝐾= ½
=
[N! ] [O! ] 𝐾)
3.4. Sabiendo que las constantes de equilibrio de las siguientes reacciones son K 1 y K 2 :
2 NO(g) D N2 (g) + O2 (g) K1
2 NO(g) + Br2 (g) D 2 NOBr(g) K2
La constante de equilibrio para la formación de un mol de NOBr(g) a partir de sus elementos en estado
gaseoso se puede expresar por:
a) K 2 – K 1
b) K 2 /K 1
c) K 2 + K 1
d) K 1 /K 2
La reacción correspondiente a la formación de un mol de NOBr(g) a partir de sus elementos es:

½ N! (g) + ½ O! (g) + ½ Br! (g) D NOBr(g)

La expresión de la constante 𝐾‡ de esta reacción es:
(𝑝8#7m )
𝐾‡ =
(𝑝8! )½ · (𝑝#! )½ · (𝑝7m! )½
(𝑝8! ) (𝑝#! ) (𝑝8#7m )!
𝐾) = 𝐾! =
(𝑝8# )! (𝑝8# )! (𝑝7m! )
Como se observa, el valor de 𝑝8# no aparece en la expresión de la 𝐾• a calcular, por lo que despejando
dicho valor en las expresiones anteriores e igualando se obtiene:
(𝑝8! ) (𝑝#! )
(𝑝8# )! = ⎫
K) ⎪ 𝐾! (𝑝8#7m )!
→ =
1 (𝑝8#7m )! ⎬ 𝐾) (𝑝8! ) (𝑝#! ) (𝑝7m! )
(𝑝 !
¡) = · ⎪
𝐾! (𝑝7m! ) ⎭
Sacando raíz cuadrada se obtiene el valor de la constante 𝐾‡ :
(𝑝8#7m ) 𝐾!
𝐾‡ = =Ð
(𝑝8! )½ ½
· (𝑝#! ) · (𝑝7m! )½ 𝐾)
No existe ninguna respuesta correcta.
3.5. Determine el valor de la constante de equilibrio de la reacción:

2 NOCl(g) + O2 (g) D 2 NO2 (g) + Cl2 (g)
A partir de las constantes de las siguientes reacciones:
2 NOCl(g) D 2 NO(g) + Cl2 (g) Kp = 1,7·10–2
2 NO2 (g) D 2 NO(g) + O2 (g) Kp = 5,9·10–5
–6
a) 1,0·10
b) 1,0·10–3
c) 3,5·10–3
d) 2,9·102
(O.Q.L. La Rioja 2009) (O.Q.L. Málaga 2018)

(𝑝8#! )! (𝑝;l! )
𝐾‡ =
(𝑝8#;l )! (𝑝#! )
(𝑝8# )! (𝑝;l! ) (!
(𝑝8# )! (𝑝#! )
𝐾‡2 = = 1,7·10 𝐾‡ = = 5,9·10($
(𝑝8#;l )! !
(𝑝8#! )!
Como se observa, el valor de 𝑝8# no aparece en la expresión de la 𝐾• a calcular, por lo que despejando
dicho valor en las ecuaciones anteriores e igualando se obtiene:
(𝑝8#;l )!
(𝑝8# )! = 𝐾‡2 · ⎫
(𝑝;l! ) ⎪
𝐾‡2 (𝑝8#! )! (𝑝;l! )
→ =
! ⎬ 𝐾‡! (𝑝8#;l )! (𝑝#! )
(𝑝8#! )
(𝑝8# )! = 𝐾‡! · ⎪
(𝑝#! ) ⎭
Sustituyendo los valores de las constantes 𝐾‡2 y 𝐾‡! se obtiene el valor de la constante 𝐾‡ :
𝐾‡2 1,7·10(!
𝐾‡ = = = 2,9·102
𝐾‡! 5,9·10($
3.6. Calcule el valor de K c para la reacción:

2 H𝟐 (g) + O2 (g) D 2 H2 O(g)
A partir de los siguientes datos a 1.200 K:
i) C(grafito) + CO2 (g) D 2 CO(g) K c1 = 0,640
ii) CO2 (g) + H2 (g) D CO(g) + H2 O(g) K c2 = 1,40
iii) C(grafito) + ½ O2 (g) D CO(g) K c3 = 1,00·108
9
a) 2,19·10
b) 4,79·1016
c) 6,02·1014
d) 5,64·1010
e) 3,24·1012
La expresión de la constante 𝐾k para el equilibrio cuya constante se desea conocer es:

[H! O]!
𝐾k =
[H! ]! [O! ]
[CO]! [CO] [H! O] [CO]
𝐾k2 = = 0,640 𝐾k! = = 1,40 𝐾k" = = 1,00·108
[CO! ] [CO! ] [H! ] [O! ]½
Como se observa, [CO! ] se encuentra en 𝐾k! y 𝐾k2 y se elimina diviendo ambas expresiones entre sí:
[CO] [H! O]
𝐾b! [CO! ] [H! ] [H! O]
= ! =
𝐾b2 [CO] [CO] [H! ]
[CO! ]
Multiplicando esta expresión por 𝐾k" se elimina [CO]:
𝐾k! [H! O] [CO] [H! O]
· 𝐾k" = · =
𝐾k2 [CO] [H! ] [O! ]½ [H! ] [O! ]½
Elevando todo al cuadrado se obtiene el valor de la constante de la reacción propuesta:
! !
𝐾k 1,40
𝐾k = Á ! · 𝐾k" Â = ‰ · 1,00·10F Š = 4,79·1016
𝐾k2 0,640
3.7. Dadas las constantes de equilibrio:

A(g) + B(g) D C(g) Kp = 0,0030
C(g) D D(g) + E(g) Kp = 0,050
la constante del equilibrio A(g) + B(g) D D(g) + E(g) será:
a) 0,053
b) 0,047
c) 1,5·10–4
d) 0,06

(𝑝4 ) (𝑝¢ )
𝐾‡ =
(𝑝6 ) (𝑝7 )
(𝑝; ) (𝑝4 ) (𝑝¢ )
𝐾‡2 = = 0,0030 𝐾‡! = = 0,050
(𝑝6 ) (𝑝7 ) (𝑝; )
Como se observa, el valor de 𝑝; no aparece en la expresión de la 𝐾‡ a calcular, por tanto, despejando dicho
valor en 𝐾‡2 y 𝐾‡! e igualando se obtiene:
𝑝; = 𝐾•2 (𝑝6 ) (𝑝7 ) ⎫
⎪ (𝑝4 ) (𝑝¢ )
(𝑝4 ) (𝑝¢ )⎬ → 𝐾‡2 · 𝐾‡! = (𝑝6 ) (𝑝7 ) = 𝐾‡
𝑝; =
𝐾•! ⎪ ⎭
Sustituyendo los valores de las constantes 𝐾‡2 y 𝐾‡! se obtiene el valor de la constante 𝐾‡ :
𝐾‡ = 0,0030 · 0,050 = 1,5·10(2
3.8. A partir de las constantes de equilibrio de las reacciones 1 y 2, la constante de equilibrio K 3 de la

reacción 3 se puede expresar como:
1) 2 P(g) + 3 Cl2 (g) D 2 PCl3 (g) K 1
2) PCl3 (g) + Cl2 (g) D PCl5 (g) K 2
3) 2 PCl5 (g) D 2 P(g) + 5 Cl2 (g) K3
a) K 2 – K 1
b) 2 K 2 – K 1
c) 1/ (K 1 + K 2 )
d) 1/ (K 1 ·K 2 𝟐 )
e) K 1 + 2 K 2
[PCl% ]! [PCl$ ]
𝐾) = 𝐾! =
!
[P] [Cl! ]% [PCl% ][Cl! ]
La expresión de la constante 𝐾% para el equilibrio cuya constante se desea conocer es:
[P]! [Cl! ]$
𝐾% =
[PCl$ ]!
Despejando [PCl% ] de las expresiones de 𝐾) y 𝐾! e igualando:
[PCl% ]! = 𝐾) [P]! [Cl! ]%
⎫
[PCl$ ]!
→ 𝐾) [P]! [Cl! ]% = (𝐾! )!
[PCl$ ]! ⎬ [Cl! ]!
[PCl% ]! = (𝐾! )!
[Cl! ]! ⎭
Simplificando y ordenando se obtiene:
[P]! [Cl! ]$ 1
𝐾% = =
[PCl$ ]! K 1 (K 2 )2
3.9. Conociendo las siguientes constantes de equilibrio a 25 °C:

S(s) + O2 (g) D SO2 (g) K 1 = 4,2·1052
2 S(s) + 3 O2 (g) D 2 SO3 (g) K 2 = 9,8·10128
Calcule la constante de equilibrio a 25 °C de la siguiente reacción:
2 SO2 (g) + O2 (g) D 2 SO3 (g)
a) 4,1·10181
b) 5,6·1023
c) 2,3·1076
d) 4,3·10–77
e) 1,8·10–24

(𝑝™#" )!
𝐾‡ =
(𝑝™#! )! (𝑝#! )
(𝑝™#! ) (𝑝™#" )!
𝐾‡2 = = 4,2·1052 𝐾‡! = = 9,8·10128
(𝑝#! ) (𝑝#! )%
Como se observa, el valor de 𝑝™#! debe aparecer en la expresión de la 𝐾‡ a calcular elevado al cuadrado
y en el denominador, por lo tanto, dividiendo 𝐾‡! entre (𝐾‡2 )! , se obtiene:
(𝑝™#" )!
𝐾‡! (𝑝#! )% (𝑝™#" )!
𝐾‡ = = =
(𝐾‡2 )! (𝑝™#! )! (𝑝™#! )! (𝑝#! )
(𝑝#! )!
9,8·10128
𝐾‡ = = 5,6·1023
(4,2·1052 )2
3.10. La constante termodinámica, K , para las siguientes reacciones hipotéticas que se encuentran en
equilibrio, viene indicada para cada proceso:
A D B K 1 = 2,0
B D C K 2 = 0,010
¿Cuál es el valor de K para la reacción siguiente?
2 C D 2 A
a) 2.500
b) 50
c) 25
d) 4,0·10–4

(𝑝6 )!
𝐾=
(𝑝; )!
(𝑝7 ) (𝑝; )
𝐾) = = 2,0 𝐾! = = 0,010
(𝑝6 ) (𝑝7 )
Como se observa, el valor de 𝑝7 no debe aparecer en la expresión de 𝐾 y, las otras presiones deben apa-
recer elevadas al cuadrado, por tanto, multiplicando (1/𝐾! )! por (1/𝐾) )! , se obtiene:
1 1 (𝑝6 )! (𝑝7 )! (𝑝6 )!
𝐾= · = · =
(𝐾) )! (𝐾! )! (𝑝7 )! (𝑝; )! (𝑝; )!
El valor de la constante 𝐾 es:
1 1
𝐾= · = 25
(2,0) (0,010)!
!
3.11. Dados los siguientes equilibrios:

C(s) + 2 H2 O(g) D CO2 (g) + 2 H2 (g) K p1 = 3,85
CO2 (g) + H2 (g) D CO(g) + H2 O(g) K p2 = 0,71
Calcule el valor de la constante K p para el equilibrio:
C(s) + CO2 (g) D 2 CO(g)
a) 1,9
b) 5,4
c) 4,7
d) 3,1

(𝑝;# )!
𝐾‡ =
(𝑝;#! )
(𝑝;#! ) (𝑝"! )! (𝑝;# ) (𝑝"! #)
𝐾‡2 = !
= 3,85 𝐾‡! = = 0,71
(𝑝"! # ) (𝑝;#! ) (𝑝"! )
Elevando 𝐾‡! al cuadrado y multiplicando por 𝐾‡2 se eliminan 𝑝"! y 𝑝"! # y se obtiene:
(𝑝;#! ) (𝑝"! )! (𝑝;# )! (𝑝"! # )! (𝑝;# )!
𝐾‡2 (𝐾‡! )! = · = = 𝐾‡
(𝑝"! # )! (𝑝;#! )! (𝑝"! )! (𝑝;#! )
El valor de la constante de la reacción propuesta es:
𝐾‡ = 3,85 · (0,71)! = 1,9
4. COCIENTE DE REACCIÓN
4.1. El dióxido de nitrógeno puede obtenerse de acuerdo a la siguiente reacción:
2 NO(g) + O𝟐 (g) D 2 NO𝟐 (g)
En un recipiente de 2,00 L se introducen 2,50 mol de O𝟐 , 4,50 mol de NO y 6,50 mol de NO𝟐 . Sabiendo que
a 1.000 K la constante de equilibrio, K c , es 1,20:
a) El sistema está en equilibrio.
b) El sistema no está en equilibrio y para alcanzar este deberá disminuir la concentración de NO𝟐 .
c) El sistema no está en equilibrio y para alcanzar este deberá aumentar la concentración de NO𝟐 .
d) El sistema no está en equilibrio y para alcanzar este deberá disminuir la concentración de NO y O𝟐 .
Al existir inicialmente todas las especies del equilibrio, es preciso calcular el valor del cociente de
reacción, 𝑄k , para saber el sentido en el que evoluciona el sistema para alcanzar el equilibrio. Este se
calcula con las concentraciones iniciales de las especies implicadas en el equilibrio:
6,50 !
[NO! ]!P ®2,00°
𝑄k = = = 1,67
[NO]!P [O! ]P 4,50 ! 2,5
® ° ·® °
2,00 2,00
Como se observa, 𝑄k > 𝐾k , lo que implica que el sistema no se encuentra en equilibrio.
Para que se alcance el equilibrio, 𝑄k debe hacerse menor hasta igualarse a 𝐾k . Para ello debe disminuir
[NO! ] y aumentar [NO] y [O! ], por lo que la reacción evoluciona hacia la izquierda.

2 H2 O(g) + 2 Cl2 (g) D 4 HCl(g) + O2 (g) Kp = 8,0 a 900 K.
Si las presiones iniciales de H2 O(g) y Cl2 (g) son 0,10 atm cada una y las presiones de HCl(g) y O2 (g) son
0,25 atm cada una, ¿cuál de las siguientes proposiciones es correcta?
a) Qp < Kp y la reacción tiene lugar hacia la derecha.
b) Qp > Kp y la reacción tiene lugar hacia la izquierda.
c) Qp < Kp y la reacción tiene lugar hacia la izquierda.
d) Qp > Kp y la reacción tiene lugar hacia la derecha.
e) La reacción está en equilibrio.
(O.Q.N. Navacerrada 1996) (O.Q.L. Extremadura 2003) (O.Q.L. Sevilla 2004) (O.Q.L. Madrid 2009) (O.Q.L. Cádiz 2018)
reacción, 𝑄‡ , para saber el sentido en el que evoluciona el sistema para alcanzar el equilibrio. Este se
calcula con las presiones iniciales de las especies implicadas en el equilibrio:
(𝑝";l )2P (𝑝#! )P (0,25)2 · (0,25)
𝑄‡ = = = 9,8
(𝑝"! # )!P (𝑝;l! )!P (0,10)! · (0,10)!
Como se observa, 𝑄‡ > 𝐾‡ , lo que indica que el sistema no se encuentra en equilibrio.
Para que se alcance el equilibrio, 𝑄‡ debe hacerse menor hasta igualarse a 𝐾‡ . Para ello debe disminuir el
numerador y aumentar el denominador, por lo que la reacción tiene lugar hacia la izquierda.

4.3. La descomposición del NaHCO3 tiene lugar según la reacción:

2 NaHCO3 (s) D Na2 CO3 (s) + CO2 (g) + H2 O(g) K c = 2,5·104 a 100 °C.
Si un matraz de 2,0 L contiene 2,5 mol de NaHCO3 , 0,15 mol de Na2 CO3 , 2,5·10–2 mol de CO2 y 4,0·10–2
mol de H2 O a 100 °C. Se puede afirmar que en el matraz:
a) Nunca se alcanzará el equilibrio.
b) Para alcanzar el equilibrio se formará más NaHCO3 .
c) Se ha alcanzado el equilibrio.
d) Para alcanzar el equilibrio se formará más Na2 CO3 , CO2 y H2 O.
2,5·10(! mol CO! 4,0·10(! mol H! O
𝑄k = [CO! ]P [H! O]P = · = 2,5·10(2
2,0 L 2,0 L
Como se observa, 𝑄k < 𝐾k , lo que indica que el sistema no se encuentra en equilibrio.
Para que el sistema alcance el equilibrio a esta temperatura el valor de 𝑄k debe hacerse mayor hasta
igualarse a 𝐾k . Para ello, [CO! ] y [H! O] deben aumentar, por este motivo el equilibrio se desplaza hacia la
formación de CO! , H! O y Na! CO% .
4.4. La constante de equilibrio de la reacción:

2 SO2 (g) + O2 (g) D 2 SO3 (g) Kp = 0,35
Si se llena un recipiente con SO3 con una presión parcial de 0,10 atm y con SO2 y O2 con una presión
parcial cada uno de 0,20 atm, ¿la reacción está en equilibrio?
a) No está en equilibrio.
b) La información es insuficiente para decidir.
c) Dependerá de la presión total.
d) Sí está en equilibrio.
(O.Q.L. Castilla y León 2000) (O.Q.L. Valencia 2015)
(𝑝™#" )!P 0,10!
𝑄‡ = = = 1,3
(𝑝™#! )!P (𝑝#! )P 0,20! · 0,20
Para que el sistema alcance el equilibrio este es preciso que 𝑄‡ se haga menor hasta igualarse a 𝐾‡ . Para
ello debe disminuir el numerador y aumentar el denominador, por lo que la reacción debe desplazarse
hacia la formación de SO! y O! .
4.5. El Ag 2 CO3 (s) se descompone según la reacción, Ag 2 CO3 (s) D Ag 2 O(s) + CO2 (g), siendo Kp =
0,0095 a 120 °C. Si se quiere impedir cualquier pérdida de peso al pesar Ag 2 CO3 a 120 °C, la presión
parcial del CO2 deberá ser:
a) Mayor que 0,0095 atm.
b) Menor que 0,0095 atm.
c) Igual a 1 atm.
d) Igual a la presión parcial del Ag 2 O(s).
(O.Q.L: Castilla y León 2001) (O.Q.L. Asturias 2005)

𝐾‡ = (𝑝;#! )
Si 𝑝;#! > 0,0095 atm, entonces, 𝑄‡ > 𝐾‡ y, para que se alcance de nuevo el equilibrio a esa temperatura
el sistema se debe desplazar hacia la formación de Ag ! CO% .
4.6. Se introduce en un recipiente una mezcla formada por el mismo número de moléculas de N2 , O2
y NO. La reacción transcurre a 2.200 °C hasta que se alcanza el siguiente equilibrio:
N2 (g) + O2 (g) D 2 NO(g)
Si a esa temperatura la constante Kp = 5,05; indique cuál de las siguientes afirmaciones es cierta:
a) Antes de comenzar la reacción química, las presiones parciales de los tres componentes sin distintas.
b) En el equilibrio, la presión parcial del NO es el doble de la presión parcial del N2 .
c) En el equilibrio, la presión parcial del N2 es menor que la presión parcial del NO.
d) En el equilibrio, el número de moléculas de NO es el doble del número de moléculas de O2 .
e) La constante de equilibrio K c no es igual a Kp.
a) Falso. Si el número de moléculas de las tres especies es el mismo, su número de moles también y las
respectivas fracciones molares también lo serán y, de acuerdo con la ley de Dalton de las de las presiones
parciales (1801):
𝑝A = 𝑝 𝑦A
estas presiones también serán idénticas.
b) Falso. La expresión de la constante de equilibrio 𝐾‡ es:
(𝑝8# )!
𝐾‡ =
(𝑝8! ) (𝑝#! )
donde según las cantidades iniciales y la estequiometría de la reacción se cumple que, 𝑝8! = 𝑝#! . Además,
el valor del cociente de reacción, 𝑄‡ es:
(𝑝8# )!P
𝑄‡ = = 1
(𝑝8! )P · (𝑝#! )P
Como se observa, 𝐾‡ > 𝑄‡ , lo que indica que el sistema no se encuentra en equilibrio.
Para que el sistema alcance alcance el equilibrio este es preciso que 𝑄‡ se haga mayor hasta igualarse a
𝐾‡ . Para ello debe aumentar 𝑝8# y disminuir 𝑝8! y 𝑝#! , pero teniendo el cuenta el valor de la constante
𝐾‡ se cumple que 𝑝8# > 𝑝8! , pero no será una el doble de la otra.
d) Falso. Según se ha justificado en los apartados a) y b).
e) Falso. La relación entre las constantes 𝐾k y 𝐾‡ viene dada por la expresión:
En este caso se cumple que, 𝐾‡ = 𝐾k .

4.7. Si el valor de K c para la reacción A D B es 2, y se mezclan 2 mol de A con 2 mol de B, para alcanzar
el equilibrio:
a) Aumentará el número de moles de A.
b) Aumentará el número de moles de B.
c) Aumentará tanto el número de moles de A como de B.
d) No pasará nada, porque ya se está en la situación de equilibrio.
[B]P (2/𝑉)
𝑄k = = = 1
[A]P (2/𝑉)
Como se observa, 𝑄k < 𝐾k , lo que implica que el sistema no se encuentra en equilibrio.
Para que se alcance el equilibrio, 𝑄k debe hacerse mayor hasta igualarse a 𝐾k . Para ello debe aumentar el
número de moles de B y disminuir el número de moles de A.
4.8. Se prepara una disolución con [Ag + ] = [Fe2+ ] = 0,050 M y [Fe3+ ] = 0,150 M. Sabiendo que la
constante de equilibrio para la siguiente reacción es K c = 2,98:
Ag + (aq) + Fe2+ (aq) D Ag(s) + Fe3+ (aq)
Se puede afirmar que:
a) Se producirá una reacción de izquierda a derecha.
b) Se producirá una reacción de derecha a izquierda.
c) La reacción se encuentra en equilibrio.
d) No se puede predecir el sentido de la reacción.
e) Estos reactivos no pueden reaccionar.
(O.Q.N. Ávila 2009) (O.Q.L. Cantabria 2011) (O.Q.L. Cantabria 2014) (O.Q.L. Cantabria 2016)
[Fe%. ]P 0,150
𝑄k = = = 60
[Ag . ]P [Fe!. ]P 0,050!
Como se observa, 𝑄k > 𝐾k , lo que indica que el sistema no se encuentra en equilibrio.
Para que se alcance el equilibrio, 𝑄k debe hacerse menor hasta igualarse a 𝐾k . Para ello debe disminuir el
numerador y aumentar el denominador, por lo que, suponiendo que hay cantidad suficiente de Ag(s), la
reacción se produce de derecha a izquierda.
4.9. Para una reacción en la que Qc > K c , se puede afirmar que:

a) Se encuentra en equilibrio.
b) Se desplaza hacia la izquierda.
c) Se desplaza hacia la derecha.
d) Es exotérmica.
El valor del cociente de reacción, 𝑄k , se calcula con las concentraciones iniciales de todas las especies:
[productos]P
𝑄k =
[reactivos]P
Si 𝑄k > 𝐾k , indica que el sistema no se encuentra en equilibrio.
numerador y aumentar el denominador, por lo que la reacción transcurre hacia la izquierda.
4.10. Se tiene el siguiente equilibrio:

CO(g) + Cl2 (g) D COCl2 (g) K c = 5
En un recipiente se introducen las concentraciones siguientes: [CO] = 2 M; [Cl2 ] = 2 M; [COCl2 ] = 20 M.
a) El sistema se encuentra en equilibrio y no cambian las concentraciones iniciales.
b) El sistema no se encuentra en equilibrio y aumentan [CO] y [Cl2 ].
c) El sistema no se encuentra en equilibrio y aumenta [COCl2 ].
d) Introduciendo un catalizador aumentarán [COCl2 ], [CO] y [Cl2 ].
[COCl! ]P 20
𝑄k = = = 5
[CO]P [Cl! ]P 2 · 2
Como se observa, 𝑄k = 𝐾k , lo que indica que el sistema se encuentra en equilibrio y no cambian las con-
centraciones iniciales.
4.11. La constante de equilibrio, K c , para la reacción en fase gaseosa:

H2 + I2 D 2 HI es 55,3 a 700 K.
¿Qué ocurrirá si se mezclan en un recipiente cerrado las tres sustancias a las siguientes presiones parcia-
les, pH2 = 0,02 atm; pI2 = 0,02 atm; pHI = 0,70 atm?
a) La reacción tiene lugar hacia la derecha.
b) La reacción está en equilibrio.
c) La reacción tiene lugar hacia la izquierda.
d) Al no conocer K p no se puede decir nada del comportamiento.

[HI]!
𝐾k =
[H! ] [I! ]
Se obtiene, 𝐾‡ = 𝐾k = 55,3.
(𝑝"d )!P 0,70!
𝑄‡ = = = 1,2·10%
(𝑝"! )P (𝑝d! )P 0,02 · 0,02
Para que el sistema alcance el equilibrio este es preciso que 𝑄‡ se haga menor hasta igualarse a 𝐾‡ . Para
ello debe disminuir el numerador y aumentar el denominador, por lo que la reacción tiene lugar hacia la
izquierda.
4.12. Para una reacción química reversible, a una determinada temperatura, el cociente de reacción, Q,
es superior a K c , la evolución espontánea de la reacción será:
a) Hacia la formación de los productos.
b) Hacia la regeneración de los reactivos.
c) Se desplazará en un sentido u otro según la estequiometría de la reacción.
d) Si no cambian las condiciones externas, las concentraciones de reactivos y productos permanecerán
inalteradas.
El valor del cociente de reacción, 𝑄k , se calcula con las concentraciones iniciales de las especies implicadas
en el equilibrio. Si 𝑄k > 𝐾k , para que se alcance el equilibrio 𝑄k debe hacerse menor hasta igualarse a 𝐾k .
Para ello debe disminuir el numerador y aumentar el denominador, por lo que la reacción transcurre
hacia la regeneración de los reactivos.

2 SO3 (g) D 2 SO2 (g) + O2 (g) K c (700 °C) = 4,8·10–3
Si en un determinado instante las concentraciones de las tres sustancias son: [SO3 ] = 0,60 M, [SO2 ] =
0,15 M y [O2 ] = 0,025 M, ¿cómo evolucionará el sistema?
a) Desaparecerá algo más de SO3 .
b) Se formará algo más de SO3 .
c) Desaparecerá algo de SO2 .
d) No se modifican las concentraciones.
[SO% ]!P 0,60!
𝑄k = = = 1,4·10%
[SO! ]!P [O! ]P 0,10! · 0,025
numerador y aumentar el denominador, por lo que el sistema debe desplazarse hacia la formación de
SO% .
4.14. Cada una de las mezclas siguientes se coloca en un recipiente cerrado y se deja en reposo. Señale
las que pueden alcanzar el equilibrio:
I. CaCO3 puro.
II. CaO y una presión de CO2 mayor que el valor de Kp.
III. Un poco de CaCO3 y una presión de CO2 mayor que el valor de Kp.
IV. CaCO3 y CaO.
a) I y II
b) II y III
c) III y IV
d) I, II y IV
Se trata de un equilibrio heterogéneo y como hay un único componente gaseoso la expresión de 𝐾‡ es:
𝐾‡ = (𝑝;#! )
I. El sistema se desplaza hacia la formación de CaO y CO! y se alcanza el equilibrio.
II. Si 𝑝;#! > 𝐾‡ , entonces, 𝑄‡ > 𝐾‡ , el sistema se desplaza hacia la formación de CaCO% y se alcanza el
equilibrio.
III. Como hay poco CaCO% e inicialmente falta CaO, es imposible que se alcance el equilibrio.
IV. Como inicialmente falta CO! el sistema se desplaza hacia su formación y se alcanza el equilibrio.
4.15. La disociación a 25 °C del N2 O4 (g) para dar NO2 (g) tiene una constante K c de 4,65·10–3 . Si en un
recipiente de 2,0 L se introducen esos dos gases en concentraciones iguales a 0,50 M y a 25 °C, se puede
afirmar que:
a) El sistema no evolucionará porque está en equilibrio.
b) El sistema evolucionará para formar más NO2 .
c) El sistema evolucionará para formar más N2 O4 .
d) Ninguna de las anteriores es cierta.
La ecuación química correspondiente al equilibrio propuesto es:

N! O2 (g) D 2 NO! (g)
[NO! ]!P (0,50)!
𝑄k = = = 0,50
[N! O2 ]P 0,50
numerador y aumentar el denominador, por lo que el sistema evolucionará para formar más N! O2 .
4.16. En un reactor se introducen 2,00 mol de A(g); 1,00 mol de B(g) y 1,00 mol de C(g). Estas sustan-
cias participan en el equilibrio químico representado por la ecuación:
2 A(g) ⇄ B(g) + C(g)
A la temperatura de trabajo, la constante K c = 0,500. Con estos datos puede asegurarse que:
a) El sistema ya está en equilibrio inicialmente por lo que no evolucionará.
b) El sistema no está inicialmente en equilibrio y evolucionará hacia la derecha originando B(g) y C(g).
c) El sistema no está inicialmente en equilibrio y evolucionará hacia la izquierda originando A(g).
d) No puede saberse la situación inicial del sistema al desconocer el volumen del reactor.
[B]P [C]P 1,00 · 1,00
𝑄k = = = 0,250
[A]!P 2,00!
Como se observa, 𝑄k < 𝐾k , lo que implica que el sistema no se encuentra en equilibrio.
Para que se alcance el equilibrio, 𝑄k debe hacerse mayor hasta igualarse a 𝐾k . Para ello debe aumentar el
numerador y disminuir el denominador, por lo que el sistema evolucionará hacia la derecha originando
B y C.

5. MODIFICACIÓN DE LAS CONDICIONES DE EQUILIBRIO. PRINCIPIO DE LE CHÂTELIER

2 SO2 (g) + O2 (g) D 2 SO3 (g) ΔH ° = –190 kJ
que se produce en un recipiente cerrado, la concentración de O2 (g) aumentará:
a) Si se añade SO2 (g)
b) Si se añade SO3 (g)
c) Si se añade N2 (g)
d) Si se disminuye la temperatura.
El principio de Le Châtelier (1884) dice:

“cualquier cambio en una de las variables que determinan el estado de equilibrio de un sistema,
causa un desplazamiento del equilibrio en el sentido que tiende a oponerse al cambio en la variable
modificada”.
a) Falso. Si se añade SO! (g), de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el
sentido en el que consuma esta sustancia, en este caso, hacia la producción de SO% .
b) Verdadero. Si se añade SO% (g), de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el
sentido en el que se consuma esta sustancia, en este caso, hacia la producción de O! y SO! .
c) Falso. Si se añade N! (g) a volumen constante, un gas inerte para esta reacción, el resultado es un au-
mento de la presión, pero manteniéndose constantes las presiones parciales de los componentes del equi-
librio, lo que hace que no cambie 𝐾‡ , por tanto, no se produce ningún desplazamiento del equilibrio.
d) Falso. Si disminuye la temperatura, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza
en el sentido en el que se produzca calor y aumente la temperatura. Como se trata de un proceso exotér-
mico, se desplaza hacia la producción de SO% .

N2 (g) + 3 H2 (g) D 2 NH3 (g) ΔH ° = –92,4 kJ
cuál de las siguientes propuestas es cierta:
a) Las constantes Kp y Kc son iguales.
b) Al aumentar la temperatura disminuye el rendimiento en la obtención del producto.
c) La variación de presión no altera las composiciones del equilibrio.
d) La reacción a baja presión favorece la obtención del producto.
a) Falso. La relación entre las constantes 𝐾k y 𝐾‡ viene dada por la expresión:

siendo, Δ𝜈 = Σ coef. esteq. productos gas – Σ coef. esteq. reactivos gas = 2 – (3 + 1) – 0 = –2
Se obtiene, 𝐾‡ = 𝐾k (𝑅𝑇)(! .
modificada”.
b) Verdadero. Si aumenta la temperatura, de acuerdo con el principio de Le Châtelier el sistema se des-
plaza en el sentido en el que se consuma el calor aportado y la temperatura descienda. Al tratarse de un
proceso exotérmico, el desplazamiento es hacia la formación de los reactivos, lo que motiva que dismi-
nuya el rendimiento en la obtención del producto.
c) Falso. Si aumenta o disminuye la presión a temperatura constante, de acuerdo con el principio de Le

Châtelier, el equilibrio se desplaza en el sentido en el que esta descienda o aumente, es decir, hacia la
disminución o aumento del número de moléculas gaseosas presentes en el equilibrio. Como en este caso,
el número de moléculas gaseosas en ambos miembros de la reacción diferente, las variaciones de la pre-
sión sí que alteran la composición del equilibrio.
d) Falso. Según se ha justificado en el apartado anterior, la disminución de la presión desplaza el equili-
brio hacia la formación de los reactivos.
5.3. En la reacción en fase gaseosa:

2 NO D N2 + O2 ΔH ° = –182 kJ mol–1
Señale las propuestas correctas:
a) Kp no depende de T.
b) Kp aumenta al aumentar T.
c) Kp varía al adicionar NO.
d) Kp aumenta cuando aumenta la presión.
e) No se puede predecir la variación de Kp.
a) Falso. De acuerdo con la ley del equilibrio químico formulada por Guldberg y Waage (1864), la cons-
tante de equilibrio solo depende de la temperatura.
b) Falso. La ecuación de van’t Hoff (1884) permite estudiar la variación de la constante 𝐾‡ con la tempe-
ratura:
𝐾‡ Δ𝐻° 1 1
ln ! = ‰ − Š
𝐾‡2 𝑅 𝑇) 𝑇!
Considerando que Δ𝐻 < 0 (proceso exotérmico) y si:
1 1
𝑇! > 𝑇) → ‰ − Š > 0
𝑇) 𝑇!
Entonces se cumple que:
𝐾‡
ln ! < 0 → 𝐾‡! < 𝐾‡2 en un proceso exotérmico, si 𝑇 aumenta, 𝐾‡ disminuye.
𝐾‡2
modificada”.
Para la opción c) existen dos posibilidades:
c) Falso. Si se añade NO(g) y se considera que la temperatura permanece constante, de acuerdo con el
principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el sentido en el que consuma esta sustancia, en este
caso, hacia la producción de N! y O! , sin embargo, la constante 𝐾p no varía.
c) Verdadero. Si se añade NO(g) y se considera que la temperatura no permanece constante, de acuerdo
con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el sentido en el que consuma esta sustancia, en
este caso, hacia la producción de N! y O! . Teniendo en cuenta que la expresión de la constante 𝐾p es:
(𝑝8! ) (𝑝#! )
𝐾‡ =
(𝑝8# )!
como aumenta el numerador y disminuye el denominador, la constante 𝐾p aumenta.
d) Falso. Si aumenta la presión del recipiente, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se
desplaza en el sentido en el que la presión descienda, es decir, hacia donde disminuya el número de mo-
léculas gaseosas presentes en el equilibrio.
En este caso, el aumento de presión no influye en el equilibrio al existir el mismo número de moléculas
gaseosas en ambos lados de la reacción, por tanto, no varía la constante 𝐾p .
e) Falso. Según se ha justificado en el apartado b).
La respuesta es correcta es la c.
5.4. Indique si alguna de las siguientes propuestas no es falsa:

CH3 COOH(l) + 2 O2 (g) D 2 CO2 (g) + 2 H2 O(l) ∆H ° = –870,3 kJ
a) Si se aumenta la temperatura el equilibrio se desplaza hacia la derecha.
b) K c no depende de la temperatura.
c) El equilibrio se desplaza hacia la derecha al aumentar la presión.
d) K c no varía con la presión.
De acuerdo con el principio de Le Châtelier (1884):

modificada”.
a) Falso. Si aumenta la temperatura, de acuerdo el con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza
en el sentido en el que se consuma calor y descienda la temperatura. Como se trata de un proceso exotér-
mico, el sistema se desplaza hacia la izquierda (formación de los reactivos).
b) Falso. De acuerdo con la ley del equilibrio químico formulada por Guldberg y Waage (1864), la cons-
tante de equilibrio solo depende de la temperatura y existe un único de valor de la constante para cada
temperatura.
c) Falso. Al aumentar la presión a temperatura constante, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el
sistema se desplaza en el sentido en el que la presión descienda, es decir, hacia donde disminuya el nú-
mero de moléculas gaseosas presentes en el equilibrio. Como el sistema posee igual número de moles de
gas en reactivos y productos, no se produce ningún desplazamiento del equilibrio.
d) Verdadero. Según se ha justificado en el apartado anterior.
5.5. La reacción N2 O4 (g) D 2 NO2 (g) es endotérmica, con ΔH ° = 56,9 kJ.

Suponiendo que se introduce N2 O4 (g) en un contenedor vacío y cerrado, una vez alcanzado el equilibrio,
¿cómo podría disminuirse la cantidad de NO2 ?
a) Aumentando el volumen del recipiente.
b) Aumentando la presión en el contenedor.
c) Aumentando la temperatura.
d) Añadiendo un catalizador al sistema.

modificada”.
a) Falso. Si se aumenta el volumen a temperatura constante, según la ley de Boyle-Mariotte (1662) dis-
minuye la presión. Al disminuir esta, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza
en el sentido en el que la presión aumente, es decir, hacia donde se formen más moles de gas, en este caso,
hacia la formación de NO2 .
b) Verdadero. Si se aumenta la presión, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza
en el sentido en el que la presión disminuya, es decir, hacia donde se formen menos moles de gas, en este
caso, hacia la formación de N2 O4 , disminuyendo la cantidad de NO2 en el equilibrio.
c) Falso. Si aumenta la temperatura, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza

en el sentido en el que se consuma el calor aportado y la temperatura descienda. Al tratarse de un proceso
endotérmico, el equilibrio se desplaza hacia la formación de NO2 .
d) Falso. Si se añade un catalizador disminuyen por igual las energías de activación de las reacciones
directa e inversa, sin alterar la cantidad de NO! presente en el equilibrio.
5.6. En una disolución se tienen los siguientes equilibrios simultáneos:

Cu2+ (aq) + 4 NH𝟑 (aq) D [Cu(NH𝟑 )𝟒 ]2+ (aq)
NH𝟑 (aq) + H𝟐 O(l) D NH4+ (aq) + OH– (aq)
3 OH– (aq) + Fe3+ (aq) D Fe(OH)𝟑 (s)
Si se añaden más iones Fe3+ a la disolución, ¿qué sucederá?
a) Aumentará la concentración de Cu2+ .
b) Aumentará la concentración de [Cu(NH𝟑 )𝟒 ]2+ .
c) Disminuirá la concentración de Cu2+ .
d) Disminuirá la concentración de NH4+ .

modificada”.
§ De acuerdo con el principio de Le Châtelier, si se añade Fe3+ , el equilibrio se desplaza en el sentido en
el que se consuman los iones Fe3+ añadidos, lo que provoca la disminución de la concentración de OH–
en el equilibrio.
§ Esta disminución de la concentración de OH– en el tercer equilibrio, de acuerdo con el principio de Le
Châtelier, provoca que el segundo equilibrio se desplace hacia la derecha, con lo que el NH% se disocia
para reponer los iones OH– consumidos, lo que también aumenta la concentración de NH4+ .
§ La disminución de la concentración de NH% en el segundo equilibrio, de acuerdo con el principio de Le
Châtelier, provoca que el primer equilibrio se desplace hacia la izquierda, con lo que el [Cu(NH% )2 ]2+ se
disocia para reponer el NH% consumido, lo que también aumenta la concentración de Cu2+ .

NO(g) + CO(g) D ½ N2 (g) + CO2 (g) ∆H = –374 kJ
¿Qué condiciones favorecen la conversión máxima de reactivos a productos?
a) Alta temperatura y baja presión.
b) Baja temperatura y baja presión.
c) Alta temperatura y alta presión.
d) Baja temperatura y alta presión.
e) Ninguna de estas condiciones.
(O.Q.N. Navacerrada 1996) (O.Q.L. Murcia 2006) (O.Q.L. Asturias 2009) (O.Q.L. Madrid 2009) (O.Q.L. Asturias 2011)
(O.Q.L. Madrid 2011) (O.Q.L. Cádiz 2018) (O.Q.L. La Rioja 2020) (O.Q.L. Castilla y León 2020)

modificada”.
§ Si disminuye la temperatura, de acuerdo el con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el
sentido en el que se desprenda calor y aumente la temperatura. Como se trata de un proceso exotérmico,
el sistema se desplaza hacia la formación de los productos.
§ Si aumenta la presión, de acuerdo el con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el sentido

en el que la presión disminuya, es decir, hacia donde se formen menos moles de gas, en este caso, hacia
la formación de los productos.

2 NO2 (g) D 2 NO(g) + O2 (g)
a) Kp = Kc .
b) Se favorece la obtención del NO al aumentar la presión.
c) Se desplaza a la izquierda al añadir O2 .
d) Se desplaza a la derecha al añadir un catalizador.
a) Falso. La relación entre las constantes 𝐾k y 𝐾‡ viene dada por la expresión:

En este caso se cumple que 𝐾k ≠ 𝐾‡ .
modificada”.
b) Falso. Al aumentar la presión, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el
el sentido en el que la presión descienda, es decir, hacia donde disminuya el número de moléculas gaseo-
sas presentes en el equilibrio, en este caso hacia la formación de NO! .
c) Verdadero. Si se añade O! , de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el
sentido en el que consuma esta sustancia, es decir, hacia la izquierda.
d) Falso. Un catalizador disminuye por igual las energías de activación de las reacciones directa e inversa
sin alterar el equilibrio.
5.9. La reacción:
N2 (g) + O2 (g) D 2 NO(g)
se encuentra en equilibrio a unas determinadas condiciones de presión y temperatura. Al añadir nitró-
geno a la mezcla, sucede que:
a) Nada, porque no se puede alterar el equilibrio.
b) Se desplaza el equilibrio a la izquierda, para que también aumente la concentración de O2 .
c) Disminuye el valor de la constante de equilibrio.
d) Se desplaza el equilibrio a la derecha, con el fin de compensar el efecto del aumento de la concentración
de N2 .
(O.Q.L. Murcia 1996) (O.Q.L. Galicia 2013)

modificada”.
Si se añade N! (g), de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el sentido en el
que consuma esta sustancia, por lo que el sistema se desplaza hacia la derecha.
Las nuevas cantidades de las sustancias en el equilibrio son diferentes a las existentes antes de añadir
más N! (g), sin embargo, como la relación entre ellas se mantiene constante el valor de la constante de
equilibrio no cambia al no variar la temperatura.
5.10. Suponga una reacción endotérmica en fase gaseosa del tipo 2 A D B:

a) El equilibrio se desplaza a la izquierda al aumentar la presión.
b) Al aumentar la temperatura aumenta la constante de equilibrio.
c) La constante de equilibrio es independiente de la temperatura.
d) Al aumentar la temperatura el equilibrio se desplaza hacia la izquierda.
e) Ninguna de las anteriores es correcta.

modificada”.
a) Falso. Al aumentar la presión del recipiente, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se
léculas gaseosas presentes en el equilibrio, en este caso hacia la derecha.
b) Verdadero. Si aumenta la temperatura, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se des-
proceso endotérmico, el equilibrio se desplaza hacia la derecha.
Al alcanzarse el nuevo equilibrio se tiene que la cantidad de B es mayor que la existente en el equilibrio
anterior, mientras que la cantidad de A es menor. Teniendo en cuenta que la expresión de 𝐾k es:
[B]
𝐾k =
[A]!
el valor de la constante 𝐾k a la nueva temperatura es mayor que el anterior.
c) Falso. De acuerdo con la ley del equilibrio químico formulada por Guldberg y Waage (1864), la cons-
d) Falso. Según se ha justificado en el apartado b).
5.11. Considere el sistema en equilibrio:

Cl2 (g) D 2 Cl(g) ∆H > 0
Si se aporta calor al sistema:
a) Disminuirá K c .
b) Aumentará K c .
c) No variará K c .
d) No se puede predecir la evolución si no se conoce la temperatura.
(O.Q.L. Asturias 1996) (O.Q.L. Murcia 2017)
La expresión de la constante de equilibrio 𝐾k de la reacción es:

[Cl]!
𝐾k =
[Cl! ]
modificada”.
Si se aporta calor al sistema, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el
sentido en el que se consuma calor aportado. Como se trata de un proceso endotérmico, se produce un
desplazamiento hacia la formación de Cl(g).
Al alcanzarse de nuevo el equilibrio, [Cl] aumenta y [Cl! ] disminuye, por tanto, el valor de 𝐾k aumenta.

N2 O4 (g) D 2 NO2 (g) ΔH = 58,2 kJ
¿Cuál de las siguientes modificaciones producirá un aumento en la concentración de NO2 (g)?
a) Un aumento de la temperatura a presión constante.
b) Una disminución del volumen a temperatura constante.
c) La concentración de NO2 (g) permanecerá constante ya que está en el equilibrio.
d) Un aumento de la presión a temperatura constante.
e) Una disminución de la temperatura a presión constante.
f) La adición de un catalizador.
(O.Q.N. Ciudad Real 1997) (O.Q.N. País Vasco 2006) (O.Q.L. Madrid 2010) (O.Q.L. Valencia 2017)

modificada”.
a) Verdadero. Si aumenta la temperatura, de acuerdo con el principio de Le Châtelier el sistema se des-
plaza en el sentido en el que se consuma calor y disminuya la temperatura. Como se trata de un proceso
endotérmico, el sistema se desplaza hacia la formación de NO! (g).
b-d) Falso. Si disminuye el volumen a temperatura constante, según la ley de Boyle-Mariotte (1662) au-
menta la presión. De acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el sentido en el
que la presión disminuya, es decir, hacia donde se formen menos moles de gas, en este caso hacia la for-
mación de N! O2 (g).
c) Falso. Carece de sentido, ya que si se altera el equilibrio cambia la composición del mismo.
e) Falso. Si disminuye la temperatura, de acuerdo con el principio de Le Châtelier el sistema se desplaza
en el sentido en el que se produzca calor y aumente la temperatura. Como se trata de un proceso endo-
térmico, el sistema se desplaza hacia la formación de N! O2 (g).
f) Falso. Un catalizador disminuye por igual las energías de activación de las reacciones directa e inversa
sin alterar la cantidad de NO! (g) producida.
5.13. La reacción de formación del amoniaco es exotérmica. ¿Cuál de las siguientes afirmaciones es
falsa?
a) Al aumentar la presión disminuye la concentración de los reactivos y aumenta la de los productos.
b) Al aumentar la temperatura aumenta la concentración de los reactivos y disminuye la de productos.
c) Al aumentar el volumen disminuye la concentración de los reactivos y aumenta la de los productos.
d) Al aumentar el volumen aumenta la concentración de los reactivos y disminuye la de los productos.
e) La reacción es más rápida al aumentar la temperatura.

modificada”.
En el equilibrio propuesto:
N! (g) + 3 H! (g) D 2 NH% (g) Δ𝐻° < 0
a) Verdadero. Al aumentar la presión del recipiente, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema
se desplaza en el sentido en el que la presión descienda, es decir, hacia donde disminuya el número de
moléculas gaseosas presentes en el equilibrio, en este caso hacia el producto, por lo que aumenta la con-
centración de NH% , mientras que disminuyen las concentraciones de N! y H! .
b) Verdadero. Al aumentar la temperatura, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se des-
plaza en el sentido en el que se consuma el calor aportado y esta descienda. Al tratarse de un proceso
exotérmico, se desplaza hacia la formación de los reactivos, por lo que aumenta la concentración de N! y
H! , mientras que disminuye la concentración de NH% .
c) Falso. Al aumentar el volumen a temperatura constante, según la ley de Boyle-Mariotte (1662) dismi-
nuye la presión. De acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el el sentido en el
que suba la presión, es decir, hacia donde aumente el número de moléculas gaseosas presentes en el
equilibrio, en este caso hacia la formación de los reactivos, por lo que aumenta la concentración de los
reactivos (N! y H! ), mientras que disminuye la concentración del producto (NH% ).
d) Verdadero. Según se ha justificado en el apartado anterior.
e) Verdadero. Al aumentar la temperatura, las moléculas se mueven con mayor velocidad, se producen
más choques entre ellas, lo que motiva que aumente la velocidad de la reacción.
5.14. El equilibrio:
N2 (g) D 2 N(g) a temperatura constante.
a) No varía si se añade Ar a presión constante.
b) No varía si se introduce Ar a volumen constante.
c) No varía si se reduce el volumen del recipiente.
d) Solo cambia si se modifica la presión.
e) Al aumentar el volumen del recipiente al doble, el equilibrio se desplaza hacia la izquierda.
(O.Q.N. Burgos 1998) (O.Q.L. Extremadura 2005) (O.Q.L. Castilla y León 2014) (O.Q.L. Cádiz 2018)

modificada”.
a) Falso. Si se añade Ar (un gas inerte) a presión constante, según la ley de Boyle-Mariotte (1662) au-
menta el volumen del recipiente.
(𝑛8 )!
[N]! ! (𝑛8 )! 1
𝐾k = = 𝑛𝑉 = ·
[N! ] ® 8! ° (𝑛8! ) 𝑉
𝑉
Como se observa, para que se mantenga el valor de 𝐾k , si el valor de 𝑉 aumenta, la relación (𝑛8 )! /(𝑛8! )
también debe aumentar, por tanto, el equilibrio se altera.
b) Verdadero. Si se añade Ar (un gas inerte) a volumen constante, aumenta la presión del sistema por la
adición del nuevo componente, pero manteniéndose constantes las presiones parciales de las sustancias
implicadas en el equilibrio. Esto motiva que no varíe el valor de la constante 𝐾‡ y que el equilibrio no se
altere.
c) Falso. Si se reduce el volumen del recipiente a temperatura constante, según la ley de Boyle-Mariotte
(1662) aumenta la presión. De acuerdo con el principio de Le Châtelier, el equilibrio se desplaza en el
sentido en el que la presión disminuya, es decir, hacia donde haya menos moles de gas, en este caso hacia
la izquierda. El equilibrio se altera.
d) Falso. Ya que el equilibrio se altera si cambia el número de moles de cualquiera de las especies impli-
cadas en el equilibrio.
El equilibrio también cambia si se modifica la temperatura, ya que se trata de un proceso endotérmico
que se ve favorecido por temperaturas altas.
e) Falso. Es la propuesta contraria al apartado c), si se duplica el volumen del recipiente a temperatura
constante, según la ley de Boyle-Mariotte la presión en el interior del recipiente se reduce a la mitad. De
acuerdo con el principio de Le Châtelier, el equilibrio se desplaza en el sentido en el aumente la presión,
es decir, hacia donde haya más moles de gas, en este caso hacia la derecha. El equilibrio se altera.
5.15. La presión de vapor de un líquido en equilibrio con su vapor:

a) Aumenta con la temperatura.
b) Depende de los volúmenes relativos de líquido y vapor en equilibrio.
c) Depende del área de la superficie del líquido.
d) Depende de la cantidad de líquido presente.
e) No depende de la temperatura.

modificada”.
En el equilibrio:
Líquido D Vapor Δ𝐻 > 0
Si aumenta la temperatura, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el sen-
tido en el que se consuma el calor aportado y la temperatura descienda. Al tratarse de un proceso endo-
térmico, el equilibrio se desplaza hacia la formación de vapor, lo que hace aumentar la presión de vapor
del líquido.
5.16. Dado el sistema en equilibrio:

2 NH3 (g) D N2 (g) + 3 H2 (g) ΔH > 0
Si a partir de determinado instante se observa que aumenta la velocidad de la reacción directa y dismi-
nuye la de la inversa, puede ser debido a que se:
a) Produjo una disminución de temperatura.
b) Añadió a la mezcla 1 mol de hidrógeno.
c) Produjo una disminución de la presión total.
d) Redujo el volumen del recipiente a la mitad.

modificada”.
Si a partir de un determinado instante aumenta la velocidad de la reacción directa y disminuye la de la
inversa, quiere decir que el equilibrio se ha desplazado hacia la formación de N2 (g) y H2 (g).
a) Falso. Al disminuir la temperatura, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza
en el sentido en el que se desprenda calor y la temperatura aumente. Al tratarse de un proceso endotér-
mico la reacción se desplaza hacia la formación de NH% (g).
b) Falso. Al añadir H! , de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el sentido en

el que este se consuma, es decir, hacia la formación de NH% .
c) Verdadero. Al disminuir la presión del recipiente, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema
se desplaza en el sentido en el que la presión aumente, es decir, hacia donde aumente el número de mo-
léculas gaseosas presentes en el equilibrio, en este caso hacia la formación de N! (g) y H! (g).
d) Falso. Al disminuir el volumen a temperatura constante, según la ley de Boyle-Mariotte (1662) au-
menta la presión. De acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el el sentido en el
que baje la presión, es decir, hacia donde descienda el número de moléculas gaseosas presentes en el
equilibrio, en este caso hacia la formación de NH% (g).
5.17. Sabiendo que:

2 NO(g) D N2 (g) + O2 (g) ΔH = –181,83 kJ.
Para el equilibrio:
N2 (g) + O2 (g) D 2 NO(g)
¿Cuál de las siguientes afirmaciones será correcta?
a) K c es independiente de la temperatura.
b) K c aumenta conforme aumenta la temperatura.
c) K c disminuye cuando la temperatura aumenta.
d) K c varía con la adición de NO(g) al sistema en reacción.
Si la reacción de descomposición del NO(g) es exotérmica, la reacción opuesta, de formación del NO(g),
es un proceso endotérmico.
La expresión de la constante de equilibrio de la formación de NO es:
[NO]!
𝐾k =
[N! ] [O! ]
modificada”.
a) Falso. De acuerdo con la ley del equilibrio químico formulada por Guldberg y Waage (1864), la cons-
proceso endotérmico, se desplaza hacia la formación de NO(g), por lo que [NO] se hace mayor al alcan-
zarse el equilibrio. Si este valor de aumenta y, a la vez, [N! ] y [O! ] disminuyen, el valor de 𝐾k aumenta.
c) Falso. Si disminuye la temperatura, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza
en el sentido en el que se genere el calor eliminado y la temperatura aumente. Al tratarse de un proceso
endotérmico, se desplaza hacia la formación de N! (g) y O! (g), por lo que [N! ] y [O! ] se hacen mayores al
alcanzarse el equilibrio. Si estos valores aumentan y, a la vez, [NO] disminuye, el valor de 𝐾k disminuye.
d) Falso. Si se añade NO(g), de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el sen-
tido en el que consuma esta sustancia, es decir, hacia la formación de N! (g) y O! (g). Los valores de las
concentraciones al alcanzarse de nuevo el equilibrio son diferentes respecto de las iniciales, sin embargo,
el valor de la constante 𝐾k se mantiene, ya que, solo cambia al variar la temperatura.

5.18. El Cl2 puede obtenerse por oxidación del cloruro de hidrógeno en estado gaseoso, de acuerdo a la
ecuación:
4 HCl(g) + O2 (g) D 2 H2 O(g) + 2 Cl2 (g) ΔH < 0
Para aumentar el rendimiento del proceso, interesa:
a) Aumentar el volumen del recipiente, manteniendo constante la temperatura.
b) Aumentar la temperatura.
c) Aumentar la presión, manteniendo constante la temperatura.
d) Añadir un catalizador.
Para aumentar el rendimiento del proceso es preciso que la reacción se desplace hacia la obtención de
Cl! (g).
modificada”.
a) Falso. Al aumentar el volumen a temperatura constante, según la ley de Boyle-Mariotte (1662) dismi-
nuye la presión. De acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el sentido en el que
suba la presión, es decir, hacia donde aumente el número de moléculas gaseosas presentes en el equili-
brio, en este caso hacia la formación de HCl(g) y O! (g), lo que hace que disminuya el rendimiento del
proceso.
b) Falso. Si aumenta la temperatura, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza
exotérmico, se desplaza hacia la formación de HCl(g) y O! (g), lo que hace que disminuya el rendimiento
del proceso.
c) Verdadero. Al aumentar la presión, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza
en el sentido en el que la presión descienda, es decir, hacia donde disminuya el número de moléculas
gaseosas presentes en el equilibrio, en este caso hacia la formación de H! O(g) y Cl! (g), lo que hace que
aumente el rendimiento del proceso.
d) Falso. Un catalizador disminuye por igual la energía de activación de las reacciones directa e inversa
5.19. La reacción directa del sistema en equilibrio:

CO(g) + 2 H2 (g) D CH3 OH(g)
es exotérmica. ¿Cuál de las siguientes afirmaciones respecto a dicho equilibrio es correcta?
a) La constante de equilibrio será mayor a 473 K que a 373 K.
b) Si se aumenta la presión de la mezcla en equilibrio, a una determinada temperatura, la proporción de
CH3 OH(g) en ella aumentará.
c) La unidad que debe corresponderle a la constante de equilibrio K c es mol dm–3 .
d) La adición de un catalizador adecuado a la mezcla en equilibrio, a una determinada temperatura y
presión, hará que se incremente la proporción de CH3 OH(g) en ella.
e) Si se redujese la concentración de CO(g) y se dejara evolucionar al sistema, en el nuevo equilibrio,
aumentaría la proporción de CH3 OH(g) en la mezcla, a una determinada presión y temperatura.
(O.Q.N. Murcia 2000) (O.Q.N. Valencia de D. Juan 2004) (O.Q.L. Cádiz 2018)

modificada”.
a) Falso. Si aumenta la temperatura, acuerdo con el principio de Le Châtelier el sistema se desplaza en el

sentido en el que se consuma el calor aportado y esta la temperatura. Al tratarse de un proceso exotér-
mico, la reacción se desplaza hacia la formación de CO(g) y H! (g).
[CH% OH]
𝐾k =
[CO] [H! ]!
Si las cantidades de CO(g) y H! (g) aumentan y la CH% OH(g) disminuye, el valor de la constante 𝐾k se hace
menor.
b) Verdadero. Si aumenta la presión, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza
en el sentido en el que la presión disminuya, es decir, hacia donde haya menos moles de gas, en este caso,
hacia la formación de CH% OH(g). Por este motivo, la proporción CH% OH en la mezcla aumenta.
c) Falso. Las unidades de la constante 𝐾k son:
mol dm(%
𝐾k = = mol(! dm1
(mol dm(% )%
d) Falso. Un catalizador disminuye por igual la energía de activación de las reacciones directa e inversa
sin alterar la cantidad de CH% OH(g) producida, que es la misma solo que el tiempo que se tarda en con-
seguirla es menor.
e) Falso. Si se reduce [CO], acuerdo con el principio de Le Châtelier el sistema se desplaza en el sentido
en el que aumente dicha concentración, es decir, hacia la formación de CO(g) y H! (g). Por este motivo, la
proporción CH% OH en la mezcla disminuye.

C(s) + H2 O(g) D CO(g) + H2 (g) ΔH > 0
¿Cuál de las siguientes afirmaciones es incorrecta?
a) El aumento de la temperatura provocará el aumento de la concentración de CO y H2 en el nuevo equi-
librio.
b) El aumento de la presión no implicará variación alguna de las concentraciones de reactivos y produc-
tos.
c) Una disminución de la presión provocará un aumento de la concentración de CO y H2 .
d) Si se aumenta la concentración de H2 se formará más agua.

modificada”.
a) Verdadero. Si aumenta la temperatura, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se des-
proceso endotérmico, la reacción se desplaza hacia la formación de CO(g) y H! (g).
b) Falso. Si aumenta la presión, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el
sentido en el que la presión descienda, es decir, hacia donde disminuya el número de moléculas gaseosas
presentes en el equilibrio, en este caso, hacia la formación de H! O(g), lo que hace que varíen las concen-
traciones de todas las especies implicadas en el equilibrio, H! O(g), CO(g) y H! (g).
c) Verdadero. Si disminuye la presión, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza
en el sentido en el que suba la presión, es decir, hacia donde aumente el número de moléculas gaseosas
presentes en el equilibrio, en este caso hacia la formación de CO(g) y H! (g).
d) Verdadero. Si aumenta la concentración de H! , de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema

se desplaza en el el sentido en el que se consuma esta sustancia, es decir, hacia la formación de C(s) y
H! O(g).
5.21. ¿En cuál de los siguientes equilibrios químicos, en los que todas las especies están en estado ga-
seoso, al duplicar la presión, manteniendo la temperatura constante, se favorece la formación de una
mayor cantidad de productos?
a) H2 + Cl2 D 2 HCl
b) 2 H2 + O2 D 2 H2 O
c) N2 O4 D 2 NO2
d) N2 + O2 D 2 NO

modificada”.
Si se duplica la presión del recipiente, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza
gaseosas presentes en el equilibrio.
De los equilibrios en fase gaseosa propuestos, el que cumple esta condición es, 2 H! + O! D 2 H! O.
5.22. Cuando se enfría el equilibrio:

Fe3+ (aq) + SCN – (aq) D FeSCN2+ (aq)
la intensidad del color rojo-pardo del compuesto FeSCN2+ (aq) aumenta. Esto indica que:
a) La reacción es endotérmica.
b) La reacción es exotérmica.
c) La temperatura actúa como catalizador.
d) La información es insuficiente para decidir.

modificada”.
Si se baja la temperatura (se enfría), de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza
en el sentido en el que se genere el calor perdido y suba la temperatura. Como aumenta la intensidad del
color pardo-rojizo indica que el equilibrio se desplaza hacia la formación de FeSCN!. , por tanto, se trata
de una reacción exotérmica.
5.23. Prediga el efecto de un incremento de la presión sobre los equilibrios:

1) N2 O4 (g) D 2 NO2 (g)
2) H2 (g) + I2 (g) D 2 HI(g)
a) En 1 hacia la izquierda, en 2 hacia la derecha.
b) En 1 hacia la derecha, en 2 hacia la derecha.
c) En 1 hacia la izquierda, en 2 no influye.
d) En 1 hacia la derecha, en 2 no influye.

modificada”.
Si aumenta la presión del recipiente, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza
en el sentido en el que baje la presión, es decir, hacia donde descienda el número de moléculas gaseosas
presentes en el equilibrio. De acuerdo con lo expuesto:
§ En el equilibrio 1, el sistema se desplaza hacia la izquierda.
§ En el equilibrio 2, al existir el mismo número de moléculas gaseosas en ambos lados de la reacción, la
presión no influye.
5.24. Considerando el equilibrio dado por la ecuación:

PCl5 (g) D PCl3 (g) + Cl2 (g)
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) Aumentan la cantidad de PCl3 (g) y la de PCl5 (g).
c) Aumenta la cantidad de PCl5 (g) y disminuye la de PCl3 (g).
d) Disminuyen la cantidad de PCl5 (g) y la de PCl3 (g).

modificada”.
Si disminuye la cantidad de Cl! (g) de la mezcla en equilibrio, de acuerdo con el principio de Le Châtelier,
el sistema se desplaza en el el sentido en el que se reponga el Cl! eliminado, es decir, hacia formación de
Cl! (g) y PCl% (g).
Al alcanzarse de nuevo el equilibrio, aumenta la cantidad de PCl% (g) y disminuye la cantidad de PCl$ (g).
5.25. Indique cuál/es de los equilibrios siguientes, un aumento de la presión produce el efecto indicado:
1) CH4 (g) + 2 S2 (g) D CS2 (g) + 2 H2 S(g) Desplazamiento hacia la derecha
2) CO(g) + 2 H2 (g) D CH3 OH(g) Desplazamiento hacia la derecha
3) N2 O4 (g) D 2 NO2 (g) Ningún efecto
4) C(s) + CO2 (g) D 2 CO(g) Ningún efecto
a) 3 y 4
b) 2
c) 1
d) Ninguno

modificada”.
en el sentido en el que baje la presión, es decir, hacia donde descienda el número de moléculas gaseosas
presentes en el equilibrio.
1) Falso. El sistema tiene los mismos moles de gas en reactivos y productos, por lo que un aumento de
presión no le afecta.
2) Verdadero. El sistema tiene más moles de gas en reactivos que en productos, por lo que un aumento
de presión hace que el sistema se desplace hacia la derecha.
3-4) Falso. El sistema tiene más moles de gas en productos que en reactivos, por lo que un aumento de
presión hace que el sistema se desplace hacia la izquierda.
5.26. En el equilibrio:
Hb(O2 )4 (dis) + 4 CO(g) D Hb(CO)4 (dis) + 4 O2 (g)
donde Hb indica hemoglobina, ¿cómo se debería actuar en los casos 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.

modificada”.
El envenenamiento por CO implica un aumento en la presión de esta sustancia. Si se aumenta la presión
parcial del CO, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el sentido en el que
baje esta presión, es decir, hacia la formación de Hb(CO)2 y O! .
Si se desea impedir el desplazamiento del equilibrio en el sentido de la formación de Hb(CO)2 , es necesa-
rio aumentar la cantidad de O! , en otras palabras, aumentar la presión parcial del O! .
5.27. Al representar el % de producto presente en una mezcla en

reacción (eje Y) frente a la presión una vez alcanzado el equilibrio (eje X),
se obtiene la gráfica de la figura. ¿A qué sistema en equilibrio debe
corresponderle esta gráfica?
a) N2 (g) + O2 (g) D 2 NO(g)
b) N2 O4 (g) D 2 NO2 (g)
c) 3 H2 (g) + N2 (g) D 2 NH3 (g)
d) H2 (g) + I2 (g) D 2HI(g)
(O.Q.L. Murcia 2002) (O.Q.L. Asturias 2011) (O.Q.L. Cádiz 2019)

modificada”.
Como se observa en la gráfica propuesta, se trata de un equilibrio en el existe menor concentración de
producto conforme aumenta la presión en el sistema.
gaseosas presentes en el equilibrio.
De los equilibrios propuestos, el único que tiene menos moles de gas en reactivos que en productos es:
N! O2 (g) D 2 NO! (g)
5.28. En la reacción:
F2 (g) + H2 (g) D 2 HF(g) con ΔH = –536 kJ y energía de activación 208 kJ
¿cuál de los siguientes enunciados no es correcto?
a) El calor de formación es –268 kJ mol–1 .
b) En el equilibrio, un aumento de la temperatura favorece la reacción inversa, aumentando la concen-
tración de H2 (g) y F2 (g).
c) En el equilibrio, un aumento de la temperatura y la presión favorece la reacción directa, aumentando
la concentración de HF(g).
d) La energía de activación de la reacción inversa es 372 kJ por mol de HF.

modificada”.
a) Correcto. Teniendo en cuenta que se forma HF a partir de los elementos que lo integran en su forma
más estable en condiciones estándar, si se desprenden 536 kJ en la formación de 2 mol de HF, la entalpía
de formación de esta sustancia es:
– 536 kJ
= –268 kJ mol()
2 mol
b) Correcto. Si aumenta la temperatura, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza
en el sentido en el que se consuma el calor aportado y la temperatura descienda. Como se trata de una
reacción exotérmica, el equilibrio se desplaza hacia la formación de H! y F! , lo que hace aumentar la
concentración de estas sustancias en el nuevo equilibrio.
c) Incorrecto. Si aumenta la presión del recipiente, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema
moléculas gaseosas presentes en el equilibrio. En este caso, el aumento de presión no influye al existir el
mismo número de moléculas gaseosas en ambos lados de la reacción.
Por otra parte, el aumento de temperatura ya está respondido
en el apartado anterior.
d) Correcto. A la vista del diagrama energético, por mol de HF
formado, la energía de activación de la reacción inversa es:

𝐸6 (AjrKm39) = 104 kJ – (–268 kJ) = 372 kJ
5.29. La siguiente afirmación:

“la constante de equilibrio de una reacción exotérmica disminuye cuando aumenta la temperatura”.
a) Es falsa.
b) Es cierta siempre.
c) Es cierta solo para reacciones espontáneas.
d) Es cierta solo para reacciones no espontáneas.
e) Es cierta solo para reacciones en fase gaseosa.
(O.Q.N. Tarazona 2003) (O.Q.L. Asturias 2007) (O.Q.L. Cantabria 2011)

modificada”.
Por ejemplo, sea el equilibrio:

A(g) D B(g) Δ𝐻 < 0
[B]
𝐾k =
[A]
tido en el que se consuma el calor aportado y la temperatura descienda. Al tratarse de un proceso exotér-
mico, se desplaza hacia la formación de los reactivos. Esto provoca que [A] aumente y [B] disminuya, por
tanto, el valor de la constante de equilibrio disminuye.
5.30. En el equilibrio:
Ca(HCO3 )2 (s) D CaCO3 (s) + H2 O(g) + CO2 (g)
donde ΔH > 0 para el proceso de descomposición:
a) Un aumento de la temperatura desplaza el equilibrio hacia la derecha.
b) Un aumento de la temperatura no influye por tratarse de un equilibrio.
c) Un aumento de la presión facilita la descomposición del hidrogenocarbonato.
d) Kc y Kp son iguales.

modificada”.
plaza en el sentido en el que se consuma el calor aportado y la temperatura descienda. Como se trata de
un proceso endotérmico, se desplaza hacia la derecha (formación de CaCO% ).
b) Falso. Como se ha visto en el apartado anterior, las variaciones de temperatura sí que influyen en el
desplazamiento del equilibrio. Es más, la temperatura es la única variable que hace cambiar la constante
de equilibrio de una reacción.
c) Falso. Si aumenta la presión del recipiente, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se
léculas gaseosas presentes en el equilibrio. En este caso, se desplaza hacia la formación de hidrogenocar-
bonato.
d) Falso. La relación entre las constantes 𝐾k y 𝐾‡ viene dada por la expresión:
Para que 𝐾k = 𝐾‡ , es preciso que Δ𝜈 = 0.
5.31. Dado el equilibrio químico en fase gaseosa:

N2 + 3 H2 D 2 NH3
¿Cómo se obtendría mayor cantidad de amoníaco?
a) Aumentando la presión total del recipiente.
b) Disminuyendo la presión total del recipiente.
c) Disminuyendo la presión parcial del nitrógeno.
d) Disminuyendo la presión parcial del hidrógeno.

modificada”.
a) Verdadero. Si aumenta la presión total del recipiente, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el
mero de moléculas gaseosas presentes en el equilibrio. En este caso se desplaza hacia la derecha, por lo
que aumenta la cantidad de NH% .
b) Falso. Es el caso opuesto al anterior. El sistema se desplaza hacia la formación de N! y H! .
c-d) Falso. Si disminuye la presión parcial del N! o del H! , de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el
sistema se desplaza en el sentido en el que aumenten estas presiones parciales, es decir, hacia la forma-
ción de estas sustancias.

SO2 (g) + Cl2 (g) D SO2 Cl2 (g)
si se añade cloro, manteniendo la temperatura constante:
a) El equilibrio no se modifica.
b) Se produce un desplazamiento hacia los productos.
c) Se produce un desplazamiento hacia los reactivos.
d) Se produce un aumento de la constante de equilibrio.

modificada”.
a) Falso. Si se añade Cl! a temperatura constante se equilibrio se altera.
b) Verdadero. Si se añade Cl! , de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el
sentido en el que consuma esta sustancia, es decir, hacia la formación de los productos.
c) Falso. Según se ha justificado en el apartado anterior.
d) Falso. Si se añade Cl! a temperatura constante, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema
se desplaza hacia la formación de los productos. Las nuevas cantidades de las sustancias en el equilibrio
son diferentes a las existentes antes de añadir Cl! pero la relación entre ellas se mantiene de acuerdo con
la expresión de 𝐾‡ por lo que el valor de la constante no cambia al no variar la temperatura.
5.33. Indique cuál de las siguientes afirmaciones es falsa:

a) Se alcanza el equilibrio químico cuando la concentración de reactivos es igual a la concentración de
productos.
b) Se alcanza el equilibrio químico cuando la velocidad de la reacción inversa se iguala a la velocidad de
la reacción directa.
c) Al aumentar la temperatura de un sistema en equilibrio este evoluciona favoreciendo la reacción en-
dotérmica.
d) En un sistema en equilibrio, un catalizador disminuye, en la misma magnitud, la energía de activación
requerida para la reacción directa y para la inversa.
a) Falso. Cuando se alcanza el equilibrio, las concentraciones de productos y reactivos no tienen por qué
igualarse, lo que ocurre es que permanecen constantes.
b) Verdadero. Cuando se alcanza el equilibrio se igualan las velocidades de la reacción directa e inversa.
modificada”.
c) Verdadero. Si aumenta la temperatura, de acuerdo con el
principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el sentido
en el que se consuma el calor aportado y descienda la tempera-
tura. La reacción endotérmica es la que consume calor para
producirse.
d) Verdadero. Tal como muestra la imagen correspondiente al
diagrama energético de una reacción catalizada y otra no cata-
lizada, la adición del catalizador disminuye por igual la energía
de activación de las reacciones directa e inversa.
5.34. Considere la reacción en equilibrio

2 NO(g) D N2 (g) + O2 (g)
¿Qué le ocurrirá a la concentración de NO(g) cuando, sin variar la temperatura, se disminuya hasta 1/3
de su valor inicial el volumen del recipiente que contiene la mezcla gaseosa en equilibrio?
a) Se triplicará.
b) Se hará seis veces mayor.
c) Se reducirá a la tercera parte.
d) Se duplicará.
e) No variará.
(O.Q.L. Murcia 2003) (O.Q.L. Granada 2018)

modificada”.
Si disminuye el volumen hasta la tercera parte a temperatura constante, según la ley de Boyle-Mariotte
(1662) se triplica la presión del recipiente. De acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se
desplaza en el sentido en el que baje la presión, es decir, hacia donde disminuya el número de moléculas
gaseosas presentes en el equilibrio. En este caso, el número de moléculas de gas en ambas partes de la
reacción es el mismo, por lo que la modificación del volumen no altera el equilibrio.
Si el volumen se reduce a un tercio del volumen inicial la concentración de NO(g) se triplica.
5.35. Sea la reacción exotérmica (ΔH ° < 0) en equilibrio:

A(g) + 2 B(g) D 3 C(g)
donde A, B y C son sustancias que se comportan como gases ideales.
Indique cuál de las siguientes actuaciones desplazará el equilibrio hacia la derecha:
a) Una disminución de presión a temperatura constante.
b) Una disminución de la temperatura del sistema.
c) La adición de un catalizador.
d) La adición de C al sistema a temperatura y presión constante.

modificada”.
a) Falso. Si disminuye la presión, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el
sentido en el que esta suba, es decir, hacia donde aumente el número de moléculas gaseosas presentes
en el equilibrio. En este caso, como existe el mismo número de moléculas de gas en cada parte de la reac-
ción este cambio no produce ningún efecto sobre el sistema en equilibrio.
b) Verdadero. Si disminuye la temperatura, de acuerdo con el principio de Le Châtelier el sistema se des-
plaza en el sentido en el que se genere el calor eliminado y la temperatura aumente. Al tratarse de un
proceso exotérmico, se desplaza hacia la formación de los productos (derecha).
c) Falso. La adición de un catalizador disminuye por igual la energía de activación de las reacciones di-
recta e inversa sin alterar el equilibrio.
d) Falso. Si se añade C, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el sentido en
el que consuma esta sustancia, es decir, hacia la formación de los reactivos (izquierda).
5.36. El trióxido de azufre se utiliza industrialmente para preparar

ácido sulfúrico. Se forma por la combinación de dióxido de azufre 2 SO + O
2 2
con un exceso de aire.

El V2 O5 puede utilizarse como catalizador de la reacción:
2 SO2 (g) + O2 (g) D 2 SO3 (g)
El perfil de energía para esta reacción aparece en la figura adjunta. 2 SO 3
¿Cuál de las siguientes actuaciones modificará el equilibrio en el sen-
tido de aumentar la formación de trióxido de azufre al tiempo que aumente la velocidad de reacción?
a) Disminuir el volumen del vaso de reacción a temperatura constante.
b) Incrementar la temperatura del vaso de reacción a presión constante.
c) Disminuir la temperatura del vaso de reacción a presión constante.
d) Incrementar la cantidad de pentaóxido de divanadio.
La velocidad de la reacción viene dada por la expresión:

𝑣 = 𝑘 [SO! ]R [O! ]S
Por otra parte, la constante de velocidad 𝑘 aumenta con la temperatura según la expresión de Arrhenius
(1889):
𝐸6
𝑘 = 𝑘P · exp ‰– Š
𝑅𝑇
En la gráfica propuesta se observa que el contenido energético de los productos es menor que el de los
reactivos, lo quiere decir que se trata de un proceso exotérmico.
modificada”.
a) Verdadero. Si disminuye el volumen a temperatura constante, según la ley de Boyle-Mariotte (1662)
aumenta la presión del recipiente. De acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en
el sentido en el que baje la presión, es decir, hacia donde disminuya el número de moléculas gaseosas
presentes en el equilibrio. En este caso, el sistema se desplaza hacia la formación de SO% .
Al disminuir el volumen aumenta la concentración de las especies reaccionantes y, por tanto, aumenta la
velocidad de la reacción.

en el sentido en el que se consuma el calor aportado y la temperatura descienda. Como se trata de un
proceso exotérmico, el equilibrio se desplaza hacia la formación de SO! .
De acuerdo con la expresión de Arrhenius, si aumenta la temperatura aumenta el valor de 𝑘 y con ello la
velocidad de la reacción.
c) Falso. Si disminuye la temperatura, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza
en el sentido en el que se produzca calor y la temperatura aumente. Como se trata de un proceso exotér-
mico, el equilibrio se desplaza hacia la formación de SO% .
De acuerdo con la expresión de Arrhenius, si disminuye la temperatura disminuye el valor de 𝑘 y con ello
la velocidad de la reacción.
d) Falso. La adición de más cantidad del catalizador V! O$ no altera el equilibrio ya que un catalizador
disminuye por igual la energía de activación de las reacciones directa e inversa.
5.37. Para el equilibrio de disociación del complejo de cobre con amoníaco:

[Cu(NH3 )4 ]2+ (aq) D Cu2+ (aq) + 4 NH3 (aq)
La afirmación correcta es:
a) La adición de más NH3 destruye el complejo.
b) Al calentar, para eliminar NH3 , el equilibrio se desplaza hacia la derecha.
c) La adición de Cu desplaza el equilibrio hacia la derecha.
d) La adición de KCl desplaza el equilibrio hacia la izquierda.

modificada”.
a) Falso. De acuerdo con el principio de Le Châtelier, si se añade NH% el equilibrio se desplaza en el sentido
en el que se consuma esta sustancia, es decir, se desplaza hacia la izquierda (formación del complejo).
b) Verdadero. Si al calentar, se elimina NH% , de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el equilibrio se
desplaza en el sentido en el que se reponga esta sustancia, es decir, hacia la derecha de forma que se
destruye el complejo.
c-d) Falso. Como las especies Cu y KCl no están presentes en el equilibrio, no afectan al mismo.
5.38. Considere la siguiente reacción química en equilibrio:

2 H2 O(g) + 2 Cl2 (g) D 4 HCl(g) + O2 (g)
Este equilibrio puede desplazarse hacia la derecha por:
a) Eliminación de H2 O(g) de la mezcla.
b) Adición de más O2 (g) a la mezcla.
c) Adición de Ne(g) a la mezcla.
d) Disminución del volumen de la mezcla.
e) Aumento del volumen de la mezcla.
(O.Q.N. Luarca 2005) (O.Q.L. Asturias 2008) (O.Q.L. Murcia 2010) (O.Q.L. Asturias 2011) (O.Q.L. Castilla y León 2012)

modificada”.
a) Falso. Si se elimina H! O, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el sentido

en el que se forme esta sustancia. El equilibrio se desplaza hacia la izquierda.
b) Falso. Si se añade O! , de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el sentido
en el que se consuma esta sustancia. El equilibrio se desplaza hacia la izquierda.
c) Falso. Suponiendo que el Ne (gas inerte) se añade al equilibrio a volumen constante, el cambio produ-
cido es un aumento de la presión total del sistema por la adición del nuevo componente, pero mantenién-
dose constantes las presiones parciales de las sustancias implicadas en el equilibrio, por lo que el valor
de la constante 𝐾‡ no cambia y el equilibrio no se altera.
d) Falso. Si se reduce el volumen del recipiente a temperatura constante, según la ley de Boyle-Mariotte
(1662) aumenta la presión. De acuerdo con el principio de Le Châtelier, el equilibrio se desplaza en el
sentido en el que baje la presión, es decir, hacia donde haya menos moléculas de gas, en este caso, hacia
la izquierda.
e) Verdadero. Es la propuesta contraria al apartado d). Si aumenta el volumen del recipiente a tempera-
tura constante, según la ley de Boyle-Mariotte la presión en el interior del recipiente se reduce. De
acuerdo con el principio de Le Châtelier, el equilibrio se desplaza en el sentido en el que la presión au-
mente, es decir, hacia donde haya más moléculas de gas, en este caso, hacia la derecha.
5.39. Si se aumenta la temperatura, la constante del equilibrio:

N2 O4 (g) D 2 NO2 (g) ΔH = 54,8 kJ mol–1
a) Aumenta.
b) Disminuye.
c) No cambia, pero el equilibrio se alcanza más deprisa.
d) No cambia, pero el equilibrio se alcanza más despacio.

modificada”.
tido en el que se consuma el calor aportado y la temperatura descienda. Como se trata de un proceso
endotérmico, el equilibrio se desplaza hacia la formación de NO! , esto motiva que la cantidad de esta
sustancia se haga mayor, mientras que la de N! O2 se hace menor.
[NO! ]!
𝐾k =
[N! O2 ]
como [NO! ] aumenta y [N! O2 ] disminuye, el valor de 𝐾k aumenta.
5.40. Para el sistema en equilibrio:

2 A(g) + B(g) D 2 C(g) ΔH < 0
a) La velocidad de reacción será mayor a 1.000 °C que a 640 °C.
b) Si la presión total de la mezcla en equilibrio es de 1 atm, entonces Kc = Kp .
c) Al aumentar la presión total aumenta Kp .
d) Si se expande el sistema, a temperatura constante, se favorece la formación de C.
a) Verdadero. La velocidad de la reacción viene dada por la expresión:

La velocidad de la reacción viene dada por la expresión:

Por otra parte, la constante de velocidad, 𝑘, aumenta con la temperatura según la expresión de Arrhenius
(1889):
𝐸6
𝑅𝑇
Por tanto, si aumenta la temperatura, aumenta la velocidad de la reacción.
En este caso, 𝐾k ≠ 𝐾‡ , ya que Δ𝜈 ≠ 0.
El que la presión de la mezcla sea 1 atm no tiene ninguna influencia en la relación entre las constantes.
c) Falso. De acuerdo con la ley del equilibrio químico, el valor de la constante 𝐾‡ solo se modifica si cambia
la temperatura, no cambia al variar la presión.
d) Falso. Si se expande el sistema a temperatura constante, según la ley de Boyle-Mariotte (1662) dismi-
nuye la presión total del recipiente. De acuerdo con el principio de Le Châtelier (1884):
modificada”
por tanto, el sistema se desplaza en el sentido en el que suba la presión, es decir, hacia donde aumente el
número de moléculas gaseosas presentes en el equilibrio, en este caso, hacia la formación de A y B.
5.41. ¿Cuál de los siguientes equilibrios se desplazará hacia la formación de reactivos cuando aumenta
el volumen de la reacción?
a) N2 (g) + 3 H2 (g) D 2 NH3 (g)
b) H2 (g) + I2 (g) D 2 HI(g)
c) 2 H2 S(g) D 2 H2 (g) + S2 (g)
d) 2 O3 (g) D 3 O2 (g)
e) H2 (g) + F2 (g) D 2 HF(g)
f) C(s) + CO2 (g) D 2 CO(g)
g) CO(g) + NO2 (g) D CO2 (g) + NO(g)

modificada”.
Si aumenta el volumen a temperatura constante, según la ley de Boyle-Mariotte (1662), disminuye la
presión. De acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el sentido en el que esta
aumente, es decir, hacia donde haya más moléculas gaseosas (Δ𝜈 < 0).
Δ𝜈 = Σ coef. esteq. productos gaseosos – Σ coef. esteq. reactivos gaseosos
El único equilibrio que cumple la condición propuesta es:
N! (g) + 3 H! (g) D 2 NH% (g) Δ𝜈 = 2 – 4 = –2
5.42. Si la densidad del grafito es aproximadamente 2,0 g cm–3 y la del fullereno 1,5 g cm–3 , ¿en qué
sentido desplazará el equilibrio la aplicación de una presión elevada?
a) Hacia la formación de grafito.
b) Hacia la formación de fullereno.
c) No hay desplazamiento.
d) Se forman cantidades aproximadamente iguales de ambas variedades alotrópicas.
Se trata del equilibrio:

C(grafito) D C(fullereno)
Si aumenta la presión a temperatura constante, dado que ambos materiales son sólidos, no intervienen
en la constante de equilibrio, sin embargo, es obvio que un aumento de la presión favorece la formación
de materiales más compactos, es decir, más densos. Este cambio hace que el sistema se desplace hacia la
formación de C(grafito).
5.43. En una reacción en equilibrio:

a) Lo único que puede cambiar las concentraciones de los componentes es un cambio en la temperatura.
b) Un cambio en la temperatura no cambiará nunca las concentraciones de los componentes.
c) Un cambio en la presión bastará para cambiar las concentraciones de los componentes.
d) Un cambio en la concentración de cualquiera de los componentes cambiará todas las concentraciones.

modificada”.
a-b) Falso. Las concentraciones de los componentes de una mezcla en equilibrio cambian, además de con
la temperatura, con las variaciones en el número de moles, presión y volumen.
c) Falso. Un cambio en la presión no produce ningún cambio en los equilibrios como el siguiente:
H! (g) + Cl! (g) D 2 HCl(g)
en los que existe el mismo número de moles de gas en productos y reactivos.
d) Verdadero. De acuerdo con el principio de Le Châtelier, un cambio en la concentración de una de las
especies del equilibrio hace que el sistema se desplace en el sentido opuesto, lo que hace cambiar las
concentraciones de todas las especies presentes.
5.44. La reacción:
2 NO(g) + O2 (g) D 2 NO2 (g) ΔH = –113,0 kJ
tiene una ecuación de velocidad:
v = k [NO]2 [O2 ]
¿Cuál de los siguientes cambios aumentará el rendimiento de NO2 y la velocidad?
a) Un aumento de la presión total a temperatura constante.
b) Adición de un catalizador a temperatura constante.
c) Un aumento de la temperatura.
d) Un aumento del volumen a temperatura constante.

modificada”.
a) Falso. Si aumenta la presión a temperatura constante, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el
sistema se desplaza en el sentido en el que baje la presión, es decir, hacia donde menos moléculas gaseo-
sas haya. En este caso, el sistema se desplaza hacia la formación de NO! , por lo que aumenta el rendi-
miento de esta sustancia.
Como la temperatura permanece constante la constante de velocidad no cambia. Además, como la reac-
ción se desplaza hacia la formación de NO! , los valores de [NO] y [O! ] disminuyen, lo que motiva que
descienda la velocidad de la reacción.
b) Falso. La adición de un catalizador disminuye por igual la energía de activación de las reacciones di-
recta e inversa sin aumentar el rendimiento en NO! .
en el sentido en el que se consuma calor y la temperatura descienda. Como se trata de un proceso exotér-
mico, se desplaza hacia la formación de NO y O! . Por este motivo la cantidad de NO! disminuye y con ello
el rendimiento.
Si la temperatura aumenta también lo hace la constante de velocidad. Además, como la reacción se des-
plaza hacia la formación de NO y O! , las concentraciones de estas especies aumentan, lo que motiva que
aumente la velocidad de la reacción.
d) Falso. Si aumenta el volumen a temperatura constante, según la ley de Boyle-Mariotte (1662) dismi-
esta aumente, es decir, hacia donde más moléculas gaseosas haya, en este caso hacia la formación de NO
y O! . Por este motivo la cantidad de NO! disminuye y con ello el rendimiento.
Si la temperatura permanece constante, el valor de la constante de velocidad no cambia. Además, como
la reacción se desplaza hacia la formación de NO y O! , las concentraciones de estas especies aumentan,
lo que motiva que aumente la velocidad de la reacción.
Ninguna de las respuestas es correcta.
5.45. En un recipiente se ha introducido N2 O4 (g) a cierta temperatura y se ha dejado que alcance el

equilibrio:
N2 O4 (g) D 2 NO2 (g)
La adición de un gas inerte (Ar) manteniendo constante la temperatura:
a) Desplazará el equilibrio hacia la izquierda.
b) Desplazará el equilibrio hacia la derecha.
c) El equilibrio no se modifica.
d) La presión total se mantiene constante.

modificada”.
§ Si se añade un gas inerte al equilibrio a volumen y temperatura constantes, el resultado es un aumento
de la presión, pero manteniéndose constantes las presiones parciales de los componentes del equilibrio,
lo que hace que no cambie 𝐾‡ , por tanto, el equilibrio no se modifica.
§ Si se añade un gas inerte al equilibrio a presión y temperatura constantes, según la ley de Boyle-Mariotte
(1662) aumenta el volumen del recipiente. De acuerdo con el principio de Le Châtelier, el equilibrio se
desplaza en el sentido en el que este aumente, en este caso, hacia la derecha, ya que los productos ocupan
más volumen que los reactivos.
Las respuestas correctas son b y c.
5.46. El metanol se fabrica industrialmente por hidrogenación del monóxido de carbono, según la reac-
ción:
CO(g) + 2 H2 (g) D CH3 OH(g) ΔH < 0
La constante de equilibrio variará:
a) Al aumentar la temperatura.
b) Al aumentar el volumen.
c) Al añadir al sistema un catalizador positivo.
d) Al aumentar la presión parcial del hidrógeno.
(O.Q.L. País Vasco 2005) (O.Q.L. Asturias 2014)

[CH% OH]
𝐾k =
[CO] [H! ]!
modificada”.
a) Verdadero. Si aumenta la temperatura, acuerdo con el principio de Le Châtelier el sistema se desplaza
en el sentido en el que se consuma el calor aportado y baje la temperatura. Como se trata de un proceso
exotérmico, se desplaza hacia la formación de CO(g) y H! (g). Si estas cantidades aumentan y la de
CH% OH(g) disminuye, el valor de la constante 𝐾k se hace menor y no se recupera la misma temperatura.
b) Falso. Si aumenta el volumen del recipiente a temperatura constante, según la ley de Boyle-Mariotte
(1662) disminuye la presión. De acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el
sentido en el que suba la presión, es decir, hacia donde se formen más moles de gas, en este caso hacia la
producción de CO(g) y H! (g). No obstante, el valor de 𝐾k se mantiene constante si la temperatura no varía.
c) Falso. La adición de un catalizador reduce por igual la energía de activación de las reacciones directa e
inversa pero no tiene ningún efecto sobre 𝐾k .
d) Falso. Si aumenta la presión parcial del H! , de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se
desplaza en el sentido en el que esta descienda, es decir, hacia la formación de CH% OH. No obstante, el
valor de 𝐾k se mantiene constante si la temperatura no varía.

A(l) + B(l) D C(g) ΔH < 0
se puede afirmar que:
a) La reacción química es espontánea.
b) Solo será espontánea a temperaturas bajas.
c) Un aumento de la presión desplaza el equilibrio hacia los productos.
d) La reacción química no se verá alterada por modificaciones de presión.
a) Verdadero. La espontaneidad de un proceso la determina el valor de la energía de Gibbs, que se calcula

∆𝐺 = ∆𝐻 − 𝑇∆𝑆 → Å
§ ∆𝐻 < 0, se desprende calor (exotérmico)
§ ∆𝑆 > 0, aumenta el desorden ya que solo hay gas en los productos
Se cumple que |Δ𝐻| > |𝑇Δ𝑆|, entonces ∆𝐺 < 0 y la reacción es espontánea a cualquier temperatura.
b) Falso. Según se ha justificado en el apartado anterior.

modificada”.
c-d) Falso. Si aumenta la presión, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el
sentido en el que esta descienda, es decir, hacia donde disminuya el número de moléculas gaseosas pre-
sentes en el equilibrio. Como solo existe gas en los productos se desplaza hacia los reactivos.
5.48. Un aumento de la presión en el recipiente de reacción en el que se está produciendo:

H2 (g) + F2 (g) D 2 HF(g)
hará que:
a) La temperatura disminuya.
b) El equilibrio se desplace hacia la derecha.
c) El equilibrio se desplace hacia la izquierda.
d) No afecte al equilibrio.

modificada”.
(𝑝"! ) (𝑝£! )
𝐾‡ =
(𝑝"£ )!
(𝑝 𝑦"! ) (𝑝 𝑦£! ) (𝑦"! ) (𝑦£! )
(𝑝 𝑦"£ )! (𝑦"£ )!
por tanto, un aumento de la presión no afecta al equilibrio.
5.49. Un recipiente cerrado contiene una cierta cantidad de líquido en equilibrio con su vapor. Si el
volumen del recipiente disminuye, ¿qué sucede cuando se establece el equilibrio?
a) Disminuye la temperatura.
b) Condensa parte del vapor.
c) Aumenta la presión.
d) Disminuye la presión.
e) Parte del líquido pasa a la fase vapor.
(O.Q.N. Vigo 2006) (O.Q.L. Cantabria 2014) (O.Q.L. Cantabria 2015)
Si la temperatura permanece constante, la presión de vapor del líquido también permanece constante, ya
que solo depende de la temperatura.
Considerando comportamiento de gas ideal:
𝑛𝑅𝑇
𝑝=
𝑉
para que 𝑝 sea constante, si 𝑉 disminuye, 𝑛 debe disminuir, es decir, debe condensar parte del vapor.
5.50. Al aumentar la temperatura, la constante de equilibrio de una reacción exotérmica:

a) Aumenta
b) Disminuye
c) No depende de la temperatura.
d) Aumenta en las reacciones exotérmicas y disminuye en las endotérmicas.

modificada”.
tido en el que se consuma el calor aportado y la temperatura descienda. Al tratarse de un proceso exotér-
mico, se desplaza hacia la formación de los reactivos.
Aplicado, por ejemplo, al equilibrio:
A(g) D B(g) Δ𝐻 < 0
La expresión de la constante de equilibrio es:
[B]
𝐾k =
[A]
Si aumenta [A] y, por tanto, [B] disminuye, el valor de la constante de equilibrio disminuye.
5.51. Dado el siguiente equilibrio:

NH4 Cl(s) D NH3 (g) + HCl(g) ΔH > 0
señale cuál de las siguientes afirmaciones respecto al sistema es falsa:
a) Aumentando la temperatura a presión constante el equilibrio se desplaza hacia la formación de los
productos.
b) Añadiendo más NH4 Cl(s) el equilibrio se desplaza hacia la formación de los productos.
c) Aumentando la presión a temperatura constante disminuye la cantidad de gases que se encuentran en
el equilibrio.
d) En el estado de equilibrio, el NH4 Cl(s) se forma y se descompone con la misma velocidad.

modificada”.
plaza en el sentido en el que se consuma el calor aportado y descienda la temperatura. Al tratarse de un
proceso endotérmico, el equilibrio se desplaza hacia la formación de los productos.
b) Falso. Se trata de un equilibrio heterogéneo y la expresión de la constante 𝐾‡ es:
𝐾‡ = (𝑝8"" ) (𝑝";l )
Como se observa, NH2 Cl(s) no interviene en la expresión de la constante 𝐾‡ , por tanto, si se añade NH2 Cl
el equilibrio no se modifica.
c) Verdadero. Al aumentar la presión, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza
en el sentido en el que descienda la presión, es decir, hacia donde disminuya el número de moléculas
gaseosas presentes en el equilibrio, en este caso, hacia la formación de NH2 Cl.
d) Verdadero. El estado de equilibrio de este sistema se caracteriza porque el NH2 Cl se descompone con
la misma velocidad con la que se forma.
5.52. Dado el equilibrio químico representado por la siguiente ecuación:

N2 (g) + 3 H2 (g) D 2 NH3 (g)
Si una vez establecido el equilibrio se añade una cierta cantidad de N2 (g), se puede decir, sin error, que
para alcanzar de nuevo el equilibrio:
a) El sistema evolucionará disminuyendo la masa de N2 (g) y permaneciendo constante el resto de los
gases.
b) Disminuirá la masa de N2 (g) y aumentará la de NH3 (g), permaneciendo constante la de H2 (g).
c) El H2 (g) actuará de reactivo limitante por lo que se consumirá completamente.
d) El sistema evolucionará, pero no se puede decir, en primera aproximación, si la masa de NH3 (g) au-
mentará o disminuirá.

modificada”.
Si se añade N! (g), de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el sentido en el
que consuma esta sustancia. Esto motiva que también se consuma H! (g) y que se forme NH% (g).
5.53. Para una reacción química dada, indique qué afirmación es falsa:
a) El valor de la constante de equilibrio a una temperatura dada es siempre el mismo.
b) Un aumento de presión desplaza siempre el equilibrio hacia la obtención de más productos.
c) Si la reacción es exotérmica y transcurre con aumento de entropía será siempre espontánea.
d) Cuando un proceso tiene lugar a volumen constante el calor de reacción es igual a la variación de
energía interna del sistema.
a) Verdadero. De acuerdo con la ley del equilibrio químico formulada por Guldberg y Waage (1864),
existe un valor de la constante de equilibrio para cada temperatura.
b) Falso. Si aumenta la presión, es preciso conocer la estequiometría de la reacción y el estado de agrega-
ción de las especies que intervienen en la misma para poder predecir el sentido en el que se desplaza el
equilibrio.
c) Verdadero. La espontaneidad de un proceso la determina el valor de la energía de Gibbs, que se calcula
∆𝐺 = ∆𝐻 − 𝑇∆𝑆 → Å
§ ∆𝐻 < 0, se desprende calor (exotérmico)
§ ∆𝑆 > 0, aumenta el desorden
Se cumple que |Δ𝐻| > |𝑇Δ𝑆|, entonces ∆𝐺° < 0 y la reacción es espontánea a cualquier temperatura.
d) Verdadero. La variación de energía interna, Δ𝑈, es el calor desprendido medido a volumen constante.

5.54. Imagine un sistema gaseoso en equilibrio como el de la figura.

Si se inyecta agua con la jeringuilla J manteniendo el émbolo fijo y la tempera-
tura constante.
Sabiendo que el amoníaco es muy soluble en agua:
a) Aumentará la concentración de hidrógeno.
b) El equilibrio no se afecta.
c) El equilibrio se desplaza hacia la formación de amoníaco.
d) El equilibrio se desplaza hacia la descomposición de amoníaco.
e) Aumentará la concentración de nitrógeno.
(O.Q.N. Córdoba 2007) (O.Q.L. Galicia 2012)

modificada”.
Si se inyecta agua en el sistema, parte del amoniaco se disuelve en ella, lo que provoca que disminuya su
presión parcial y se altere el equilibrio. De acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza
en el sentido en el que se forme NH% .
a-e) Falso. Se consumen H! y N! por lo que sus concentraciones se hacen menores.
b) Falso. El equilibrio se altera al disolverse el amoniaco en agua.
c) Verdadero. El equilibrio se desplaza hacia la formación de amoniaco según se ha justificado antes.
d) Falso. Según se ha justificado anteriormente.
5.55. Considere la reacción en equilibrio a 1.000 °C:

2 CO(g) + O2 (g) D 2 CO2 (g) ΔH = –566 kJ
¿Cuál de las siguientes modificaciones conducirá a un aumento de la concentración de CO2 ?
a) Un descenso del volumen total.
b) Un incremento de la temperatura.
c) La adición de un catalizador.
d) Una disminución de la presión parcial del CO(g).

modificada”.
a) Verdadero. Un descenso del volumen del recipiente a temperatura constante, según la ley de Boyle-
Mariotte (1662), provoca un aumento de la presión del sistema. De acuerdo con el principio de Le Châte-
lier, el sistema se desplaza en el sentido en el que la presión descienda, es decir, hacia donde disminuya
el número de moléculas gaseosas presentes en el equilibrio. En este caso, el sistema se desplaza hacia la
formación de CO! .
en el sentido en el que se consuma el calor aportado y descienda la temperatura. Al tratarse de un proceso
exotérmico, se desplaza hacia la formación de CO y O! .
c) Falso. Un catalizador reduce por igual la energía de activación de las reacciones directa e inversa sin
alterar el equilibrio.
d) Falso. Si disminuye la presión parcial del CO, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se
desplaza en el sentido en el que aumente dicha presión, es decir, hacia la formación de CO.
5.56. Las formaciones de estalactitas y estalagmitas son depósitos de CaCO3 que se originan a partir de
hidrogenocarbonato de calcio, Ca(HCO3 )2 , disuelto en agua que se filtra a través de las grietas del terreno.
El equilibrio que se establece entre estas dos sustancias es:
Ca(HCO3 )2 (aq) D CaCO3 (s) + CO2 (g) + H2 O(l)
De acuerdo con este equilibrio, las mejores condiciones para la formación de estalactitas y estalagmitas
se presentan cuando:
a) Se evapora H2 O, pero no se desprende CO2 .
b) Cristaliza el Ca(HCO3 )2 .
c) Se desprende CO2 , pero no se evapora H2 O.
d) Se desprende CO2 y se evapora H2 O simultáneamente.

modificada”.
Para que se favorezca el depósito de CaCO% es preciso que el equilibrio se encuentre desplazado hacia la
derecha, es decir, que se desprenda CO! y se evapore H! O.
5.57. El pH de la sangre es crítico. Si el pH cae por debajo de 7,4 resulta lo que se denomina acidosis. El
pH de la sangre se mantiene como consecuencia del siguiente equilibrio:
CO2 (g) + H2 O(l) D H+ (aq) + HCO–3 (aq)
por tanto, se puede reducir la acidosis:
a) Introduciendo agua en la sangre desde las células para desplazar el equilibrio a la derecha.
b) Adicionando una enzima que catalice esta reacción.
c) Introduciendo cloruro de sodio en la sangre para cambiar el pH.
d) Forzando una respiración intensa para reducir los niveles de CO2 en sangre.

modificada”.
Para reducir el contenido de H. en la sangre y así aumentar el pH, de acuerdo con el principio de Le
Châtelier, es preciso desplazar el equilibrio hacia la izquierda. Forzando la respiración se elimina CO! de
la sangre y el sistema se desplaza en ese sentido para reponer el CO! eliminado.
5.58. Indique cuál de los siguientes cambios no afecta a la descomposición térmica del CaCO3 .
a) La elevación de la temperatura.
b) La disminución de la presión.
c) La variación de la concentración de CO2 .
d) Un aumento de la cantidad inicial de sustancia.
La ecuación química correspondiente a la descomposición térmica del CaCO% es:

𝐾k = [CO! ]
a) Falso. De acuerdo con la ley del equilibrio químico formulada por Guldberg y Waage (1864), todos los
equilibrios se alteran al modificar la temperatura, ya que la constante de equilibrio depende de la tempe-
ratura.
modificada”
b) Falso. Al disminuir la presión del recipiente, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se
desplaza en el sentido en el que suba la presión, es decir, hacia donde aumente el número de moléculas
gaseosas presentes en el equilibrio, en este caso hacia la formación de CaCO% .
c) Falso. Si se cambia la [CO! ], cambia la constante de equilibrio y, de acuerdo con el principio de Le
Châtelier, el sistema se desplaza en el sentido en el que se anule el cambio.
d) Verdadero. Si se aumenta la cantidad inicial de CaCO% el sistema no sufre ningún cambio, ya que esta
sustancia no aparece en la expresión de la constante de equilibrio.
5.59. En la reacción en fase gaseosa:

N2 + 3 H2 D 2 NH3 ΔH ° < 0
¿Cuál de las siguientes acciones desplazará el equilibrio hacia la formación del producto de reacción?
a) El aumento de la presión a temperatura constante.
b) La adición de un catalizador.
c) El aumento de la temperatura del sistema.
d) La adición de NH3 a temperatura y presión constante.

modificada”.
a) Verdadero. Si aumenta la presión a temperatura constante, de acuerdo con el principio de Le Châtelier,
el equilibrio se desplaza en el sentido en el que desciéndala presión, es decir, hacia la disminución del
número de moléculas gaseosas presentes en el equilibrio, en este caso, hacia la formación del producto.
b) Falso. Un catalizador reduce por igual la energía de activación de las reacciones directa e inversa sin
exotérmico, se desplaza hacia la formación de los reactivos.
d) Falso. Si se añade NH% , de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el equilibrio se desplaza en el sen-
tido en el que consuma esta sustancia, es decir, hacia la formación de los reactivos.
5.60. Al aumentar la presión, el equilibrio:

3 Fe(s) + 4 H2 O(g) D Fe3 O4 (s) + 4 H2 (g)
se desplaza:
a) Hacia la derecha.
b) Hacia la izquierda.
c) No influye la presión.
d) Depende de la cantidad inicial de Fe(s).

modificada”.
(𝑝"! )2
𝐾‡ =
(𝑝"! # )2
𝑝A = 𝑝 𝑦A
La expresión de la constante de equilibrio queda como:
(𝑝 𝑦"! )2 (𝑦"! )2
𝐾‡ = =
(𝑝 𝑦"! # )2 (𝑦"! # )2
Este tipo de equilibrios en los que existe el mismo número de moles de gas en productos que en reactivos
no está afectado por las variaciones de la presión o del volumen.
5.61. ¿En cuál de las siguientes reacciones un aumento de volumen conduce a un aumento de la forma-
ción de los productos?
a) NH4 HS(s) D NH3 (g) + H2 S(g)
b) 2 NO2 (g) D N2 O4 (g)
c) H2 (g) + I2 (g) D 2 HI(g)
d) 2 SO2 (g) + O2 (g) D 2 SO3 (g)

modificada”.
Si aumenta el volumen del recipiente a temperatura constante, según la ley de Boyle-Mariotte (1662)
disminuye la presión. De acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el sentido en
el que esta suba, es decir, hacia donde aumente el número de moléculas gaseosas presentes en el equili-
brio. Esto ocurre en las reacciones en las que Δ𝜈 > 0, siendo:
Δ𝜈 = Σ coef. esteq. productos gaseosos - Σ coef. esteq. reactivos gaseosos
La única reacción propuesta que cumple dicha condición es:
NH2 HS(s) D NH% (g) + H! S(g) Δ𝜈 = 2 − 0 = 2
5.62. Alcanzado un equilibrio químico, se añaden reactivos, sin variar la temperatura. ¿Qué le sucederá
a K c ?
a) Aumentará
b) Disminuirá
c) No variará
d) Dependerá de la cantidad de reactivos añadidos.

modificada”.
Si se añaden reactivos sin variar la temperatura, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema
se desplaza hacia la formación de productos para consumir los reactivos añadidos, pero el valor de 𝐾k no
variará.
5.63. El dióxido de azufre, reacciona con el oxígeno y forma trióxido de azufre, según la reacción:
SO2 (g) + ½ O2 (g) D SO3 (g) ΔH = –98,9 kJ
¿Cuáles de las siguientes afirmaciones son ciertas?
1. Al disminuir la presión se elevará la concentración de SO3 .
2. El rendimiento de este proceso disminuye al elevar la temperatura.
3. Para aumentar la concentración de SO3 se tiene que efectuar la reacción en presencia de un ca-
talizador.
4. Si se deja expandir la mezcla en equilibrio, disminuirá la concentración de SO3 en el medio.
a) 1 y 4
b) 2 y 3
c) 2 y 4
d) 1 y 2

modificada”.
1. Falso. Al disminuir la presión, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el
sentido en el que suba la presión, es decir, hacia donde aumente el número de moléculas gaseosas en el
equilibrio, en este caso hacia los reactivos, por lo que no aumenta la concentración de SO% .
2. Verdadero. Al elevar la temperatura, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza
en el sentido en el que se consuma el calor aportado y descienda la temperatura. Como se trata de un
proceso exotérmico, se desplaza hacia la formación de los reactivos, por lo que disminuye el rendimiento
del proceso.
3. Falso. La adición de un catalizador reduce por igual la energía de activación de las reacciones directa e
inversa sin aumentar la concentración de SO% .
4. Verdadero. Si el sistema se expande a temperatura constante, según la ley de Boyle-Mariotte (1662)
el que suba la presión, es decir, hacia donde aumente el número de moléculas gaseosas en el equilibrio,
en este caso hacia los reactivos, por lo que disminuye la concentración de SO% .
5.64. En el siguiente equilibrio:

2 SO3 (g) D 2 SO2 (g) + O2 (g)
cuando a temperatura constante disminuye la presión total:
a) Kp disminuye.
b) Kp permanece constante.
c) La composición del equilibrio no varía.
d) El equilibrio se desplaza hacia la formación de SO3 .
e) Kp aumenta.
a-e) Falso. De acuerdo con la ley del equilibrio químico formulada por Guldberg y Waage (1864), la cons-
tante de equilibrio solo depende de la temperatura y existe un único de valor de la constante para cada
temperatura.
b) Verdadero. Según se ha justificado en el apartado anterior.
modificada”.
c-d) Falso. Al disminuir la presión, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en
el sentido en el que suba la presión, es decir, hacia donde aumente el número de moléculas gaseosas en
el equilibrio, en este caso hacia la formación de SO! y O! , con lo que cambia la composición del equilibrio.
5.65. Suponiendo que se alcanza el equilibrio del proceso:

2 CO(g) + O2 (g) D 2 CO2 (g) ΔH = –567 kJ
¿Cómo se podría obtener un mayor rendimiento de CO2 ?
a) Bajando la temperatura y la presión.
b) Elevando la temperatura y la presión.
c) Elevando la temperatura y bajando la presión.
d) Bajando la temperatura y elevando la presión.
e) Es independiente de la temperatura y la presión.
(O.Q.L. Castilla y León 2008) (O.Q.L. La Rioja 2013)

modificada”.
§ Si baja la temperatura, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el sentido
que se genere calor y aumente la temperatura. Al tratarse de una reacción exotérmica, se desplaza hacia
la formación de CO! (g).
§ Si aumenta la presión, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el sentido
en el que se produzca un descenso de la presión, es decir, hacia donde disminuya el número de moléculas
gaseosas en el equilibrio, en este caso hacia la formación de CO! (g).
(En la cuestión propuesta en La Rioja 2013 se pregunta desplazar hacia la derecha).

4 NH3 (g) + 7 O2 (g) D 2 N2 O4 (g) + 6 H2 O(g)
Un aumento del volumen del recipiente conlleva:
a) Una mayor producción de O2 .
b) Un aumento de la temperatura no produce ningún cambio en el equilibrio.
c) La constante de equilibrio aumenta.
d) La constante de equilibrio disminuye.
e) Ninguna de las anteriores es cierta.

modificada”.
a) Verdadero. Si aumenta el volumen del recipiente a temperatura constante, según la ley de Boyle-Ma-
riotte (1662) disminuye la presión. De acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en
el sentido en el que suba la presión, es decir, hacia donde aumente el número de moléculas gaseosas
presentes en el equilibrio, en este caso hacia la producción de O2 .
b) Falso. Si aumenta la temperatura se produce un cambio en el equilibrio, ya que existe una constante
de equilibrio para cada temperatura.
c-d) Falso. Los cambios en el volumen del recipiente no afectan al valor de la constante de equilibrio.
5.67. Considerando la reacción de equilibrio:

CO(g) + 2 H2 (g) D CH3 OH(g)
Si se comprime el sistema hasta un volumen menor, el equilibrio se desplazará:
a) Hacia la derecha
b) Hacia la izquierda
c) No influye
d) Depende de la presión total.

modificada”.
Si aumenta la presión, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el sentido en
el que esta descienda la presión, es decir, hacia donde disminuya el número de moléculas gaseosas en el
equilibrio, en este caso hacia la derecha.
5.68. ¿En cuál de las siguientes reacciones un aumento de volumen de reacción favorece la formación
de productos?
a) 2 NO(g) + O2 (g) D 2 NO2 (g)
b) CS2 (g) + 4 H2 (g) D CH4 (g) + 2 H2 S(g)
c) CO(g) + H2 O(g) D CO2 (g) + H2 (g)
d) 4 NH3 (g) + 5 O2 (g) D 4 NO(g) + 6 H2 O(g)
e) SO2 (g) + ½ O2 (g) D SO3 (g)

modificada”.
Si aumenta el volumen del recipiente a temperatura constante, según la ley de Boyle-Mariotte (1662),
el que suba la presión, es decir, hacia donde aumente el número de moléculas gaseosas presentes en el
equilibrio. Esto ocurre en las reacciones en las que Δ𝜈 > 0, siendo:
Δ𝜈 = Σ coef. esteq. productos gaseosos - Σ coef. esteq. reactivos gaseosos
La única de las reacciones propuestas que cumple dicha condición es:
4 NH% (g) + 5 O! (g) D 4 NO(g) + 6 H! O(g) Δ𝜈 = 10 − 9 = 1
5.69. En un recipiente cerrado se encuentra el siguiente equilibrio:

N2 O3 (g) D NO(g) + NO2 (g)
Qué ocurrirá sobre el equilibrio cuando:
1) Se disminuye el volumen.
2) Se retira parte del NO(g).
a) El equilibrio se desplaza hacia la derecha en los dos casos.
b) El equilibrio se desplaza hacia la derecha en el 1) y hacia la izquierda en el 2).
c) El equilibrio se desplaza hacia la izquierda en el 1) y hacia la derecha en el 2).
d) En el caso 1) el equilibrio no se desplaza y en el 2) se desplaza hacia la izquierda.
(O.Q.L. Madrid 2009) (O.Q.L. Castilla y León 2010)

modificada”.
1) Si se disminuye el volumen del recipiente a temperatura constante, según la ley de Boyle-Mariotte
(1662) aumenta la presión. De acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el sen-
tido en el que descienda la presión, es decir, hacia donde disminuya el número de moléculas gaseosas
presentes en el equilibrio, en este caso hacia la izquierda.
2) Si se extrae NO(g), de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el sentido en
el que se produzca esta sustancia, es decir, hacia la derecha.
5.70. NO, Cl2 y NOCl son tres gases que están en un recipiente en equilibrio según la reacción:
2 NO(g) + Cl2 (g) D 2 NOCl(g)
Si se duplica el volumen del recipiente:
a) La presión del sistema también se duplica.
b) La cantidad de NO no varía.
c) El número de moles de Cl2 aumenta.
d) La presión parcial del NOCl aumenta.
e) La K p también se duplica.

modificada”.
Si se duplica el volumen a temperatura constante, según la ley de Boyle-Mariotte (1662) la presión se
reduce a la mitad. Al disminuir la presión, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se des-
plaza en el sentido en el que suba la presión, es decir, hacia donde aumente el número de moléculas ga-
seosas presentes en el equilibrio, en este caso, hacia la formación de NO(g) y Cl! (g), por lo que las canti-
dades de estas sustancias aumentan y la de NOCl disminuye.
5.71. Dado el sistema en equilibrio a 25 °C:

NH4 Cl(s) D NH4+ (aq) + Cl– (aq) ΔH = 3,5 kcal mol–1
¿Cuál de los siguientes cambios desplazará el equilibrio hacia la derecha?
a) Descenso de la temperatura a 15 °C.
b) Aumento de la temperatura a 35 °C.
c) Adición de NaCl sólido a la mezcla en equilibrio.
d) Adición de NH4 NO3 a la mezcla en equilibrio.

modificada”.
a) Falso. Si disminuye la temperatura, de acuerdo con el principio de Le Châtelier el sistema se desplaza
térmico, el sistema se desplaza hacia la izquierda formando NH2 Cl.
b) Verdadero. Si aumenta la temperatura, de acuerdo con el principio de Le Châtelier el sistema se des-
plaza en el sentido en el que se consuma calor y esta disminuya la temperatura. Como se trata de un
proceso endotérmico, el sistema se desplaza hacia la derecha formando los iones.
c-d) Falso. Si se añaden NaCl o NH2 NO% , se introducen los iones NH2. (aq) y Cl( (aq), respectivamente, por
lo que el sistema se desplaza en el sentido en el que se consuman dichos iones, en este caso hacia la iz-
quierda, formando NH2 Cl.
5.72. En los siguientes casos:

i) Cl2 (g) D 2 Cl(g)
ii) 2 O3 (g) D 3 O2 (g)
iii) 2 NO(g) + O2 (g) D 2 NO2 (g)
señale cuando un aumento de presión favorece a los reactivos y cuando a los productos.
a) i-reactivos, ii-productos, iii-productos
b) i-reactivos, ii-reactivos, iii-reactivos
c) i-productos, ii-reactivos, iii-productos
d) i-reactivos, ii- reactivos, iii-productos

modificada”.
Si aumenta la presión, de acuerdo con el princpio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el sentido en
el que la presión disminuya, es decir, hacia donde se formen menos moles de gas.
i) Se desplaza hacia la formación de Cl! (1 mol D 2 mol): reactivos.
ii) Se desplaza hacia la formación de O% (2 mol D 3 mol): reactivos.
iii) Se desplaza hacia la formación de NO! (3 mol D 2 mol): productos.

2 NO(g) + O2 (g) D 2 NO2 (g) ΔH ° = –114,1 kJ
¿Cuál de los siguientes cambios conduce a un aumento de NO2 en el equilibrio?
a) Aumento de la temperatura.
b) Aumento de la presión.
c) Aumento del volumen.
d) Adición de N2 a volumen constante.
e) Ninguno de los cambios anteriores.
(O.Q.N. Sevilla 2010) (O.Q.L. Cantabria 2011) (O.Q.L. Cantabria 2016)

modificada”.
a) Falso. Si aumenta la temperatura, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza
en el sentido en el que se consuma calor y la temperatura disminuya. Como se trata de un proceso exo-
térmico, se desplaza hacia la formación de NO(g).
caso, hacia la formación de NO! (g).
c) Falso. Si aumenta el volumen a temperatura constante, según la ley de Boyle-Mariotte (1662) dismi-
nuye la presión. Al disminuir esta, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en
el sentido en el que la presión aumente, es decir, hacia donde se formen más moles de gas, en este caso,
hacia la formación de NO(g).
d) Falso. Si se añade N! (un gas inerte) a volumen constante, el resultado es un aumento de la presión,
pero manteniéndose constantes las presiones parciales de los componentes del equilibrio, lo que hace
que no cambie 𝐾‡ y que no se produzca ningún desplazamiento del equilibrio.
5.74. ¿Para cuál de las siguientes reacciones una disminución en el volumen a temperatura constante
causará un descenso en la cantidad de productos?
a) N2 (g) + 3 H2 (g) D 2 NH3 (g)
b) HCl(g) + H2 O(l) D Cl– (aq) + H3 O+ (aq)
c) Fe3 O4 (s) + 4 H2 (g) D 3 Fe(s) + 4 H2 O(g)
d) CaCO3 (s) D CaO(s) + CO2 (g)

modificada”.
Si disminuye el volumen del recipiente a temperatura constante, según la ley de Boyle-Mariotte (1662)
aumenta la presión. De acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el sentido en el
que esta descienda, es decir, hacia donde disminuya el número de moléculas gaseosas en el equilibrio.
La única de las reacciones propuestas que hace disminuir el número de moléculas de gas presentes en el
equilibrio desplazándose hacia los reactivos es:
5.75. En un recipiente hermético se tiene el siguiente sistema en equilibrio:

2 A(g) + B(s) D 2 C(s) + 2 D(g) ΔH < 0
a) Si se aumenta la presión el equilibrio se desplaza hacia la derecha.
b) Si se añade un catalizador se desplaza hacia la izquierda.
c) Si se aumenta la concentración de B se desplaza hacia la derecha.
d) Si se aumenta la temperatura se desplaza hacia la izquierda.

modificada”.
a) Falso. Si se aumenta la presión, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en

el sentido en el que descienda la presión, es decir, hacia donde disminuya el número de moléculas gaseo-
sas presentes en el equilibrio. En este caso, como hay el mismo número de moléculas gaseosas en ambos
miembros de la reacción el equilibrio no se modifica.
b) Falso. Un catalizador disminuye por igual la energía de activación de las reacciones directa e inversa
c) Falso. Como se trata de un equilibrio heterógeneo, los sólidos no aparecen en la expresión de la cons-
tante de equilibrio, por lo que el aumento de la cantidad de B no afecta al equilibrio.
d) Verdadero. Si aumenta la temperatura, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se des-
proceso exotérmico, el equilibrio se desplaza hacia la izquierda.
5.76. ¿En cuáles de las siguientes reacciones el equilibrio se desplazará al disminuir la presión en el
mismo sentido que al aumentar la temperatura?
A) N2 (g) + O2 (g) D 2 NO(g) ΔH < 0
B) 2 CO(g) + O2 (g) D 2 CO2 (g) ΔH < 0
C) 2 H2 O(g) D 2 H2 (g) + O2 (g) ΔH > 0
D) 4 NH3 (g) + 5 O2 (g) D 4 NO(g) + 6 H2 O(g) ΔH > 0
a) A y D
b) B y C
c) Todas
d) B, C y D

modificada”.
§ Si disminuye la presión, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el sentido
en el que suba la presión, es decir, hacia donde aumente el número de moléculas gaseosas presentes en
el equilibrio.
Δ𝜈 = Σ coef. esteq. productos gaseosos – Σ coef. esteq. reactivos gaseosos
Aplicado a los equilibrios propuestos:
A) Δ𝜈 = 2 − 2 = 0 (no se desplaza)
B) Δ𝜈 = 2 − 3 = –1 (hacia los reactivos)
C) Δ𝜈 = 3 − 2 = 1 (hacia los productos)
D) Δ𝜈 = 10 − 9 = 1 (hacia los productos)
§ Si aumenta la temperatura, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el
sentido en el que se consuma el calor aportado y así descienda la temperatura:
En un proceso endotérmico (Δ𝐻 > 0) la reacción se desplaza hacia la derecha, es decir, hacia la
formación de los productos. Es el caso de las reacciones C y D.
En un proceso exotérmico (Δ𝐻 < 0) la reacción se desplaza hacia la izquierda, es decir, hacia la
formación de los reactivos. Es el caso de las reacciones A y B.
Las reacciones propuestas en los apartados B, C y D son aquellas en las que coinciden los sentidos de
desplazamiento del equilibrio al disminuir la presión y aumentar la temperatura.
5.77. La reacción entre el I2 (g) y el H2 (g) se describe por la ecuación:

H2 (g) + I2 (g) D 2 HI(g) ΔH < 0
En la figura, se muestra la variación de la concentración de los diferentes com-
ponentes en función del tiempo. ¿Qué cambio se ejerció sobre el sistema en
equilibrio a partir del minuto dos?
a) Aumentó la presión.
b) Aumentó la temperatura.
c) Se añadió H2 (g).
d) Disminuyó el volumen del recipiente.
e) Evolucionó de forma natural.
(O.Q.L. Asturias 2010) (O.Q.L. Cantabria 2018)

modificada”.
a-d) Falso. Se trata de un equilibrio en el que existen el mismo número de moles de gas en productos y
reactivos, por lo que no le afectan los cambios de presión o volumen a temperatura constante.
plaza en el sentido en el que se consuma el calor aportado y la temperatura descienda. Como se trata de
un proceso exotérmico, la reacción se desplaza hacia la izquierda, es decir, hacia la formación de H! (g) y
de I! (g), por que las cantidades de estas sustancias aumentan y la de HI(g) disminuye.
c) Falso. Si se añade H! (g), de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el equilibrio se desplaza en el
sentido en el que se consuma esta sustancia, es decir, hacia la formación de HI(g), por lo que la cantidad
de HI(g) aumenta y las de H! (g) e I! (g) disminuyen.
5.78. Si en el sistema equilibrio

NH4 Br(s) D NH𝟑 (g) + HBr(g)
se aumenta el volumen de reacción al doble:
a) El valor de K c se duplica.
b) Se produce un aumento de la temperatura.
c) El equilibrio se desplaza hacia la derecha.
d) El equilibrio permanece inalterado porque hay una fase sólida.

modificada”.
a) Falso. 𝐾k permanece constante mientras no cambie la temperatura.
b) Falso. Es imposible determinar el efecto que ejerce la variación de temperatura sobre el equilibrio sin
conocer el valor de Δ𝐻 de la reacción.
c) Verdadero. Si se aumenta el volumen a temperatura constante, según la ley de Boyle-Mariotte (1662)
disminuye la presión. Al disminuir esta, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza
en el sentido en el que la presión aumente, es decir, hacia donde se formen más moles de gas, en este caso,
hacia la derecha.
d) Falso. Se trata de un equilibrio heterogéneo y la expresión de la constante 𝐾‡ es:
𝐾‡ = (𝑝8"" ) (𝑝"7m )
Como se observa, la especie NH2 Br(s) no aparece en la expresión de la constante por tratarse de una
sustancia sólida. Esto quiere decir que el equilibrio no se ve afectado por el sólido.
5.79. El BaSO4 es un compuesto que se utiliza en la investigación radiográfica del tracto gastrointestinal
porque es opaco a la radiación y muy poco soluble. Se tiene una disolución saturada de BaSO4 en equili-
brio con la sal sólida:
BaSO4 (s) D Ba2+ (aq) + SO2– 4 (aq) (proceso endotérmico)
2+
Se desea reducir la concentración de Ba (aq), ¿qué método se puede utilizar?
a) Aumentar la temperatura.
b) Añadir más BaSO4 (s).
c) Reducir la cantidad de disolución saturada que está en presencia del sólido.
d) Añadir disolución de Na2 SO4 .
(O.Q.N. Valencia 2011) (O.Q.L. Cantabria 2013) (O.Q.L. Cantabria 2014) (O.Q.L. Cantabria 2015)

modificada”.
Si se desea reducir el valor de [Ba!. ] es necesario que el equilibrio se desplace hacia la izquierda.
a) Falso. Al elevar la temperatura, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en
el sentido en el que se consuma el calor aportado y la temperatura descienda. Como se trata de un proceso
endotérmico, se desplaza hacia la formación de los productos, lo que hace aumentar [Ba!. ].
b) Falso. Se trata de un equilibrio heterogéneo y la expresión de la constante de equilibrio es:
𝐾3 = [Ba!. ] [SO!(
2 ]
Como se puede observar, el BaSO2 (s) no interviene en la expresión de la constante 𝐾3 , por lo que su adi-
ción no modifica el equilibrio.
c) Falso. La reducción de la cantidad de disolución saturada no modifica el equilibrio.
d) Verdadero. Añadir disolución de Na! SO2 aporta SO!( 2 (aq) al equilibrio, por lo que de acuerdo con el
principio de Le Châtelier, para disminuir esta especie el sistema se desplaza hacia la formación de
BaSO2 (s), lo que provoca la disminución de [Ba!. ].
5.80. Se dispone de un recipiente que contiene C(s), H2 O(g), H𝟐 (g) y CO(g) en equilibrio, según:
C(s) + H2 O(g) D H2 (g) + CO(g) Δr H ° = 131,3 kJ mol–1
¿Cuál o cuáles de las siguientes proposiciones es o son correctas?
I. Disminuirá la concentración de CO(g) al elevar la temperatura.
II. Aumentará la concentración de CO(g) al introducir C(s) en el recipiente a temperatura cons-
tante.
III. Aumentará el valor de la constante de equilibrio al aumentar la temperatura.
IV. Disminuirá el valor de la constante de equilibrio al aumentar la presión.
V. Disminuirá la cantidad de C(s) si se aumenta la temperatura.
a) I y II
b) III y V
c) I y V
d) I y III
e) I y IV

[H! ][CO]
𝐾k =
[H! O]
modificada”.
I. Falso. Al elevar la temperatura, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el
sentido en el que se consuma el calor aportado y la temperatura descienda. Como se trata de un proceso
endotérmico, se desplaza hacia la formación de los productos, lo que hace aumentar la concentración de
CO(g).
II. Falso. El C(s) no interviene en la expresión de la constante de equilbrio, por que la adición de esta
sustancia no modifica el equilibrio.
III. Verdadero. Como se ha dicho en I, al elevar la temperatura el sistema se desplaza hacia la formación
de los productos, CO(g) y H! (g), aumentando la cantidad de estos y disminuyendo la de los reactivos, C(s)
y H! O(g), lo que provoca que aumente el valor de la constante de equilibrio y que no se recupere la tem-
peratura inicial.
IV. Falso. Al aumentar la presión, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el
sentido en el que descienda la presión, es decir, hacia donde disminuya el número de moléculas gaseosas
en el equilibrio, en este caso hacia los reactivos, sin embargo, el valor de la constante de equilibrio no
cambia, siempre que se mantenga constante la temperatura.
V. Verdadero. Como se ha dicho en I, al elevar la temperatura el sistema se desplaza hacia la formación
de los productos, CO(g) y H! (g), lo que hace disminuir las cantidades de los reactivos, C(s) y H! O(g).

2 C(s) + O2 (g) D 2 CO(g) ΔH = –221 kJ
puede decirse que:
a) Al añadir C(s) no influye en el equilibrio.
b) Al aumentar la temperatura el equilibrio se desplaza hacia la derecha.
c) Para romper el equilibrio se necesita un catalizador.
d) Si se aumenta el volumen del recipiente se formará menos CO(g).

modificada”.
a) Verdadero. Se trata de un equilibrio heterogéneo y la expresión de la constante 𝐾k es:
[CO]!
𝐾k =
[O! ]
Como se puede observar, el C(s) no interviene en la expresión de la constante 𝐾k , por lo que su adición
no modifica el equilibrio.
proceso exotérmico, se desplaza hacia la izquierda.
c) Falso. La presencia de un catalizador reduce por igual la energía de activación de las reacciones directa
e inversa sin alterar el equilibrio.
d) Falso. Si aumenta el volumen a temperatura constante, según la ley de Boyle-Mariotte (1662), dismi-
la presión suba, es decir, hacia donde aumente el número de moléculas gaseosas presentes en el equili-
brio, en este caso hacia la derecha, lo que hace aumentar la cantidad de CO(g).
5.82. En la reacción exotérmica:

2 A(g) + 2 B(g) D C(g)
una forma de hacer aumentar la concentración de C en el equilibrio es:
a) Aumentando el volumen de disolvente.
b) Aumentar la concentración de uno de los reactivos, A o B, con lo que también se aumenta la producción
de C.
c) Disminuir la temperatura de la mezcla, con lo que se tenderá a desplazar el equilibrio hacia donde se
desprenda calor, es decir hacia la derecha, generándose más C.
d) Aumentando la temperatura de la mezcla por lo que, al ser exotérmica, se generará más producto C.

modificada”.
a) Falso. Se trata de una propuesta absurda, en una reacción en fase gaseosa no tiene sentido hablar de
disolvente.
b) Verdadero. Al aumentar la concentración de uno de los reactivos A o B, de acuerdo con el principio de
Le Châtelier, para disminuir cualquiera de estos valores el sistema se desplaza hacia la formación de C.
c) Verdadero. Si disminuye la temperatura, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se des-
plaza en el sentido en el que se produzca calor y la temperatura aumente. Como se trata de un proceso
exotérmico, se desplaza hacia la formación de C.
d) Falso. Si aumenta la temperatura, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza
en el sentido en el que se produzca calor y la temperatura disminuya. Como se trata de un proceso exo-
térmico, se desplaza hacia la formación de A y B.

CO(g) + 2 H2 (g) D CH3 OH(g) ΔH < 0
¿Cuál/es de las siguientes afirmaciones son ciertas?
a) Kp aumentará al hacerlo la temperatura.
b) Si se aumenta la presión total aumentará la concentración de metanol.
c) Si utilizamos un catalizador positivo aumentará la concentración de metanol.
d) Un aumento de la presión parcial de hidrógeno aumentará la concentración de metanol.

modificada”.
a) Falso. Si aumenta la temperatura, acuerdo con el principio de Le Châtelier el sistema se desplaza en el
sentido en el que se consuma el calor aportado y la temperatura descienda. Como se trata de un proceso
exotérmico, se desplaza hacia la formación de CO(g) y H! (g). Si estas cantidades aumentan y la de

CH% OH(g) disminuye, el valor de la constante 𝐾k se hace menor y no se recupera la misma temperatura.
caso, hacia la producción de CH% OH.
c) Falso. Un catalizador reduce por igual la energía de activación de las reacciones directa e inversa sin
d) Verdadero. Si aumenta la presión parcial del H! , de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema
se desplaza en el sentido en el que esta descienda, es decir, hacia la producción de CH% OH.
Las respuestas correctas son b y d.
5.84. Sabiendo que a 283 °C las sustancias que intervienen en la reacción:

A + 3 B D 2 C + D
se encuentran en fase gaseosa y que la misma es exotérmica, la influencia del aumento de volumen en el
medio implicará que:
a) Aumente la constante de equilibrio.
b) Aumente el rendimiento de la reacción.
c) Disminuya el rendimiento de la reacción.
d) No pase nada.

modificada”.
Si aumenta el volumen del medio a temperatura constante, según la ley de Boyle-Mariotte (1662), dismi-
la presión aumente, es decir, hacia donde se formen más moles de gas, en este caso, hacia los reactivos,
lo que motiva que disminuya el rendimiento de la reacción.

CS2 (g) + 4 H2 (g) D CH4 (g) + 2 H2 S(g) ΔH = –231,6 kJ
el equilibrio se desplaza hacia la derecha cuando:
a) Se aumenta de la temperatura.
b) Se aumenta el volumen del recipiente manteniendo la temperatura constante.
c) Se adiciona un catalizador.
d) Se quema CH4 .

modificada”.
a) Falso. Si se aumenta la temperatura, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza
proceso exotérmico, y estos están favorecidos por un descenso de la temperatura, el equilibrio se des-
plaza hacia la izquierda.
b) Falso. Si se aumenta el volumen a temperatura constante, según la ley de Boyle-Mariotte (1662), dis-
minuye la presión. De acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el sentido en el
que la presión aumente, es decir, hacia donde se formen más moléculas gaseosas, en este caso, hacia la
izquierda.
c) Falso. La adición de un catalizador reduce por igual la energía de activación de las reacciones directa e
inversa sin afectar al rendimiento en CH2 .
d) Verdadero. Si quemar CH2 se entiende por eliminarlo del sistema, de acuerdo con el principio de Le
Châtelier, se desplaza en el sentido en el que se reponga el CH2 eliminado, en este caso, hacia la derecha.
5.86. Para el sistema en equilibrio:

CaCO𝟑 (s) D CaO(s) + CO2 (g) ΔH ° = 178,4 kJ mol–1
La formación del CO2 se favorece mediante las siguientes alteraciones del equilibrio:
a) Adición de CaCO3 (s) a volumen constante.
b) Eliminación de CaO(s) a volumen constante.
c) Aumento de la temperatura a presión constante.
d) Disminución de la temperatura a presión constante.
e) Aumento de la presión a temperatura constante.

𝐾‡ = (𝑝;#! )
modificada”.
a-b) Falso. Como se observa, en la expresión de la constante de equilibrio no aparecen las especies sólidas,
por lo que los cambios en ellas no afectan al equilibrio.
c) Verdadero. Si aumenta la temperatura, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se des-
plaza en el sentido en el que se consuma calor y la temperatura disminuya. Como se trata de un proceso
endotérmico, se desplaza hacia la formación de CO! .
d) Falso. Según se ha justificado en el apartado anterior.
e) Falso. Si aumenta la presión, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el
sentido en el que la presión disminuya, es decir, hacia donde se formen menos moles de gas, en este caso,
hacia los reactivos.
5.87. ¿Cuál de las siguientes afirmaciones es cierta?

a) Un valor negativo de la constante de equilibrio significa que la reacción inversa es espontánea.
b) Para una reacción exotérmica al aumentar la temperatura se produce un desplazamiento hacia la for-
mación de productos.
c) En una reacción a temperatura constante con igual número de moles gaseosos de reactivos y productos
no se produce desplazamiento del equilibrio si se modifica la presión.
d) Para una reacción a temperatura constante donde únicamente son gases los productos, el valor de la
constante de equilibrio disminuye cuando se disminuye el volumen del recipiente.
(O.Q.L. Canarias 2012)
a) Falso. La constante de equilibrio nunca puede tener valor negativo.

modificada”.
b) Falso. Al aumentar la temperatura, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza
c) Verdadero. Al aumentar la presión a temperatura constante, de acuerdo con el principio de Le Châte-
el número de moléculas gaseosas presentes en el equilibrio. Si el sistema posee igual número de moles
de gas en reactivos y productos, no se produce ningún desplazamiento del equilibrio.
d) Falso. En una reacción en la que únicamente sean gases los productos la expresión de la constante de
equilibrio es:
𝐾k = [producto]
Haciendo aparecer el volumen en esta expresión:
𝑛‡mB5ƒkCB
𝐾k =
𝑉
Como se observa, el valor la constante 𝐾k es inversamente proporcional al volumen 𝑉, por lo que si este
disminuye, 𝐾k aumenta.
5.88. En un recipiente cerrado se tiene el equilibrio:

A(g) D 2 B(g) ΔH ° < 0
Para incrementar la concentración de B se debe:
a) Aumentar la presión del recipiente.
b) Añadir un catalizador.
c) Aumentar la temperatura.
d) Enfriar el recipiente.

modificada”.
a) Falso. Al aumentar la presión del recipiente, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se
léculas gaseosas presentes en el equilibrio. En este caso, como hay menos moléculas gaseosas en los reac-
tivos, se desplaza hacia la formación de A.
b) Falso. Un catalizador reduce por igual la energía de activación de las reacciones directa e inversa sin
c) Falso. Si aumenta la temperatura, de acuerdo con el principio de Le Châtelier el sistema se desplaza en
el sentido en el que se consuma el calor y la temperatura descienda. Al tratarse de un proceso exotérmico,
se desplaza hacia la formación de A.
d) Verdadero. Si se enfría el recipiente, disminuye la temperatura, de acuerdo con el principio de Le Châ-
telier, el sistema se desplaza en el sentido en el que se genere calor y la temperatura aumente. Al tratarse
de un proceso exotérmico, se desplaza hacia la formación de B.


CH3 CO2 H + CH3 OH D CH3 CO2 CH3 + H2 O
¿Cuál de las siguientes afirmaciones es correcta?
a) Cuando se adiciona metanol se obtiene más éster.
b) El equilibrio se desplaza hacia la izquierda si se añade ácido acético.
c) La adición conjunta de ácido acético y metanol no afecta al equilibrio.
d) El equilibrio se desplaza hacia la derecha cuando se extrae una cantidad de éster.

modificada”.
a) Verdadero. Si se añade metanol, CH% OH, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se des-
plaza en el sentido en el que se consuma esta sustancia, en este caso, hacia la formación de éster,
CH% CO! CH% .
b) Falso. Si se añade ácido acético, CH% CO! H, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se
desplaza en el sentido en el que se consuma esta sustancia, en este caso, hacia la derecha.
c) Falso. Según se ha justificado en los apartados anteriores.
d) Verdadero. Si se extrae éster, CH% CO! CH% , de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se
desplaza en el sentido en el que se reponga esta sustancia, en este caso, hacia la derecha.
Las respuestas correctas son a y d.
5.90. Sobre el equilibrio:

2 SO2 (g) + O2 (g) D 2 SO3 (g) ΔH < 0
se puede afirmar:
a) Si disminuye la temperatura el equilibrio se desplaza hacia la derecha.
b) Al aumentar la presión el equilibrio se desplaza hacia la izquierda.
c) Si disminuye el volumen el equilibrio se desplaza hacia la izquierda.
d) Al aumentar la presión parcial del SO3 el equilibrio se desplaza hacia la derecha.

modificada”.
a) Verdadero. Si disminuye la temperatura, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se
desplaza en el sentido en el que se desprenda calor y aumente la temperatura. Como se trata de un pro-
ceso exotérmico y estos están favorecidos por un descenso de la temperatura, se desplaza hacia la dere-
cha.
b) Falso. Al aumentar la presión del recipiente, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se
léculas gaseosas, en este caso, hacia la derecha.
c) Falso. Si disminuye el volumen a temperatura constante, según la ley de Boyle-Mariotte (1662) au-
menta la presión. De acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el sentido en el
que la presión descienda, es decir, hacia donde disminuya el número de moléculas gaseosas, en este caso,
hacia la derecha.
d) Falso. Al aumentar la presión del SO% , de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se des-
plaza en el sentido en el que esta disminuya, es decir, hacia donde se consuma SO% , en este caso, hacia la
izquierda.

3 H𝟐 (g) + CO(g) D H2 O(g) + CH4 (g) ΔH = –230 kJ
¿Qué condiciones favorecerán la conversión máxima de reactivos a productos?
a) Alta temperatura y baja presión.
d) Baja temperatura y alta presión.

modificada”.
los productos.
§ Si disminuye la temperatura, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el
sentido en el que se desprenda calor y la temperatura aumente. Como se trata de un proceso exotérmico,
se desplaza hacia los productos.
5.92. El primer éxito en la síntesis de diamantes a partir de grafito se obtuvo en los laboratorios de la
“General Electric” en 1955. Dado el siguiente equilibrio:
C(grafito) D C(diamante) ΔH > 0
y sabiendo que la densidad del diamante es mayor que la del grafito, ¿qué condiciones de presión y tem-
peratura favorecerán la formación del diamante?
a) Altas presiones y altas temperaturas.
b) Bajas presiones y bajas temperaturas.
c) Altas presiones y bajas temperaturas.
d) Bajas presiones y altas temperaturas.

modificada”.
§ Si aumenta la temperatura, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema evolucionará de forma
que se produzca un descenso de esta, es decir en el sentido en el que se consuma calor. Como se trata de
un proceso endotérmico, se desplaza hacia la formación de C(diamante).
§ Si aumenta la presión a temperatura constante, dado que ambos materiales son sólidos, no intervienen
en la constante de equilibrio, sin embargo, es obvio que un aumento de la presión favorece la formación
de materiales más compactos, es decir, más densos, por lo que el sistema se desplaza hacia la formación
de C(diamante).

5.93. Si se parte de un estado de equilibrio para la reacción química en fase gas:

A D 2 B
Considerando comportamiento ideal, si se añade un gas inerte (por ejemplo, argón) a la mezcla de reac-
ción manteniendo constantes la temperatura y la presión:
a) Se desplazará el equilibrio hacia la izquierda.
b) Se desplazará el equilibrio hacia la derecha.
c) El equilibrio no se modifica.
d) El volumen también se mantiene constante.

modificada”.
Si se añade un gas inerte (argón) al equilibrio a presión y temperatura constantes, según la ley de Boyle-
Mariotte (1662) aumenta el volumen del recipiente. De acuerdo con el principio de Le Châtelier, el equi-
librio se desplaza en el sentido en el que este aumente, en este caso hacia la derecha, ya que los productos
ocupan más volumen que los reactivos.
5.94. En 1874, Henry Deacon desarrolló un proceso que permitía aprovechar las emisiones de cloruro
de hidrógeno del proceso de obtención de sosa ideado por Leblanc y obtener cloro, que podía ser utili-
zado como agente blanqueante en las industrias textil y papelera. Este proceso tiene lugar de acuerdo
con el siguiente equilibrio:
4 HCl(g) + O2 (g) D 2 Cl2 (g) + 2 H2 O(l) ΔH = –202,4 kJ
¿Cuáles de las siguientes condiciones que pueden mejorar la producción de Cl2 (g)?
a) Aumentar la presión y disminuir la temperatura del sistema.
b) Aumentar la presión y aumentar la temperatura del sistema.
c) Disminuir la presión y aumentar la temperatura del sistema.
d) Disminuir la presión y disminuir la temperatura del sistema.
e) Añadir al sistema en equilibrio cloruro de cobre(II) como catalizador.

modificada”.
la producción de Cl! .
en este caso, hacia la producción de Cl! .
Un catalizador no favorece la formación de ninguna de las sustancias ya que solo reduce por igual la ener-
gía de activación de la reacciones directa e inversa.

5.95. Considerando el sistema en equilibrio:

NH4 HS(s) D NH3 (g) + H2 S(g) ΔH ° > 0.
De los siguientes cambios, ¿cuáles favorecen la formación de más H2 S(g)?
1. Adición de una pequeña cantidad de NH4 HS(s) a volumen constante.
2. Incremento de la presión a temperatura constante.
3. Incremento de la temperatura a presión constante.
a) 1
b) 3
c) 1 y 2
d) 1 y 3

𝐾‡ = (𝑝8"" ) (𝑝"! ™ )
modificada”.
1. Como se observa, en la expresión de la constante de equilibrio no aparecen las especies sólidas, por lo
que los cambios en ellas no afectan al equilibrio.
2. Si aumenta la presión, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el sentido
los reactivos, lo cual no favorece la formación de H! S.
3. Si aumenta la temperatura, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el
sentido en el que se consuma calor y disminuya la temperatura. Como se trata de un proceso endotérmico,
se desplaza hacia la formación de H! S.
5.96. En sendos tubos de ensayo A y B se introducen, respectivamente, una disolución amarilla de cro-
mato de potasio y una disolución naranja de dicromato de potasio. Al añadir a cada tubo unas gotas de
disolución de hidróxido de sodio y teniendo en cuenta el equilibrio:
2 CrO2– + 2–
4 (aq) + 2 H (aq) D Cr2 O7 (aq) + H2 O(l)
a) El tubo A se vuelve naranja y el B amarillo.
b) En el tubo A no se observa ninguna variación y el B se vuelve amarillo.
c) En el tubo B no se observa ninguna variación y el A se vuelve amarillo.
d) No se observa variación en ninguno de los tubos.

modificada”.
§ Si se añade NaOH al tubo A (color amarillo), los iones OH( (aq) que libera el NaOH reaccionan con los
iones H. (aq) presentes en el tubo. De acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en
el sentido en el que se repongan los iones iones H. (aq) consumidos, es decir, hacia la formación de
CrO!(2 (aq), con lo que el tubo A no cambia de color.
§ Si se añade NaOH al tubo B (color naranja), los iones OH( (aq) que libera el NaOH reaccionan con los
iones H. (aq) presentes en el tubo. De acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en
el sentido en el que se repongan los iones iones H. (aq) consumidos, es decir, hacia la formación de
CrO!(2 (aq), con lo que el tubo B se vuelve amarillo.
5.97. En el proceso de formación del amoniaco según esta reacción:

N2 + 3 H2 D 2 NH3
a) Un aumento de la presión disminuiría la producción de amoniaco.
b) Una disminución de la presión aumentaría la producción de amoniaco.
c) Un aumento de la presión aumentaría la producción de amoniaco.
d) Una disminución de la presión no modifica el equilibrio.

modificada”.
Suponiendo que la reacción es en fase gaseosa, si se aumenta la presión del recipiente, de acuerdo con el
principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el sentido en el que esta descienda, es decir, hacia
donde disminuya el número de moléculas gaseosas presentes en el equilibrio, en este caso, se desplaza
hacia la derecha con lo que aumenta la producción de NH% .

N2 (g) + 3 H2 (g) D 2 NH3 (g) ΔH ° = –46,2 kJ
¿Cuál de los siguientes cambios conduce a un aumento de NH3 en el equilibrio?
b) Aumento de la presión por compresión.
d) Adición de He a volumen constante.
(O.Q.L. Cantabria 2013)

modificada”.
en el sentido en el que se consuma calor y disminuya la temperatura. Como se trata de un proceso exo-
térmico, el sistema se desplaza hacia la formación de los reactivos.
caso, hacia la formación de NH% .
la aumente la presión, es decir, hacia donde se formen más moles de gas, en este caso, hacia los reactivos.
d) Falso. Si se añade He (un gas inerte) a volumen constante, el resultado es un aumento de la presión,
que no cambie 𝐾‡ y que no se produzca desplazamiento del equilibrio.
(Cuestión similar a la propuesta en Sevilla 2010 y Cantabria 2011).

5.99. El cloro puede obtenerse por oxidación del cloruro de hidrógeno en estado gaseoso, de acuerdo
con la reacción:
4 HCl(g) + O2 (g) D 2 Cl2 (g) + 2 H2 O(l) ΔH < 0
Para aumentar el rendimiento del proceso, interesa:
a) Aumentar el volumen del recipiente, manteniendo constante la temperatura.
b) Añadir un catalizador.
d) Aumentar la presión, manteniendo constante la temperatura.

modificada”.
a) Falso. Si aumenta el volumen del recipiente a temperatura constante, según la ley de Boyle-Mariotte
sentido en el que la presión aumente, es decir, hacia donde se formen más moles de gas, en este caso,
hacia la producción de O! y HCl.
b) Falso. Un catalizador reduce por igual la energía de activación de las reacciones directa e inversa y no
favorece la formación de ninguna de las sustancias.
térmico, se desplaza hacia la producción de O! y HCl.
d) Verdadero. Si aumenta la presión, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza
caso, hacia la producción de Cl! , por lo que aumenta el rendimiento del proceso.
5.100. En la siguiente reacción: A(g) + 2 B(g) D C(g) ΔH > 0

Indique el cambio que no provoca un aumento de la cantidad de producto de reacción.
a) Aumentar la cantidad de reactivo.
b) Aumentar la temperatura del proceso.
c) Aumentar la presión.
d) Retirar parte del producto obtenido.
e) Aumentar el volumen del recipiente donde ocurre la reacción.

modificada”.
a) Falso. Si se añade un reactivo a temperatura constante, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el
sistema se desplaza en el sentido en el consuma dicho reactivo, es decir, hacia la formación de producto.
en el sentido en el que se consuma calor y disminuya la temperatura. Como se trata de un proceso endo-
térmico, se desplaza hacia la formación de producto.
c) Falso. Si aumenta la presión, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el
hacia la formación de producto .
d) Falso. Si se retira producto a temperatura constante, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el

sistema se desplaza en el sentido en el se reponga esta sustancia, en este caso, hacia la derecha.
e) Verdadero. Si aumenta el volumen del recipiente a temperatura constante, según la ley de Boyle-Ma-
riotte (1662) disminuye la presión. De acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en
hacia la formación de los reactivos, por lo que no aumenta la cantidad de producto.
5.101. ¿En cuál de las siguientes condiciones no se ve alterada la posición de un equilibrio químico entre
gases ideales?
a) Adición isobárica e isotérmica de un gas inerte.
b) Adición isocórica e isotérmica de un gas inerte.
c) Adición isotérmica e isocórica de un reactivo.
d) Adición isotérmica e isocórica de un producto.
e) Variación isotérmica de la presión.

modificada”.
a) Falso. Si se añade un gas inerte a presión y temperatura constantes, según la ley de Boyle-Mariotte
(1662) aumenta el volumen del recipiente. De acuerdo con el principio de Le Châtelier, el equilibrio se
desplaza en el sentido en el aumente el volumen, por lo que el equilibrio se altera.
b) Verdadero. Si se añade un gas inerte a volumen y temperatura constantes, aumenta la presión total del
sistema por la adición del nuevo componente, pero manteniéndose constantes las presiones parciales de
las especies implicadas en el equilibrio, lo que hace que no cambie 𝐾‡ y que no se altere la posición de
equilibrio.
c-d) Falso. Si se añade un reactivo o producto a temperatura y volumen constantes, de acuerdo con el
principio de Le Châtelier, el equilibrio se desplaza en el sentido en el consuma dicho reactivo o producto,
por lo que el equilibrio se altera.
e) Falso. Si varía la presión del recipiente a temperatura constante, de acuerdo con el principio de Le
Châtelier, el equilibrio se desplaza en el sentido en el que se recupere la presión, es decir, hacia donde
haya más o menos moles de gas, por lo que el equilibrio se altera.
5.102. La formación del amoniaco ocurre a través de la siguiente reacción exotérmica:

N2 (g) + 3 H2 (g) D 2 NH3 (g)
Una vez alcanzado el equilibrio, si se sube la temperatura del sistema:
a) La concentración de amoniaco aumentará.
b) La concentración de amoniaco disminuirá.
c) Todas las concentraciones se mantendrán constantes.
d) La concentración de hidrógeno disminuirá.
e) La concentración de nitrógeno disminuirá.

modificada”.
Si se sube la temperatura, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el sentido

en el que se consuma el calor aportado y descienda la temperatura. Como se trata de una reacción exo-
térmica el sistema se desplaza hacia los reactivos, por lo que la concentración de NH% disminuirá.
5.103. Para favorecer la disociación del trióxido de azufre según la reacción:

2 SO3 (g) D 2 SO2 (g) + O2 (g) ΔH = 197 kJ
Se debería:
a) Aumentar la presión del reactor y aumentar la concentración de SO3 .
b) Aumentar la concentración de SO3 y aumentar el volumen del reactor.
c) Disminuir la temperatura y retirar SO2 del reactor.
d) Añadir un catalizador y aumentar la concentración de oxígeno.

modificada”.
§ Al aumentar la presión, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el sentido
en el que la presión descienda, es decir, hacia donde disminuya el número de moléculas gaseosas en el
equilibrio, en este caso, hacia la izquierda, lo que es desfavorable para la disociación del mismo.
§ Al aumentar la concentración de SO% , de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza
en el sentido en el que se consuma esta sustancia, en este caso, hacia la derecha, lo que es favorable para
la disociación del SO% .
§ Al aumentar el volumen del reactor a temperatura constante, según la ley de Boyle-Mariotte (1662)
el que la presión aumente, es decir, hacia donde se formen más moléculas gaseosas en el equilibrio, en
este caso, hacia la derecha, lo que es favorable para la disociación del SO% .
§ Al disminuir la temperatura, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el
sentido en el que se desprenda calor aumente la temperatura. Como se trata de un proceso endotérmico,
se desplaza hacia la izquierda, lo que es desfavorable para la disociación del SO% .
§ Al extraer SO! del reactor, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el sen-
tido en el que se reponga esta sustancia, en este caso, hacia la derecha, lo que es favorable para la diso-
ciación del SO% .
§ La adición de un catalizador reduce por igual la energía de activación de las reacciones directa e inversa
sin afectar a la disociación del SO% .
§ Al aumentar la concentración de O! , de acuerdo con el principio de Le Châtelier, , el sistema se desplaza
en el sentido en el que se consuma esta sustancia, en este caso, hacia la izquierda, lo que es desfavorable
para la disociación del SO% .
5.104. ¿Cómo afecta al equilibrio un aumento presión total en el sistema?

2 CO(g) + O2 (g) D 2 CO2 (g)
a) Se desplaza hacia la derecha.
b) No afecta al equilibrio.
c) Se desplaza hacia la izquierda.
d) Desaparece todo el CO2 presente.

“cualquier cambio en una de las variables que determinan el estado de equilibrio de un sistema
modificada”.
Si aumenta la presión total, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el sen-
tido en el que descienda la presión, es decir, hacia donde disminuya el número de moléculas de gas pre-
sentes en el equilibrio, en este caso, hacia derecha.
5.105. La reacción de obtención de SO3 es:

2 SO2 (g) + O2 (g) D 2 SO3 (g) ΔH = –197 kJ por tanto:
a) Al aumentar la temperatura el equilibrio se desplaza a la derecha.
b) Al disminuir la temperatura el equilibrio se desplaza a la izquierda.
c) Al desplazar el equilibrio a la derecha debe disminuir la presión.
d) Al aumentar la presión aumenta la constante de equilibrio.

modificada”.
en el sentido en el que se consuma calor y descienda la temperatura. Como se trata de un proceso exotér-
mico y estos están favorecidos por un descenso de la temperatura, el equilibrio se desplaza hacia la iz-
quierda.
b) Falso. Si disminuye la temperatura, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza
en el sentido en el que desprenda calor y aumente la temperatura. Como se trata de un proceso exotér-
mico y estos están favorecidos por un descenso de la temperatura, el equilibrio se desplaza hacia la de-
recha.
c) Verdadero. Si se desplaza el equilibrio hacia la derecha disminuye el número moléculas gaseosas pre-
sentes en el equilibrio, lo que motiva que descienda la presión.
d) Falso. Si aumenta la presión a temperatura constante, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el
sistema se desplaza en el sentido en el que la presión disminuya, es decir, hacia donde haya menos molé-
culas gaseosas, en este caso hacia la derecha, sin embargo, la constante de equilibrio no varía al no cam-
biar la temperatura.
5.106. El equilibrio químico:

CH3 OH(g) D CO(g) + 2 H2 (g)
se puede desplazar hacia la derecha:
a) Eliminando CO(g) de la mezcla.
b) Añadiendo H2 (g) a la mezcla.
c) Disminuyendo el volumen del recipiente que contiene la mezcla.
d) Añadiendo Ar(g) a la mezcla a volumen constante.

modificada”.
a) Verdadero. Si se elimina CO(g), de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en
el sentido en el que se reponga esta sustancia, en este caso, hacia la derecha.
b) Falso. Si se añade H! (g), de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el sentido
en el que se consuma esta sustancia, en este caso, hacia la izquierda.
c) Falso. Si disminuye el volumen del reactor a temperatura constante, según la ley de Boyle-Mariotte
(1662) aumenta la presión. De acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el sen-
tido en el que la presión descienda, es decir, hacia donde disminuya el número de moléculas gaseosas en
el equilibrio, en este caso, hacia la izquierda.
d) Falso. Si se añade Ar(g), un gas inerte a volumen constante, el resultado es un aumento de la presión,
que no cambie 𝐾‡ y que no se produzca el desplazamiento del equilibrio.

2 H2 (g) + O2 (g) D 2 H2 O(g) ΔH ° < 0
La concentración de H2 O(g) aumenta:
a) Eliminando H2 (g) del sistema, manteniendo constante la temperatura.
b) Elevando la temperatura.
c) Disminuyendo el volumen, manteniendo constante la temperatura.
d) Aumentando el volumen del reactor, manteniendo constante la temperatura.

modificada”.
a) Falso. Si se elimina H! (g), de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el
sentido en el que reponga esta sustancia, es decir, hacia la izquierda, por lo tanto, la concentración de
H! O(g) disminuye.
b) Falso. Si se aumenta la temperatura, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza
en el sentido en el que se consuma calor y esta disminuya. Como se trata de un proceso exotérmico, se
desplaza hacia la izquierda, por lo que la concentración de H! O(g) disminuye.
c) Verdadero. Si se disminuye el volumen del recipiente a temperatura constante, según la ley de Boyle-
Mariotte (1662) aumenta la presión. De acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza
en el sentido en el que la presión descienda, es decir, hacia donde disminuya el número de moléculas de
gas, en este caso, hacia la derecha, por lo que la concentración de H! O(g) aumenta.
d) Falso. Si se aumenta el volumen del recipiente a temperatura constante, según la ley de Boyle-Mariotte
el que la la presión aumente, es decir, hacia donde aumente el número de moléculas de gas, en este caso,
hacia la izquierda, por lo que la concentración de H! O(g) disminuye.
5.108. La lluvia ácida se forma al reaccionar en la atmósfera el trióxido de azufre con el agua de acuerdo
con la reacción:
SO3 (g) + H2 O(l) D H2 SO4 (aq) ΔH = –226,1 kJ
¿Qué temperaturas son las más favorables para la formación espontánea de la lluvia ácida?
a) Temperaturas elevadas.
b) Bajas temperaturas.
c) Es espontánea a cualquier temperatura.
d) Nunca será espontánea.

modificada”.
Los procesos exotérmicos se ven favorecidos por las bajas temperaturas, ya que si se disminuye la tem-
peratura, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el sentido en el que se
desprenda calor y aumente la temperatura, en este caso, hacia la formación del ácido.
5.109. Elija la o las condiciones bajo las que aumentará la producción de NO(g) en el equilibrio:
N2 (g) + O2 (g) D 2 NO(g) ΔH > 0
Opción 1): Aumentando la presión.
Opción 2): Añadiendo un catalizador.
Opción 3): Disminuyendo la temperatura.
a) Las opciones posibles son 1 y 3.
b) La única opción es la 2.
a) Las opciones posibles son 2 y 3.
d) Ninguna opción es válida.

modificada”.
Opción 1): si aumenta la presión, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el
sentido en el que la presión disminuya, es decir, hacia donde se formen menos moles de gas. Como en
este caso existe el mismo número de moles de gas en ambos miembros, este cambio no influye en la pro-
ducción de NO(g).
Opción 2): la adición de un catalizador reduce por igual la energía de activación de las reacciones directa
e inversa sin influir en la producción de NO(g).
Opción 3): si disminuye la temperatura, acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza
en el sentido en el que se genere el calor y aumente la temperatura. Como se trata de un proceso endo-
térmico, se desplaza hacia la formación de N! y O! y no favorece la producción de NO(g).
5.110. Cuál es la mejor forma de aumentar la cantidad de hidrógeno (g) presente en la mezcla en equi-
librio para la reacción:
3 Fe(s) + 4 H2 O(g) D Fe3 O4 (s) + 4 H2 (g) ΔH = –150 kJ
a) Aumentar la temperatura de la mezcla.
b) Introducir más vapor de agua.
c) Duplicar el volumen del recipiente que contiene la mezcla.
d) Añadir un catalizador adecuado.
e) Reducir la presión del recipiente.

modificada”.
a) Falso. Si se aumenta la temperatura, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza
proceso exotérmico, se desplaza hacia la izquierda, lo que no favorece la producción de H! (g).
b) Verdadero. Si se añade vapor de agua, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se des-
plaza en el sentido en el que se consuma la sustancia añadida, en este caso hacia la derecha, lo que favo-
rece la producción de H! (g).
c-e) Falso. Se trata de un equilibrio heterogéneo y la expresión de la constante 𝐾k es:
(𝑛"! )2
[H! ]2
𝑉2 (𝑛"! )2
𝐾k = = =
[H! O]2 (𝑛"! # )2 (𝑛"! # )2
𝑉2
Este tipo de equilibrios en los que existe el mismo número de moles de gas en productos que en reactivos
no está afectado ni por variaciones de presión ni de volumen.
d) Falso. La adición de un catalizador reduce por igual la energía de activación de las reacciones directa
5.111. Una reacción en equilibrio y endotérmica, cuando aumenta la temperatura producirá un despla-
zamiento del equilibrio:
b) No se produce desplazamiento.
c) Hacia la izquierda.
d) Hacia el menor volumen.

modificada”.
tido en el que se consuma el calor aportado y la temperatura descienda. Al tratarse de un proceso endo-
térmico, el equilibrio se desplaza hacia la derecha.
5.112. Sea la reacción en equilibrio entre gases:

2 A D B + C
Ante una disminución de la presión a temperatura constante, el equilibrio se desplazará:
b) No se produce desplazamiento.
c) Hacia la izquierda.
d) Depende de la temperatura.

modificada”.
Si disminuye la presión, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el sentido
en el que suba la presión, es decir, hacia donde aumente el número de moléculas gaseosas presentes en
el equilibrio. En este caso, como existe el mismo número de moléculas de gas en cada parte de la reacción
este cambio no produce desplazamiento en el sistema en equilibrio.

2 NO(g) + O2 (g) D 2 NO2 (g) ΔH ° < 0
¿Qué incrementaría la presión parcial del NO2 en el equilibrio?
a) Disminuir el volumen del sistema.
b) Añadir un gas noble para incrementar la presión del sistema.
c) Eliminar parte del NO(g) del sistema.
d) Añadir un catalizador apropiado.

modificada”.
a) Verdadero. Si disminuye el volumen a temperatura constante, según la ley de Boyle-Mariotte (1662)
aumenta la presión. De acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el sentido en el
que la la presión descienda, es decir, hacia donde se formen menos moles de gas, en este caso, hacia la
derecha, lo que hace aumentar la presión parcial del NO! (g).
b) Falso. Si se añade un gas noble a volumen y temperatura constantes, se produce un aumento de la
presión total permaneciendo constantes las presiones parciales de los gases que integran el equilibrio, lo
que hace que no cambie 𝐾‡ y que no se produzca el desplazamiento del equilibrio.
c) Falso. Si se elimina NO(g), de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el
sentido en el que reponga esta sustancia, es decir, hacia la izquierda, lo que hace que la presión parcial
del NO! (g) no aumente.
d) Falso. La adición de un catalizador reduce por igual la energía de activación de las reacciones directa
5.114. Considere la reacción:

Sb2 O5 (g) D Sb2 O3 (g) + O2 (g) Δr H ° > 0
¿Cuál de las siguientes formas sería una buena manera de obtener más Sb2 O3 ?
a) Aumentar la temperatura y disminuir el tamaño del recipiente.
b) Disminuir la temperatura y disminuir el tamaño del recipiente.
c) Aumentar la temperatura y aumentar el tamaño del recipiente.
d) Disminuir la temperatura y aumentar el tamaño del recipiente.
e) Aumentar la temperatura y añadir oxígeno.

modificada”.
sentido en el que se consuma calor y descienda la temperatura. Como se trata de un proceso endotérmico,
se desplaza hacia la producción de Sb! O% .
§ Si aumenta el tamaño del recipiente a temperatura constante, según la ley de Boyle-Mariotte (1662)
disminuye la presión del sistema. De acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en
hacia la producción de Sb! O% .
§ Si se añade O! , de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el sentido en el que
se consuma la sustancia añadida, es decir, hacia la producción de Sb! O$ .
5.115. En un recipiente cerrado se produce la reacción:

2 NO2 (g) D 2 NO(g) + O2 (g) ΔH ° = 113 kJ
¿Qué se debe hacer para evitar la formación de NO y O2 ?
a) Aumentar el volumen del recipiente y mantener constante la temperatura.
b) Disminuir el volumen sin controlar la temperatura.
c) Disminuir la temperatura.
d) Retirar el oxígeno que se va formando y sustituirlo por un gas inerte.

modificada”.
a) Falso. Si aumenta el volumen a temperatura constante, según la ley de Boyle-Mariotte (1662) dismi-
la presión aumente, es decir, hacia donde se formen más moles de gas, en este caso, hacia la formación de
NO y O! .
b) Falso. Si disminuye el volumen sin controlar la temperatura, de acuerdo con el principio de Le Châte-
lier, el sistema se desplaza en el sentido en el que disminuya el volumen, es decir, hacia la formación de
NO! y el despredimiento de calor. Este último efecto, a su vez, produce el desplazamiento del sistema en
el sentido en el que se consuma el calor generado y, como se trata de un proceso endotérmico, se desplaza
hacia la formación de NO y O! .
c) Verdadero. Si disminuye la temperatura, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se des-
plaza en el sentido en el que se produzca calor y aumente la temparatura. Como se trata de un proceso
endotérmico, se desplaza hacia la formación de NO! , con lo que se evita la formación de NO y O! .
d) Falso. Si se retira O! , de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el sentido
en el que se reponga esta sustancia, es decir, hacia la formación de NO y O! .

H2 (g) + I2 (g) D 2 HI(g) Δr H ° = 51,8 kJ
Si se desea incrementar la cantidad de HI(g) en el equilibrio, se podrían hacer los siguientes cambios:
I. Aumentar la presión
II. Aumentar la temperatura
a) I
b) II
c) Ambos
d) Ninguno

modificada”.
I. Al aumentar la presión del recipiente, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza
en el sentido en el que la presión descienda, es decir, hacia donde disminuya el número de moles de gas.
En este caso, el cambio propuesto no influye ya que existe el mismo número de moles de gas en ambos
lados de la reacción.
II. Al aumentar la temperatura, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el

sentido en el que se consuma el calor aportado y descienda la temperatura. Como se trata de un proceso
endotérmico, se desplaza hacia la formación de los productos, lo que aumenta la cantidad de HI(g).
5.117. La reacción:
NO2 (g) + CO(g) D NO(g) + CO2 (g)
tiene lugar en el interior de un matraz cerrado. ¿Cuál de las siguientes acciones desplazará la reacción
hacia la izquierda?
a) La incorporación de CO(g) al interior del matraz.
b) Elevar la presión total dentro del matraz.
c) Bombear más NO(g) dentro del matraz.
d) Retirar parte del CO2 (g) generado.

modificada”.
a) Falso. Si se añade CO(g), de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el sentido
en el que consuma esta sustancia, es decir, hacia la derecha.
b) Falso. Al elevar la presión total dentro del matraz, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sis-
tema se desplaza en el sentido en el que la presión decienda, es decir, hacia donde disminuya el número
de moléculas gaseosas presentes en el equilibrio. En este caso como existe el mismo número de moléculas
gaseosas en cada parte de la reacción no se produce ningún efecto sobre el sistema en equilibrio.
c) Verdadero. Si se añade NO(g), de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el
sentido en el que consuma esta sustancia, es decir, hacia la izquierda.
d) Falso. Si se retira CO! (g), de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el
sentido en el que se reponga esta sustancia, es decir, hacia la derecha.
5.118. En el equilibrio a 400 °C:

4 HCl(g) + O2 (g) D 2 Cl2 (g) + 2 H2 O(l) ΔH ° = –114 kJ mol–1
¿Cuál de los siguientes efectos produce un aumento de la cantidad de Cl2 (g)?
a) Añadir a la mezcla O2 (g) adicional a volumen constante.
b) Extraer HCl(g) de la mezcla a volumen constante.
c) Aumentar al doble el volumen del recipiente.
d) Elevar la temperatura a 500 °C.

modificada”.
a) Verdadero. Si se añade O2 , a temperatura y volumen constantes, de acuerdo con el principio de Le
Châtelier, el sistema se desplaza en el sentido en el consuma dicha sustancia, es decir, hacia la formación
de Cl2 (g).
b) Falso. Si se extrae HCl, a temperatura y volumen constantes, de acuerdo con el principio de Le Châte-
lier, el sistema se desplaza en el sentido en el reponga dicha sustancia, es decir, hacia la producción de O!
y HCl.
c) Falso. Si aumenta el volumen del recipiente a temperatura constante, según la ley de Boyle-Mariotte
hacia la producción de O! y HCl.
d) Falso. Si se eleva la temperatura, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en
el sentido en el que se consuma calor y disminuya la temperatura. Como se trata de un proceso exotér-
mico, se desplaza hacia la producción de O! y HCl.
5.119. La formación del pentacloruro de fósforo ocurre a través de la siguiente reacción:

PCl3 (g) + Cl2 (g) D PCl5 (g)
Una vez que la reacción ha alcanzado el equilibrio, si se sube la presión:
a) El equilibrio se desplazará hacia el producto.
b) El equilibrio se desplazará hacia los reactivos.
c) Todas las concentraciones se mantendrán constantes.
d) La cantidad de PCl3 aumentará.
e) La cantidad de Cl2 aumentará.

modificada”.
Si sube la presión, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el sentido en el
que esta baje, es decir, hacia donde disminuya el número de moléculas gaseosas presentes en el
equilibrio, en este caso, hacia la formación de producto.
5.120. El Cu2+ forma un complejo con iones Cl– de modo que en disolución acuosa se establece el equi-
librio siguiente:
CuCl2– 2+
4 (aq) ⇄ Cu (aq) + 4 Cl (aq)
–
ΔH > 0
Se dispone de 10 mL de disolución que ha alcanzado el equilibrio descrito. Señale como se desplazará el
equilibrio si:
Se añaden gotas de HCl concentrado Se añaden 10 mL de agua Se aumenta la temperatura
a) Izquierda Derecha Derecha
b) No le afecta Izquierda Izquierda
c) Derecha Derecha No le afecta
d) Izquierda No le afecta Derecha

modificada”.
§ La adición de HCl, ácido fuerte completamente ionizado, supone un aumento de la cantidad de Cl( . De
acuerdo con el principio de Le Châtelier, el equilibrio se desplaza en el sentido en el que se consuma el
exceso de reactivo añadido, en este caso, hacia la izquierda.
§ La adición de agua aumenta el volumen del sistema, lo que implica que disminuya la concentración de
todas las especies. De acuerdo con el principio de Le Châtelier, el equilibrio se desplaza en el sentido en
el sentido en el que aumente el número de moles de sustancia, en este caso, hacia la derecha.
𝑛;ƒ!4 𝑛;l5 2
[Cu!. ] [Cl( ]2 ® 𝑉 ° ® 𝑉 ° (𝑛;ƒ!4 ) (𝑛;l5 )2 1
𝐾k = = 𝑛;ƒ;l!5 = · 2
[CuCl!(2 ] ‰ 𝑉 Š ( (𝑛;ƒ;l!5
(
) 𝑉
§ Si se aumenta la temperatura, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el equilibrio se desplaza en

el sentido en el que se consuma calor y descienda la temperatura. Como se trata de un proceso endotér-
mico, se desplaza hacia la derecha.
5.121. Se quiere incrementar el porcentaje de trióxido de azufre en el equilibrio químico dado por la
ecuación:
2 SO2 (g) + O2 (g) D 2 SO3 (g) ΔH ° = –201,8 kJ mol–1
Indique cuál de las siguientes medidas no sería eficaz para conseguirlo:
a) Reducir el volumen del reactor manteniendo la temperatura.
b) Disminuir la temperatura manteniendo la presión total del reactor.
c) Añadir exceso de oxígeno al rector manteniendo el volumen y la temperatura.
d) Introducir un gas inerte manteniendo el volumen y la temperatura.

modificada”.
a) Falso. Si se reduce el volumen del reactor manteniendo la temperatura, según la ley de Boyle-Mariotte
(1662) aumenta la presión del recipiente. De acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se des-
plaza en el sentido en el que la presión descienda, es decir, hacia donde disminuya el número de molécu-
las gaseosas presentes en el equilibrio, en este caso, hacia la formación de SO% .
b) Falso. Si se disminuye la temperatura manteniendo la presión del reactor, de acuerdo con el principio
de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el sentido en el que se produzca calor y aumente esta. Como se
trata de un proceso exotérmico, se desplaza hacia la formación de SO% .
c) Falso. Si se añade O! manteniendo el volumen y la temperatura, de acuerdo con el principio de Le
Châtelier, el sistema se desplaza en el sentido en el que se consuma el exceso de reactivo añadido, en este
caso, hacia la formación de SO% .
d) Verdadero. Si se añade un gas inerte a volumen y temperatura constantes, aumenta la presión del
sistema por la adición del nuevo componente, pero manteniéndose constantes las presiones parciales de
las sustancias implicadas en el equilibrio, por lo que el valor de la constante de equilibrio no cambia y no
se incrementa la cantidad de SO% .

2 SO2 (g) + O2 (g) D 2 SO3 (g) ΔH ° < 0
¿Cuáles de las proposiciones referidas a la combustión del SO2 son ciertas?
1. Si se aumenta la presión (a T = cte), se favorece la formación de los productos.
2. Si se eleva la temperatura, se favorece la formación de los reactivos.
3. Si se añade SO2 al sistema, la concentración de O2 disminuye.
4. Si se enfría el sistema, se favorece la descomposición de SO3 .
a) 1 y 2
b) 3 y 4
c) 1, 2 y 3
d) 1, 3 y 4

modificada”.
1. Verdadero. Si se aumenta la presión a temperatura constante, de acuerdo con el principio de Le Châte-
el número de moléculas gaseosas presentes en el equilibrio, en este caso, hacia la formación de los pro-
ductos.
2. Verdadero. Si se eleva la temperatura, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se des-
plaza en el sentido en el que se elimine calor y la temperatura disminuya. Como se trata de un proceso
3. Verdadero. Si se añade SO! , de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el
sentido en el que se consuma el exceso de reactivo añadido reaccionando con el otro reactivo, por lo que
se consume O! .
4. Falso. Si se enfría el sistema y baja la temperatura, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sis-
tema se desplaza en el sentido en el que se produzca calor y aumente la temperatura. Como se trata de
un proceso exotérmico, se desplaza hacia la formación de SO% .
5.123. En la oxidación del monóxido de carbono según:

2 CO(g) + O2 (g) D 2 CO2 (g)
la K c del equilibrio variará:
a) Al disminuir la presión total.
b) Al disminuir la temperatura.
c) Al aumentar la presión parcial de H2 .
d) Al incorporar un catalizador.

modificada”.
Teniendo en cuenta qué por tratarse de una combustión el proceso es exotérmico, si disminuye la tem-
peratura, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el equilibrio se desplaza en el sentido en el que se
produzca calor y aumente la temperatura, es decir, hacia la formación de CO! .
De acuerdo con la ley del equilibrio químico formulada por Guldberg y Waage (1864), el valor de la cons-
tante de equilibrio solo depende de la temperatura, por tanto, si la temperatura disminuye, el valor de la
constante 𝐾k aumenta.
5.124. Si la reacción en equilibrio:

Fe3+ (aq) + 6 SCN – (aq) D [Fe(SCN)6 ]3+ (aq)
se le adiciona una pequeña cantidad de FeCl3 (s), ¿qué ocurrirá?:
a) El FeCl3 no se disolverá porqué es insoluble.
b) El equilibrio se desplazará a la derecha para contrarrestar el exceso de Fe3+ añadido.
c) El equilibrio no se alterará porque los sólidos no afectan al equilibrio.
d) El equilibrio se desplazará a la izquierda porque parte del Fe3+ precipitará.
El FeCl% (s) se disuelve en agua de acuerdo con la siguiente ecuación:

FeCl% (s) ® Fe%. (aq) + 3 Cl( (aq)

modificada”.
Si se añade Fe%. , de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el equilibrio se desplaza en el sentido en el
que se consuma esta especie, es decir, hacia la derecha.
5.125. Considere el siguiente equilibrio:

N2 F4 (g) D 2 NF2 (g) ΔH °= 38,5 kJ
Indique cuál de los siguientes supuestos aumentará la disociación del tetrafluoruro de dinitrógeno:
a) Aumentar la presión del sistema disminuyendo el volumen.
b) El tetrafluoruro de dinitrógeno se elimina de la mezcla de reacción a temperatura y volumen constan-
tes.
d) Añadir un catalizador.
(O.Q.L. Jaén 2016)

modificada”.
a) Falso. Si aumenta la presión, de acuerdo el con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el
hacia la izquierda, por lo que disminuye la disociación del tetrafluoruro de dinitrógeno.
b) Falso. Si se elimina tetrafluoruro de dinitrógeno de la mezcla en equilibrio, de acuerdo el con el prin-
cipio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el sentido en el que este se recupere, es decir hacia la
izquierda, por lo que disminuye la disociación del tetrafluoruro de dinitrógeno.
c) Verdadero. Si aumenta la temperatura, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se des-
plaza en el sentido en el que se consuma el calor aportado y descienda la temperatura. Al tratarse de un
proceso endotérmico, se desplaza hacia la derecha, por lo que aumenta la disociación del tetrafluoruro
de dinitrógeno.
d) Falso. Un catalizador reduce por igual la energía de activación de las reacciones directa e inversa sin
5.126. Dada el equilibrio:

N2 (s) + O2 (g) D 2 NO(g)
¿cuál de las siguientes afirmaciones es correcta?
a) La cantidad de NO en el equilibrio aumenta al aumentar la presión.
b) La cantidad de NO en el equilibrio aumenta al aumentar el volumen.
c) La composición de la mezcla de gases en equilibrio es independiente de la temperatura.
d) K c = K p .
(O.Q.L. Jaén 2016)

modificada”.
a) Falso. Si aumenta la presión, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el

presentes en el equilibrio, pero como en este caso existe igual número de moles de gas en reactivos y en
productos, el equilibrio no se ve afectado por las variaciones de la presión.
b) Falso. Si se aumenta el volumen a temperatura constante, según la ley de Boyle-Mariotte (1662) la
presión disminuye. De acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el sentido en el
que suba la presión, es decir, hacia donde aumente el número de moléculas gaseosas, pero como en este
caso existe igual número de moles de gas en reactivos y en productos, el equilibrio no se ve afectado por
las variaciones del volumen.
c) Falso. La relación entre las cantidades de productos y reactivos en el equilibrio recibe el nombre de
constante de equilibrio, y este valor solo depende de la temperatura.
d) Verdadero. La relación entre las constantes 𝐾k y 𝐾‡ viene dada por la expresión:
Se obtiene que, 𝐾‡ = 𝐾k
5.127. En una reacción exotérmica en equilibrio, cuando aumenta la temperatura, se producirá un des-
plazamiento del equilibrio:
a) Hacia la derecha
b) No hay desplazamiento
c) Hacia la izquierda
d) Hacia el menor volumen

modificada”.
tido en el que se consuma el calor aportado y descienda la temperatura. Al tratarse de un proceso exotér-
mico, se desplaza hacia la izquierda.
5.128. El proceso de dimerización de una sustancia consiste en la unión de dos moléculas para formar
un complejo llamado dímero. Un ejemplo es la dimerización del ácido acético, que se produce parcial-
mente cuando este está en fase gaseosa.
¿Cuál de estos métodos desplaza el equilibrio de la dimerización del ácido acético hacia el producto?
a) Aumentar la presión.
b) Disminuir la concentración de ácido acético.
c) Disminuir la presión.
El equilibrio correspondiente a la dimerización del CH% COOH es:

2 CH% COOH(g) D (CH% COOH)! (g)
modificada”.
a) Verdadero. Si se aumenta la presión, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza
gaseosas presentes en el equilibrio, en este caso, hacia la formación del producto (dímero).
b) Falso. Si se disminuye la concentración de ácido acético, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el
sistema se desplaza en el sentido en el que aumente la concentración del mismo, es decir, hacia la forma-
ción de ácido acético (reactivo).
c) Falso. Según se ha justificado en el apartado a).
5.129. Considere la siguiente reacción química:

C(s) + 2 H2 (g) D CH4 (g) ΔH ° = –74,64 kJ mol–1
El equilibrio se desplazará hacia la formación de metano si se produce:
a) Adición de C(s).
b) Incremento de la presión de H2 (g).
c) Incremento de la presión de CH4 (g).
d) Aumento del volumen de reacción.

modificada”.
a) Falso. Si se introduce C(s) en el recipiente, el sistema permanece inalterado ya que como se trata de
una sustancia sólida que no aparece en la expresión de la constante de equilibrio, sus variaciones no mo-
difican la concentración de CH2 (g).
b) Verdadero. Si se aumenta la presión de H! (g), de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema
se desplaza en el sentido en el que esta disminuya, es decir, hacia la formación de CH2 (g).
c) Falso. Si se aumenta la presión de CH2 (g), de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se
desplaza en el sentido en el que esta disminuya, es decir, hacia la formación de C(s) y H! (g).
d) Falso. Si se aumenta el volumen de reacción a temperatura constante, según la ley de Boyle-Mariotte
(1662) la presión disminuye. De acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el
hacia la formación de C(s) y H! (g).
5.130. Dado el equilibrio químico representado por la ecuación:

y sabiendo que el proceso es endotérmico, para impedir la descomposición del carbonato de calcio en el
reactor se debe:
a) Elevar la temperatura.
b) Reducir el volumen.
c) Añadir más óxido de calcio.
d) Reducir la presión.

modificada”.
a) Falso. Al elevar la temperatura, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en
el sentido en el que se consuma el calor aportado y descienda la temperatura. Al tratarse de un proceso
endotérmico, se desplaza hacia la formación de CaO(s) y CO! (g), lo que favorece la descomposición del
CaCO% (s).
b) Verdadero. Al reducir el volumen a temperatura constante, según la ley de Boyle-Mariotte (1662) la
presión aumenta. De acuerdo con el principio de Le Châtelier, la reacción se desplaza en el sentido en el
que la presión disminuya, es decir, hacia donde se formen menos moles de gas, en este caso, hacia la
formación de CaCO% (s) lo que impide su descomposición.
c) Falso. La especie CaO(s) no aparece en la expresión de la constante por tratarse de una sustancia sólida.
Esto quiere decir que el equilibrio no se ve afectado al añadir más cantidad de esta sustancia.
d) Falso. Al reducir la presión del recipiente, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se
gaseosas presentes en el equilibrio, en este caso hacia la formación de CaO(s) y CO! (g), lo que favorece
la descomposición del CaCO% (s).
5.131. En la síntesis del amoniaco a partir de sus elementos en condiciones estándar se desprenden 67,2
kJ mol–1 . El equilibrio se desplazará hacia la formación de amoniaco si:
a) Se disminuye la temperatura y se aumenta la presión.
b) Se aumenta la temperatura a presión constante.
c) Se añade un catalizador.
d) Se aumentar la presión añadiendo un inerte.

modificada”.
N! (g) + 3 H! (g) D 2 NH% (g) Δ𝐻° < 0
a) Verdadero. Al disminuir la temperatura, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se des-
plaza en el sentido en el que se desprenda calor y la temperatura aumente. Al tratarse de un proceso
exotérmico, se desplaza hacia la formación de NH% (g).
Al aumentar la presión del recipiente, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza
gaseosas presentes en el equilibrio, en este caso hacia la formación de NH% (g).
b) Falso. Al aumentar la temperatura, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza
exotérmico, se desplaza hacia la formación de N! (g) y H! (g).
c) Falso. Al añadir un catalizador se reduce por igual la energía de activación de las reacciones directa e
inversa sin alterar el equilibrio.
d) Falso. Al añadir un gas inerte y producirse un aumento de la presión, quiere decir que la adición se
realiza a volumen y temperatura constantes. Este aumento de la presión del sistema por la adición del
nuevo componente se produce sin que varíen las presiones parciales del resto de las especies del equili-
brio, lo que implica que se mantenga el valor de la constante 𝐾‡ y no se produzca ningún desplazamiento
del equilibrio.
5.132. La gráfica adjunta recoge la solubilidad del oxígeno

en agua en función de la temperatura. Según eso, el proceso
de disolución del O2 en agua es:
a) Exotérmico
b) Endotérmico
c) Isotérmico
d) No se tienen datos para decidirlo.

modificada”.
Al aumentar la temperatura, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el
sentido en el que se consuma calor y esta descienda. Como se observa en la gráfica, al aumentar la tem-
peratura disminuye la solubilidad, esto indica que el equilibrio O! (g) D O! (aq) está desplazado hacia la
fase gaseosa, por tanto, la disolución del O! en agua es un proceso exotérmico (consultando la bibliogra-
fía, Δ𝐻° = –1,8 kJ mol() ).
La solución correcta es la a.
5.133. Suponiendo que se alcanza el equilibrio del siguiente proceso:

2 Cl2 (g) + 2 H2 O(g) D 4 HCl(g) + O2 (g) ΔH = 309 kJ
¿Cómo se podría obtener un mayor rendimiento para el HCl que se forma?
a) Bajando la temperatura y la presión.
b) Elevando la temperatura y la presión.
c) Elevando la temperatura y bajando la presión.
d) Bajando la temperatura y elevando la presión.
e) Disminuyendo la temperatura y agregando un catalizador.
(O.Q.L. Jaén 2017)

modificada”.
sentido en el que se consuma el calor aportado y descienda la temperatura. Al tratarse de un proceso
endotérmico, se desplaza hacia la formación de HCl(g).
§ Si desciende la presión, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el sentido
en el que se produzca un aumento de la presión, es decir, hacia donde aumente el número de moléculas
gaseosas en el equilibrio, en este caso hacia la formación de HCl(g).
§ Si se añade un catalizador se reduce por igual la energía de activación de las reacciones directa e inversa
sin alterar el equilibrio
(Cuestión similar a la propuesta en Castilla y León 2008 pero cambiando la reacción).
5.134. El amoniaco se forma mediante la siguiente reacción exotérmica:

N2 (g) + 3 H2 (g) D 2 NH3 (g)
Una vez la reacción ha alcanzado el equilibrio, para desplazar el equilibrio hacia el producto:
a) Se aumenta la temperatura y la presión.
b) Se disminuye la temperatura y la presión.
c) Se aumenta la temperatura y se disminuye la presión.
d) Se disminuye la temperatura y se aumenta la presión.
e) Se aumenta la temperatura.

modificada”.
§ Si se disminuye la temperatura, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el
sentido en el que se desprenda calor y aumente la temperatura. Al tratarse de un proceso exotérmico, se
desplaza hacia la formación de NH% (g).
§ Si se aumenta la presión del recipiente, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se des-
plaza en el sentido en el que descienda la presión, es decir, hacia donde disminuya el número de molécu-
las gaseosas presentes en el equilibrio, en este caso hacia la formación de NH% (g).
5.135. La presión de vapor de todos los líquidos:

a) Es la misma a 100 °C.
b) Aumenta con el volumen de líquido.
c) Disminuye al aumentar el volumen del recipiente.
d) Aumenta con la temperatura.

modificada”.
En el equilibrio:
Líquido D Vapor Δ𝐻 > 0
tido en el que se consuma el calor aportado y descienda la temperatura. Al tratarse de un proceso endo-
térmico, el equilibrio se desplaza hacia la formación vapor lo que hace aumentar la presión de vapor del
líquido.
(Cuestión similar a la propuesta en Burgos 1998).
5.136. Considerando el equilibrio:

Cl2 (g) D 2 Cl(g) ΔH > 0
y suponiendo que se comunica calor al sistema, se puede decir, respecto de la variación de K c que:
a) Aumenta
b) Disminuye
c) No varía
d) No se puede predecir.

[Cl]!
𝐾k =
[Cl! ]
modificada”.
Si se comunica calor al sistema, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el equilibrio se desplaza en el
sentido en el que este se consuma. Como se trata de un proceso endotérmico, se desplaza hacia la derecha,
lo que motiva que [Cl] aumente y [Cl! ] disminuya y, por tanto, el valor de 𝐾k aumente.
5.137. Dada la siguiente reacción en equilibrio:

N2 (g) + O2 (g) D 2 NO(g)
¿Cómo evoluciona el equilibrio si se introduce argón manteniendo el volumen y la temperatura constantes?
a) Aumenta la cantidad de NO.
b) Aumenta la cantidad de N2 .
c) La presión total no varía.
d) El equilibrio no se modifica.

modificada”.
Si se introduce argón (gas inerte) a volumen y temperatura constantes, se produce un aumento de la
presión total permaneciendo constantes las presiones parciales de los gases que integran el equilibrio, lo
que implica que se mantenga el valor de la constante 𝐾‡ y que no se modifique el equilibrio.
5.138. Dada la reacción:

N2 (s) + O2 (g) D 2 NO(g) ΔH = –180 kJ a 25 °C y 1 atm
representativa de un equilibrio químico, se puede decir de ella:
a) Su K c se duplica si se duplica la presión.
b) La reacción se desplaza hacia la izquierda al aumentar la temperatura.
c) Si se aumenta la presión, disminuye K c .
d) K c = 2 K p .

modificada”.
a-c) Falso. Si aumenta la presión, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el
sentido en el que la presión descienda, es decir, hacia donde disminuya el número de moléculas gaseosas,
en este caso como existe igual número de moles de gas en reactivos y en productos, el equilibrio no se ve
afectado por las variaciones de la presión.
b) Verdadero. Si aumenta la temperatura, acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza
proceso exotérmico, se desplaza hacia la izquierda.
d) Falso. La relación entre las constantes 𝐾k y 𝐾‡ viene dada por la expresión:

Se obtiene que, 𝐾‡ = 𝐾k
5.139. Para la siguiente reacción en fase gaseosa:

A𝟐 (g) + B𝟐 (g) D X𝟐 (g) ∆𝐫 H < 0 kJ
¿qué condiciones maximizarán la formación del producto?
a) Baja temperatura y alta presión.
d) Alta temperatura y baja presión.

modificada”.
los productos.
se desplaza hacia los productos.
(Cuestión similar a la propuesta en Madrid 2011 y otras).
5.140. Las siguientes ecuaciones químicas representan reacciones en equilibrio. ¿Cuál de ellas se verá
afectada por un cambio de la presión?
a) H2 (g) + CO2 (g) D H2 O(g) + CO(g)
b) C(s) + 2 H2 O(g) D CO2 (g)+ 2 H2 (g)
c) CH4 (g) + 3 O2 (g) D CO2 (g)+ 2 H2 O(g)
d) 3 Fe(s) + 4 H2 O(g) D Fe3 O4 (g) + 4 H2 (g)

modificada”.
Si aumenta (o disminuye) la presión del recipiente, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema
se desplaza en el sentido en el que esta descienda (o aumente), es decir, hacia donde disminuya (o au-
mente) el número de moléculas gaseosas presentes en el equilibrio.
Para que el equilibrio se desplace si cambia la presión es preciso que Δ𝜈 ≠ 0, siendo:
Δ𝜈 = Σ coef. esteq. productos gas – Σ coef. esteq. reactivos gas
De los equilibrios propuestos, los que cumplen dicha condición son:
C(s) + 2 H2 O(g) D CO2 (g)+ 2 H2 (g) Δ𝜈 = 3 – 2 = 1
CH4 (g) + 3 O2 (g) D CO2 (g)+ 2 H2 O(g) Δ𝜈 = 3 – 4 = –1
5.141. Considere la siguiente reacción química:

C(s) + 2 H2 (g) D CH4 (g) ΔH ° = –74,64 kJ mol–1
Haga una predicción de cómo se desplazará el equilibrio si se producen los siguientes cambios en las
condiciones experimentales:
1. Disminución de la temperatura
2. Disminución del volumen de reacción
3. Disminución de la presión de H2
4. Incremento de la presión de CH4
5. Adición de C(s)
a) Derecha; izquierda; derecha; izquierda; izquierda
b) Izquierda; derecha; izquierda; izquierda; no cambia
c) Derecha; derecha; izquierda; izquierda; no cambia
d) Izquierda; derecha; derecha; izquierda; no cambia

modificada”.
1. Si disminuye la temperatura, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el
sentido en el que se produzca calor y aumente la temperatura. Como se trata de un proceso exotérmico,
se desplaza hacia la derecha.
2. Si disminuye el volumen a temperatura constante, según la ley de Boyle-Mariotte (1662) la presión
aumenta. De acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el sentido en el que la
presión descienda, es decir, hacia donde se formen menos moles de gas, en este caso, hacia la derecha.
3. Si disminuye la presión de H! (g), de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en
el sentido en el que esta aumente, es decir, hacia la izquierda.
4. Si aumenta la presión de CH2 (g), de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en
el sentido en el que esta disminuya, es decir, hacia la izquierda.
5. Si se añade C(s) en el recipiente a temperatura constante, como se trata de una sustancia sólida que no
aparece en la expresión de la constante de equilibrio sus variaciones no modifican el equilibrio, es decir,
no lo cambia.
5.142. La obtención de amoniaco a partir de nitrógeno e hidrógeno (todos ellos gases) es un proceso
exotérmico. El rendimiento de dicho proceso se aumenta trabajando:
a) A temperatura y presión altas.
b) A temperatura y presión bajas.
c) A temperatura alta y presión baja.
d) A temperatura baja y presión alta.

modificada”.
N! (g) + 3 H! (g) D 2 NH% (g) Δ𝐻° < 0

§ Al bajar la temperatura, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el sentido
en el que se desprenda calor y aumente la temperatura. Al tratarse de un proceso exotérmico, se desplaza
hacia la formación de NH% (g).
§ Al aumentar la presión del recipiente, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza
gaseosas presentes en el equilibrio, en este caso, hacia la formación de NH% (g).
5.143. En la descomposición de tetraóxido de dinitrógeno (g) en dióxido de nitrógeno (g), si una vez
alcanzado el equilibrio se duplica la concentración de dióxido de nitrógeno:
a) Se duplica el valor de la constante de equilibrio.
b) Aumenta la concentración de tetraóxido de dinitrógeno (g).
c) La constante de equilibrio se hace cuatro veces mayor.
d) Disminuye la concentración de tetraóxido de dinitrógeno (g).
El equilibrio correspondiente a la disociación del tetraóxido de dinitrógeno es:

N2 O4 (g) D 2 NO2 (g)
modificada”.
Si se duplica la concentración de NO2 (g), de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se des-
plaza en el sentido en el que descienda la concentración del mismo, es decir, de forma que se produzca el
aumento de la concentración de N2 O4 (g).
5.144. Para realizar la síntesis del amoniaco:

N2 (g) + 3 H2 (g) D 2 NH3 (g) ∆H < 0
se introducen en un reactor los reactivos en proporciones estequiométricas a 400 atm y 500 K. Sabiendo
que la reacción es exotérmica, es falsa la siguiente afirmación:
a) La reacción de obtención de NH3 se favorece al bajar la temperatura.
b) Aumentar la presión parcial de nitrógeno favorece la formación de amoniaco.
c) Esta reacción está favorecida a presiones bajas, por tanto, las condiciones del enunciado no son ópti-
mas.
d) La presión en el reactor de volumen constante disminuye a medida que se forma amoniaco.

modificada”.
N! (g) + 3 H! (g) D 2 NH% (g) Δ𝐻° < 0
a) Verdadero. Al disminuir la temperatura, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se des-
plaza en el sentido en el que se desprenda calor y aumente la temperatura. Al tratarse de un proceso
exotérmico, se desplaza hacia la formación de NH% (g).
b) Verdadero. Si aumenta la presión parcial del N! , de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema
se desplaza en el sentido en el que esta descienda, es decir, hacia la formación de NH% .
c) Falso. Al disminuir la presión del recipiente, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se
gaseosas presentes en el equilibrio, en este caso hacia la formación de N! (g) y H! (g).
d) Verdadero. Si la reacción se desplaza hacia la formación de NH% (g), desciende el número moléculas
gaseosas presentes en el equilibrio y, con ello, la presión en el sistema.

2 SO2 (g) + O2 (g) D 2 SO3 (g) ΔH ° = –197,78 kJ mol–1
¿Cuál de los siguientes cambios conduce a un aumento de SO3 en el equilibrio?
b) Aumento de la presión.
d) Adición de un catalizador.

modificada”.
térmico, se desplaza hacia la formación de los reactivos.
caso, hacia la formación de SO% .
la la presión aumente, es decir, hacia donde se formen más moles de gas, en este caso, hacia los reactivos.
d) Falso. Un catalizador reduce por igual la energía de acticación de las reacciones directa e inversa sin
aumentar el rendimiento en SO% .
5.146. En la reacción exotérmica:

2 SO2 (g) + O2 (g) D 2 SO3 (g)
se puede afirmar que:
a) Al aumentar la presión también aumenta la constante de equilibrio.
b) Aumentar la temperatura favorece la formación SO3 .
c) El valor de Kp es superior al de Kc a temperatura ambiente.
d) Aumentar la temperatura disminuye la constante de equilibrio.

modificada”.
a) Falso. Si aumenta la presión a temperatura constante, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el

mero de moléculas gaseosas presentes en el equilibrio, en este caso, hacia la derecha, pero el valor de la
constante de equilibrio no cambia.
en el sentido en el que se elimine calor y disminuya la temperatura. Como se trata de un proceso exotér-
mico, se desplaza hacia la izquierda, lo que no favorece la formación de SO! .
c) Falso. La relación entre las constantes 𝐾k y 𝐾‡ viene dada por la expresión:
𝐾‡ 1
= → 𝐾‡ < 𝐾k
𝐾k 𝑅𝑇
d) Verdadero. Si se eleva la temperatura, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se des-
plaza en el sentido en el que se consuma calor y la temperatura descienda. Como se trata de un proceso
exotérmico, se desplaza hacia la formación de los reactivos. Por este motivo, aumenta la concentración
de estos y disminuye la de los productos, lo que hace que el valor de la constante de equilibrio disminuya.
5.147. En una hipotética reacción en equilibrio en estado gaseoso:

A + 2 B D 2 C + D ΔH < 0
el rendimiento de D se verá aumentado si se:
a) Aumenta la presión.
b) Aumenta el volumen.
c) Aumenta la temperatura.
d) Extrae la sustancia C.

modificada”.
a) Falso. Si aumenta la presión, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el
presentes en el equilibrio. En este caso, como existe igual número de moles de gas en reactivos y en
productos, el equilibrio no se ve afectado.
b) Falso. Si aumenta el volumen del recipiente a temperatura constante, según la ley de Boyle-Mariotte
sentido en el que suba la presión, es decir, hacia donde aumente el número de moléculas gaseosas
presentes en el equilibrio. En este caso, como existe igual número de moles de gas en reactivos y en
productos, el equilibrio no se ve afectado.
térmico, se desplaza hacia la producción de A y B.
d) Verdadero. Si se extrae C, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el
sentido en el que se reponga esta sustancia, por tanto, se desplaza hacia la formación de C y D.
5.148. Para una reacción química exotérmica (∆H < 0) que ha alcanzado el equilibrio, un aumento
isobárico de la temperatura:
a) No afecta a la conversión de equilibrio.
b) Favorece la formación de reactivos.
c) Favorece la formación de productos y reactivos.
d) Favorece la formación de productos.

modificada”.
tido en el que se consuma el calor aportado y descienda la temperatura. Al tratarse de un proceso exotér-
mico, se favorece la formación de los reactivos.
5.149. El compuesto A se disocia según el equilibrio:

A D B + C ΔH ° > 0
Diga cuál de las siguientes opciones es correcta:
a) Al disminuir la temperatura aumenta la disociación de A.
b) Al aumentar la temperatura aumenta la disociación de A.
c) Al aumentar la temperatura disminuye la formación de C.
d) Al disminuir la temperatura aumenta la formación de B.

modificada”.
tido en el que se consuma el calor aportado y descienda la temperatura. Al tratarse de un proceso endo-
térmico, se desplaza en el sentido en el que aumenta la disociación de A.
5.150. En un reactor en el que previamente se ha hecho el vacío se introduce un poco de óxido de mer-
curio(II) sólido y se espera a que se alcance el equilibrio representado por la ecuación:
2 HgO(s) ⇄ 2 Hg(g) + O2 (g)
Se sabe que este proceso es endotérmico.
Si una vez alcanzado el equilibrio se quiere aumentar el porcentaje de óxido de mercurio(II) disociado se
debe:
a) Disminuir la temperatura sin modificar el volumen del reactor ni alterar las cantidades de las sustan-
cias presentes en el equilibrio.
b) Aumentar el volumen del reactor sin modificar la temperatura ni las cantidades de ninguna de las
sustancias que participan en el equilibrio.
c) Introducir algo más de oxígeno sin cambiar la temperatura ni el volumen del reactor.
d) Introducir algo más de óxido de mercurio(II) en el reactor sin cambiar la temperatura ni su volumen.

modificada”.
a) Falso. Si disminuye la temperatura a volumen constante, de acuerdo con el principio de Le Châtelier,

el sistema se desplaza en el sentido en el que se produzca calor y aumente la temperatura. Como se trata
de un proceso endotérmico, se desplaza hacia la izquierda formando HgO(s).
b) Verdadero. Si aumenta el volumen a temperatura constante, según la ley de Boyle-Mariotte (1662)
el que la presión aumente, es decir, hacia donde se formen más moles de gas, en este caso, hacia la forma-
ción de O! , lo que hace aumentar el porcentaje de HgO(s) disociado.
c) Falso. Si se añade O! (g), de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el sentido
en el que esta sustancia se consuma, en este caso, hacia la formación de HgO(s).
d) Falso. El HgO es un sólido que no aparece en la expresión de la constante de equilibrio, lo que quiere
decir que no influye en este.
6. CÁLCULOS EN EQUILIBRIOS
6.1. La Kp de la reacción:
butano (g) D isobutano (g) es 2,54 a 25 °C.
Si la presión parcial del butano al alcanzar el equilibrio es de 1,00 atm, ¿cuál será la presión parcial del
isobutano?
a) 0,390 atm
b) 0,720 atm
c) 1, 65 atm
d) 2,54 atm

(𝑝A3B„ƒC9jB )
𝐾‡ =
(𝑝„ƒC9jB )
Sustituyendo en la expresión de 𝐾‡ se obtiene:
(𝑝A3B„ƒC9jB )
2,54 = → 𝑝A3B„ƒC9jB = 2,54 atm
1,00
6.2. Una sustancia AB se descompone para formar A y B de acuerdo con la reacción:

AB(g) D A(g) + B(g)
siendo la constante de equilibrio, K c = 1,0. Si se introducen 2 mol de AB en un recipiente de 1 L, al alcanzar
el equilibrio el número total de moles será:
a) 2
b) 2,3333
c) 3
d) 4
e) 3,5
(O.Q.L. Murcia 1996) (O.Q.L. Cantabria 2017) (O.Q.L. Castilla y León 2019)

AB A B
𝑛AjAkA9l 2 — —
𝑛Cm9j3HBmn95B 𝑥 — —
𝑛HBmn95B — 𝑥 𝑥
𝑛K‚ƒAlA„mAB 2 – 𝑥 𝑥 𝑥
𝑛CBC9l (2 – 𝑥) + 𝑥 + 𝑥 = (2 + 𝑥)
[A] [B]
𝐾k =
[AB]
Sustituyendo en la expresión de 𝐾k teniendo en cuenta que 𝑉 = 1 L:
𝑥!
1,0 = → 𝑥 = 1 mol
2−𝑥
El número de moles totales en el equilibrio es:
𝑛CBC9l = (2 – 𝑥) + 𝑥 + 𝑥 = (2 + 𝑥) = 3 mol

4 NH3 (g) + 7 O2 (g) D 2 N2 O4 (g) + 6 H2 O(g)
Si inicialmente [N2 O4 ] = [H2 O] = 3,60 mol L–1 , y en el equilibrio la concentración de agua que queda sin
reaccionar es [H2 O] = 0,60 mol L–1 , calcule la concentración de equilibrio de NH3 (g) en mol L–1 .
a) 3,00
b) 2,00
c) 2,40
d) 0,90
e) Se necesita la constante de equilibrio para el cálculo.
(O.Q.N. Ciudad Real 1997) (O.Q.L. Castilla y León 2013) (O.Q.L. Castilla y León 2020)
La tabla de concentraciones correspondiente al equilibrio es:

NH% O! N! O2 H! O
𝑐AjAkA9l ¾ ¾ 3,60 3,60
𝑐Cm9j3HBmn95B ¾ ¾ 2𝑥 6𝑥
𝑐HBmn95B 4𝑥 7𝑥 ¾ ¾
𝑐K‚ƒAlA„mAB 4𝑥 7𝑥 3,60 – 2𝑥 3,60 – 6𝑥
La concentración de H! O en el equilibrio permite obtener el valor de 𝑥:
[H! O] = 3,60 – 6𝑥 = 0,60 ® 𝑥 = 0,50 mol L()
La concentración de NH% en el equilibrio es:
[NH% ] = 4 · (0,50 mol L() ) = 2,0 mol L()
6.4. Para la reacción de descomposición de carbamato de amonio:

NH2 CO2 NH4 (s) D 2 NH3 (g) + CO2 (g)
en el equilibrio la presión total del gas es 0,843 atm a 400 K. La constante de equilibrio Kp a esta tempe-
ratura es:
a) 0,0222
b) 0,00701
c) 0,843
d) 0,0888
e) 0,599
(O.Q.N. Ciudad Real 1997) (O.Q.L. Asturias 2007) (O.Q.L. La Rioja 2011) (O.Q.L. La Rioja 2012) (O.Q.L. Castilla y León 2014)
(O.Q.L. Valencia 2017) (O.Q.L. La Rioja 2018) (O.Q.L. Málaga 2019)
De acuerdo con la estequiometría de la reacción y la ley de Dalton de las presiones parciales (1801):
𝑝8"" = 2 𝑝;#! = 2𝑝
𝑝C 0,843 atm
Ê → 𝑝 = = = 0,281 atm
𝑝C = 𝑝8"" + 𝑝;#! = 3𝑝 3 3

𝐾‡ = (𝑝8"" )! (𝑝;#! )
𝐾‡ = (2𝑝)! · 𝑝 = (2 · 0,281)! · (0,281) = 0,0888
(En la cuestión propuesta en Asturias 2007 ponen unidades a la constante de equilibrio, atm% , y en La
Rioja 2011, 2012 y 2018 se proponen otra temperatura y otra presión de equilibrio).
6.5. De las siguientes propuestas solo una es cierta:

a) El grado de disociación es mayor que la unidad.
b) En el equilibrio:
cuando la presión total es 1,5 atm el PCl5 (g) se ha disociado el 20%. Si manteniendo todas las demás
condiciones iguales, al aumentar la presión, α aumenta.
c) En el equilibrio: A(s) D B(g) + C(s), Kp = pB · pC .
d) Si en el equilibrio anterior la presión total a una temperatura, es 0,20 atm, Kp = 0,20 atm.
e) Todas las respuestas anteriores son falsas.
a) Falso. El grado de disociación, α, se define como:

moles disociados
α=
moles iniciales
Para que se alcance el equilibrio es preciso que moles disociados < moles iniciales, por tanto, 0 < α < 1.
b) Falso. El principio de Le Châtelier (1884) dice:
modificada”.
Al aumentar la presión del recipiente, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza
gaseosas presentes en el equilibrio, en este caso hacia la formación de PCl$ (g). Esto provoca que dismi-
nuya el grado de disociación.
c) Falso. Se trata de un equilibrio heterogéneo y la expresión de la constante 𝐾‡ es:
𝐾‡ = (𝑝7 )
d) Verdadero. Como en el equilibrio existe único componente gaseoso se cumple que:
𝐾‡ = (𝑝7 ) = 𝑝 → 𝐾‡ = 0,20

4 NH3 (g) + 7 O2 (g) D 2 N2 O4 (g) + 6 H2 O(g)
Si inicialmente [N2 O4 ] = [H2 O] = 3,60 mol L–1 , y en el equilibrio la concentración de agua que queda sin
reaccionar es [H2 O] = 0,60 mol L–1 , calcule la concentración de equilibrio de O2 (g) en mol L–1 .
a) 2,40
b) 0,70
c) 3,50
d) 3,00
(O.Q.N. Burgos 1998) (O.Q.N. Almería 1999) (O.Q.L. Asturias 2002) (O.Q.L. Asturias 2008) (O.Q.L. Asturias 2009)

NH% O! N! O2 H! O
𝑐AjAkA9l ¾ ¾ 3,60 3,60
𝑐Cm9j3HBmn95B ¾ ¾ 2𝑥 6𝑥
𝑐HBmn95B 4𝑥 7𝑥 ¾ ¾
𝑐K‚ƒAlA„mAB 4𝑥 7𝑥 3,60 – 2𝑥 3,60 – 6𝑥
La concentración de H! O en el equilibrio permite obtener el valor de 𝑥:
[H! O] = 3,60 – 6𝑥 = 0,60 ® 𝑥 = 0,50 mol L()
La concentración de O! en el equilibrio es:

[O! ] = 7 · (0,50 mol L() ) = 3,5 mol L()
(Cuestión similar a la propuesta en Ciudad Real 1997 y otras).
6.7. Entre las sustancias R, S y Q se establece el siguiente equilibrio químico:

R(g) + Q(g) D S(g)
Si se mezclan R y Q en un matraz de 10 L de capacidad y se deja que reaccionen hasta que se alcance el
equilibrio, a unas determinadas condiciones, la mezcla gaseosa contiene igual número de moles de R, Q y
S. En tales condiciones la constante de equilibrio K c es 4,0 mol dm–3 . ¿Cuántos moles de S se han formado?
a) 0,25
b) 0,40
c) 2,0
d) 2,5

[S]
𝐾k =
[R] [Q]
Llamando 𝑥 a los moles de R, Q y S en el equilibrio se obtiene:
𝑥
®10°
4,0 = → 𝑥 = 2,5 mol
𝑥 !
®10°
6.8. En un recipiente se introduce una cierta cantidad de cloruro de amonio. Una vez cerrado hermé-
ticamente se calienta hasta 400 K para que se produzca la reacción de descomposición:
NH4 Cl(s) D NH3 (g) + HCl(g)
y alcance el equilibrio. Si la constante Kp para esta reacción a dicha temperatura es 6,00·10–19 atm𝟐 , la
presión a la que se encontrará la mezcla en el recipiente será:
a) 1,55·10–9 atm
b) 7,75·10–10 atm
c) 6,00·10–19 atm
d) No se puede calcular por falta de datos.

𝐾‡ = (𝑝8"" ) (𝑝";l )
𝑝8"" = 𝑝";l = 𝑝
𝐾• = 𝑝!
El valor de la presión parcial de cada especie gaseosa es:
𝑝 = Õ𝐾‡ = Ö6,00·10()• = 7,75·10()P atm
𝑝C = 𝑝8"" + 𝑝";l = 2 · (7,75·10()P atm) = 1,55·10(• atm


H2 (g) + I2 (g) D 2 HI(g)
el valor de K c a 1.100 K es 25,0. Si inicialmente solo existe HI(g) con concentración de 4,00 mol L–1 , ¿cuál
será la concentración de I2 (g) en el equilibrio, expresada en mol L–1 ?
a) 0,363
b) 2,00
c) 0,667
d) 0,571
e) 0,148
(O.Q.N. Barcelona 2001) (O.Q.L. Asturias 2004) (O.Q.L. Asturias 2009)

H! I! HI
𝑐AjAkA9l ¾ ¾ 4,00
𝑐Cm9j3HBmn95B ¾ ¾ 2𝑥
𝑐HBmn95B 𝑥 𝑥 ¾
𝑐K‚ƒAlA„mAB 𝑥 𝑥 4,00 – 2𝑥
[HI]!
𝐾k =
[H! ][I! ]
El valor de 𝑥 que se obtiene es:
(4,00 − 2𝑥)!
25,0 = → 𝑥 = [I! ] = 0,571 mol L()
𝑥!
6.10. Un recipiente cerrado, de volumen V cm3 , contiene 2 mol de un gas A. Cuando la temperatura es
de 25 °C, el gas se descompone de acuerdo con la ecuación química:
2 A(g) D 2 B(g) + C(g) ΔH = 65 kJ mol–𝟏
alcanzándose el equilibrio cuando en el recipiente están presentes 𝒙 mol de C y la presión reinante es de
p atm. ¿Cuántos moles forman la mezcla gaseosa en equilibrio?
a) 2 – 𝒙
b) 2 – 2𝒙
c) 2𝒙
d) 2 + 𝒙

A B C
𝑛AjAkA9l 2 ¾ ¾
𝑛Cm9j3HBmn95B 2𝑥 ¾ ¾
𝑛K‚ƒAlA„mAB 2 – 2𝑥 2𝑥 𝑥
El número total de moles en el equilibrio es:
𝑛CBC9l = (2 – 2𝑥) + 2𝑥 + 𝑥 = 2 + 𝑥
6.11. La constante de equilibrio para la reacción:

NH4 HS(s) D NH3 (g) + H2 S(g) es Kc = 1,2·10–4 a 25 °C.
Cuando una muestra de NH4 HS(s) se encierra en un recipiente a 25 °C, la presión parcial de NH3 en el
equilibrio con el sólido es:
a) 7,2·10–2 atm
b) 0,27 atm
c) 1,1·10–2 atm
d) 0,8 atm
e) 1,2·10–4 atm

𝐾k = [NH% ] [H! S]
Según la estequiometría de la reacción y considerando que los gases se comportan de forma ideal:
𝑝8""
[NH% ] = [H! S] =
𝑅𝑇
Sustituyendo en la expresión de 𝐾k :
𝑝8"" !
𝐾k = ® °
𝑅𝑇
El valor de 𝑝8"" es:
𝑝8"" !
1,2·10(2 = ‰ Š → 𝑝8"" = 0,27 atm
0,082 · (25 + 273,15)
6.12. En un recipiente vacío se introduce cierta cantidad de hidrogenocarbonato de sodio sólido y se

calienta hasta 120 °C. Cuando se alcanza el equilibrio dado por la ecuación química:
la presión en el interior del recipiente es de 2,26 atm. Indique el valor de la constante de equilibrio Kp
para dicho proceso en las citadas condiciones.
a) 6,63 atm2
b) 5,12 atm2
c) 1,28 atm2
d) 1,13 atm2
𝑝;#! = 𝑝"! # = 𝑝
𝑝C 2,26 atm
Ê → 𝑝 = = = 1,13 atm
𝑝C = 𝑝;#! + 𝑝"! # = 2 𝑝 2 2

𝐾‡ = (𝑝;#! ) (𝑝"! # )
𝐾‡ = 𝑝! = 1,13! = 1,28

6.13. La siguiente reacción:

N2 O4 (g) D 2 NO2 (g)
alcanza el equilibrio a la temperatura de 150 °C siendo K c = 3,20 mol L–1 . ¿Cuál debe ser el volumen del
reactor en el que transcurre la reacción para que en él estén en equilibrio 1 mol de N2 O4 y 2 mol de NO2 ?
a) 1,60 L
b) 0,80 L
c) 1,25 L
d) 2,50 L
(O.Q.L. Murcia 2003) (O.Q.L. Castilla-La Mancha 2008) (O.Q.L. Asturias 2017)

[NO! ]!
𝐾k =
[N! O2 ]
El volumen del reactor es:
(2/𝑉)!
3,20 = → 𝑉 = 1,25 L
(1/𝑉 )
6.14. La sacarosa-P se sintetiza por reacción de fructosa y glucosa-P, según:

fructosa(aq) + glucosa-P(aq) D sacarosa-P(aq)
La constante de equilibrio es 0,0500. ¿Hasta qué volumen debe ser diluida una disolución que contiene
0,0500 mol de cada uno de los reactivos, fructosa y glucosa-P para que en el equilibrio enzimático se
tenga un 3,00 % de conversión a sacarosa-P?
a) 0,0078 m3
b) 78,4 cm3
c) 784 mL
d) 7,84 L
e) 0,784 dm3

fructosa glucosa-P sacarosa-P
𝑛AjAkA9l 0,0500 0,0500 ¾
𝑛Cm9j3HBmn95B 𝑥 𝑥 ¾
𝑛HBmn95B ¾ ¾ 𝑥
𝑛K‚ƒAlA„mAB 0,0500 – 𝑥 0,0500 – 𝑥 𝑥
𝑥
[sacarosa-P] ®𝑉 ° 𝑥
𝐾k = = = · 𝑉
[fructosa] [glucosa-P] (0,0500 − 𝑥) · (0,0500 − 𝑥) (0,0500 − 𝑥)!
𝑉 𝑉
Sabiendo que la conversión es del 3,0 %:
3,00 mol (convertido)
𝑥 = 0,0500 mol · = 0,00150 mol
100 mol (inicial)
Sustituyendo en la expresión de 𝐾k se obtiene el volumen final de la disolución:
0,00150 10% cm%
0,0500 = · 𝑉 → 𝑉 = 0,0784 L · = 78,4 cm%
(0,0500 − 0,00150)! 1 L
6.15. Cuando se disuelve en agua α-d-glucosa, sufre una conversión parcial a β-d-glucosa con propie-
dades físicas ligeramente diferentes. Esta conversión denominada mutarrotación se detiene cuando el
63,6 % de la glucosa está en forma α. ¿Cuál sería la K del equilibrio de mutarrotación?
a) 1,75·10–3
b) 0,636
c) 6,36·10–5
d) 6,36·1013
e) 1,75
La ecuación química correspondiente al equilibrio de mutarrotación es:

a-d-glucosa D b-d-glucosa
a-d-glucosa b-d-glucosa
𝑐AjAkA9l 1 ¾
𝑐Cm9j3HBmn95B 𝑥 ¾
𝑐HBmn95B ¾ 𝑥
𝑐K‚ƒAlA„mAB 1 − 𝑥 𝑥
Sabiendo que 𝑥 = 0,636 se obtiene que el valor de 𝐾k es:
[α-d-glucosa] 0,636
𝐾k = = = 1,75
[β-d-glucosa] 1 − 0,636

N2 O4 (g) D 2 NO2 (g) el valor de K c = 5,8·10–3 .
Si la concentración inicial de N2 O4 (g) = 0,040 M y la concentración inicial de NO2 (g) es 0 M, ¿cuál es la
concentración de equilibrio de N2 O4 (g)?
a) 1,7·10–2 M
b) 3,3·10–2 M
c) 9,4·10–3 M
d) 1,2·10–4 M
e) 2,3·10–4 M
(O.Q.N. Luarca 2005) (O.Q.L. Madrid 2010) (O.Q.L. La Rioja 2013)

N! O2 NO!
𝑐AjAkA9l 0,040 ¾
𝑐HBmn95B ¾ 2𝑥
𝑐K‚ƒAlA„mAB 0,040 – 𝑥 2𝑥
[NO! ]!
𝐾k =
[N! O2 ]
Sustituyendo en la expresión de 𝐾k se obtiene el valor de 𝑥:
(%
(2𝑥)!
5,8·10 = → 𝑥 = 6,9·10(% M
(0,040 − 𝑥)
El valor de [N! O2 ] en el equilibrio es:
[N! O2 ] = (0,040 − 6,9·10(% ) M = 3,3·10(! M
(En las cuestiones propuestas en Madrid 2010 y La Rioja 2013 las cantidades iniciales son diferentes).

SnO2 (s) + 2 H2 (g) D Sn(s) + 2 H2 O(g)
a 750 °C la presión total del sistema es 32,0 mmHg, siendo la presión parcial del agua 23,7 mmHg. La
constante de equilibrio Kp para dicha reacción es:
a) 7,30
b) 5,25
c) 3,80
d) 8,15
(O.Q.L. Castilla La Mancha 2005)

(𝑝"! # )!
𝐾‡ =
(𝑝"! )!
De acuerdo con la ley de Dalton de las presiones parciales (1801), la presión del H! es:
𝑝"! = 32,0 mmHg – 23,7 mmHg = 8,30 mmHg
!
1 atm
‰23,7 mmHg · Š
760 mmHg
𝐾‡ = ! = 8,15
1 atm
‰8,30 mmHg · 760 mmHgŠ
6.18. Si para el equilibrio:

2 SO2 (g) + O2 (g) D 2 SO3 (g)
Se supone que las concentraciones iniciales de todas las especies son 2,0 M, ¿cuáles de los siguientes
grupos de valores no son posibles como concentración de equilibrio?
SO2 O2 SO3
a) 1,8 1,9 2,2
b) 2,2 2,1 1,8
c) 2,4 2,4 1,6
d) 1,4 1,7 2,6
§ Suponiendo que la reacción transcurre hacia la derecha, la tabla de concentraciones correspondiente al

equilibrio es:
SO! O! SO%
𝑐AjAkA9l 2,0 2,0 2,0
𝑐Cm9j3HBmn95B 2𝑥 𝑥 ¾
𝑐HBmn95B ¾ 2𝑥 𝑥
𝑐K‚ƒAlA„mAB 2 – 2𝑥 2 – 𝑥 2 + 2𝑥
a) Posible. Si 𝑥 = 0,10 M las concentraciones en el equilibrio son:
[SO! ] = 1,8 M [O! ] = 1,9 M [SO% ] = 2,2 M
d) Posible. Si 𝑥 = 0,30 M las concentraciones en el equilibrio son:
[SO! ] = 1,4 M [O! ] = 1,7 M [SO% ] = 2,6 M
§ Suponiendo que la reacción transcurre hacia la izquierda, la tabla de concentraciones correspondiente
al equilibrio es:
SO! O! SO%
𝑐AjAkA9l 2,0 2,0 2,0
𝑐Cm9j3HBmn95B ¾ ¾ 2𝑥
𝑐HBmn95B 2𝑥 𝑥 ¾
𝑐K‚ƒAlA„mAB 2 + 2𝑥 2 + 𝑥 2 – 2𝑥
b) Posible. Si 𝑥 = 0,10 M las concentraciones en el equilibrio son:
[SO! ] = 2,2 M [O! ] = 2,1 M [SO% ] = 1,8 M
c) No posible. En este caso no se cumple la estequiometría en ninguno los sentidos, ya que es imposible
que partiendo de las mismas cantidades iniciales las cantidades en el equilibrio de SO! y O! sean iguales.
6.19. Se introduce una cierta cantidad de P4 O10 (s) en un recipiente a 400 K y se espera a que se alcance
el equilibrio de la siguiente reacción:
P4 O10 (s) D P4 (g) + 5 O2 (g)
Si la presión total es de 1,86 atm, el valor de la Kp a dicha temperatura es:
a) 9,61·10–2 atm6
b) 11,16 atm6
c) 2,78 atm6
d) 0,36 atm6
e) 41,41 atm6
(O.Q.N. Vigo 2006) (O.Q.L. Sevilla 2010) (O.Q.L. Madrid 2018)

𝐾‡ = (𝑝[( ) (𝑝#! )$
𝑝#! = 5 𝑝[( = 5 𝑝
𝑝C 1,86 atm
Ê → 𝑝 = = = 0,310 atm
6 6
𝑝C = 𝑝#! + 𝑝[( = 6 𝑝
El valor de constante 𝐾‡ es:
𝐾‡ = 0,310 · (5 · 0,310)$ = 2,77
6.20. Se introduce NH4 HS(s) en un recipiente de 1 L a 25 °C y se alcanza el equilibrio de la siguiente

reacción:
NH4 HS(s) D NH3 (g) + H2 S(g) K c = 1,6·10–4 .
La concentración molar de NH3 (g) en el equilibrio es:
a) 1,3·10–2 M
b) 3,2·10–4 M
c) 1,3·102 M
d) 1,6·10–4 M

𝐾k = [NH% ] [H! S]
[NH% ] = [H! S]
Sustituyendo en la expresión de 𝐾k se obtiene:
𝐾k = [NH% ]!
El valor de [NH% ] en el equilibrio es:
[NH% ] = Ö𝐾k = Ö1,6·10(2 = 1,3·10(! M
6.21. En un recipiente de 2,0 L se introducen 0,60 mol de una sustancia gaseosa A. Una vez alcanzado
el equilibrio quedan 0,20 mol de A. La constante de equilibrio K c para la reacción:
A(g) D 2 B(g) + C(g)
a) 0,16
b) 0,32
c) 1,28
d) 0,64

A B C
𝑛AjAkA9l 0,60 ¾ ¾
𝑛Cm9j3HBmn95B 𝑥 ¾ ¾
𝑛K‚ƒAlA„mAB 0,60 – 𝑥 2𝑥 𝑥
En el equilibrio:
0,60 – 𝑥 = 0,20 se obtiene 𝑥 = 0,40 mol
[B]! [C]
𝐾k =
[A]
El valor de la constante 𝐾b es:
2 · 0,40 ! 0,40
® 2 ° ·® 2 °
𝐾k = = 0,32
0,20
® 2 °
6.22. La composición volumétrica de la mezcla gaseosa que se obtiene en el siguiente proceso:

C(s) + S2 (g) D CS𝟐 (g) Kp = 5,600 a 1.000 °C es:
a) 15,15 % de S2 y 84,85 % de CS2
b) 21,01 % de S2 y 78,99 % de CS2
c) 84,85 % de S2 y 15,15 % de CS2
d) 10,20 % de S2 y 89,80 % de CS2
e) 30,15 % de S2 y 69,85 % de CS2

(𝑝;™! )
𝐾‡ =
(𝑝™! )
𝑝;™! = 𝑝 𝑦;™! 𝑝™! = 𝑝 𝑦™!
Por tratarse de una mezcla binaria:
𝑦;™! + 𝑦™! = 1 → 𝑦™! = 1 − 𝑦;™!

(𝑝 𝑦;™! ) 𝑦;™!
𝐾‡ = =
𝑝 (1 − 𝑦;™! ) 1 − 𝑦;™!
Los valores que se obtienen para la fracción molar y la composición volumétrica son:
𝑦;™!
5,600 = → 𝑦;™! = 0,8485 → 84,85 % CS!
1 − 𝑦;™!
𝑦™! = 1 − 0,8485 = 0,1515 → 15,15 % S!
6.23. En un matraz de 2,00 L se pone hidrogenocarbonato de sodio sólido, se hace el vacío y se calienta
a 100 °C. A esta temperatura la presión del equilibrio:
2 NaHCO3 (s) D Na2 CO3 (s) + H2 O(g) + CO2 (g), es 0,962 atm.
La masa de NaHCO3 (s) que se ha descompuesto será:
a) 0,231 g
b) 0,031 g
c) 2,67 g
d) 4,36 g
e) 5,28 g
𝑝;#! = 𝑝"! # = 𝑝
𝑝C 0,962 atm
Ê → 𝑝 = = = 0,481 atm
𝑝 =𝑝 +𝑝 = 2 𝑝 2 2
C ;#! "! #
Considerando comportamiento ideal, la cantidad de CO! obtenido es:

0,481 atm · 2,00 L
𝑛= = 0,0315 mol CO!
(0,082 atm L mol() K () ) (100 + 273,15) K
Relacionando CO! y NaHCO% se obtiene la masa de sólido que se descompone:
2 mol NaHCO% 84,0 g NaHCO%
0,0315 mol CO! · · = 5,28 g NaHCO%
1 mol CO! 1 mol NaHCO%
6.24. En un matraz se realiza el vacío y se llena con metano a 0 °C y 1,00 atm, al calentar a 1.000 °C la
presión se eleva rápidamente a 4,66 atm, pero se incrementa después hasta llegar a 6,34 atm debido a la
disociación:
CH4 (g) D C(s) + 2 H2 (g)
¿Cuál es el valor de Kp para el equilibrio anterior?
a) 1,68
b) 2,36
c) 3,79
d) 0,036
e) 2,2·10–3

(𝑝"! )!
𝐾‡ =
(𝑝;"( )
La tabla de presiones correspondiente al equilibrio es:

CH2 H!
𝑝AjAkA9l 4,66 ¾
𝑝Cm9j3HBmn95B 𝑝 ¾
𝑝HBmn95B ¾ 2𝑝
𝑝K‚ƒAlA„mAB 4,66 – 𝑝 2𝑝
De acuerdo la ley de Dalton de las presiones parciales (1801), el valor de 𝑝 es:
𝑝 = (6,34 – 4,66) atm = 1,68 atm
Las presiones parciales en el equilibrio son:
𝑝;"( = 4,66 − 𝑝 = (4,66 − 1,68) atm = 2,98 atm
𝑝"! = 2𝑝 = 2 · (1,68 atm) = 3,36 atm
El valor de la constante 𝐾• es:
3,36!
𝐾‡ = = 3,79
2,98
6.25. En el sistema en equilibrio:

AB(s) D A(g) + B(g)
Si se dobla la concentración de A, la concentración de B en el equilibrio es siempre:
a) ¼ de su valor original
b) ⅓ de su valor original
c) ½ de su valor original
d) Un valor distinto de los anteriores.

𝐾k = [A] [B]
Si el nuevo valor de [A] es:
[A] = 2 [AP ]
para que se mantenga constante el valor de 𝐾k es preciso que:
[BP ]
[B] =
2
6.26. ¿Qué se verifica para la reacción:

Br2 (g) D 2 Br(g)
con K c = 4,00·10–18 a 250 °C y K c = 3,00·10–3 a 1.500 °C, si se empieza con 1,00 mol de Br2 en un reci-
piente de 1,00 L?
a) Si se alcanza el equilibrio a 250 °C habrá cantidades iguales de Br2 y Br.
b) Si se alcanza el equilibrio a 250 °C habrá fundamentalmente átomos de Br.
c) Si se alcanza el equilibrio a 1.500 °C habrá casi exclusivamente Br2 .
d) Si se alcanza el equilibrio a 1.500 °C habrá cantidades apreciables de Br2 y Br.
a-b) Falso. Como la constante de equilibrio a 250 °C es muy pequeña, quiere decir que en el equilibrio
existirá gran cantidad de Br! y muy poco de Br.
c) Verdadero. Resolviendo el equilibrio planteado a 1.500 °C cuando se introduce 1,00 mol de Br! en un
recipiente de 1,00 L:
Br! Br
𝑛AjAkA9l 1,00 ¾
𝑛Cm9j3HBmn95B 𝑥 ¾
𝑛HBmn95B ¾ 2𝑥
𝑛K‚ƒAlA„mAB 1,00 – 𝑥 2𝑥
[Br]!
𝐾k =
[Br! ]
Sustituyendo en la expresión de 𝐾k y teniendo en cuenta que 𝑉 = 1,00 L:
(2𝑥)!
3,00·10(% =
1,00 − 𝑥
Las concentraciones que se obtienen son:
𝑥 = 0,0270 mol Br → (1,00 − 𝑥) = 0,973 mol Br!
Lo cual quiere decir que en el equilibrio a 1.500 °C casi todo es Br! .
d) Falso. Como se ha visto en el apartado anterior, la cantidad de Br es mucho menor que la de Br! .
6.27. La siguiente reacción se utiliza en algunos dispositivos para la obtención de O2 :

4 KO2 (s) + 2 CO2 (g) D 2 K 2 CO3 (s) + 3 O2 (g) Kp = 28,5 a 25 °C
Se añade una cierta cantidad de CO2 (g) y KO2 (s) a un matraz en el que se ha hecho previamente el vacío
y se deja que se establezca el equilibrio. Si la presión parcial del CO2 en el equilibrio es 0,050 atm, la
presión parcial del O2 es:
a) 0,74 atm
b) 0,41 atm
c) 0,37 atm
d) 1,2 atm
(O.Q.L. Madrid 2008) (O.Q.L. Asturias 2011)

(𝑝#! )%
𝐾‡ =
(𝑝;#! )!
El valor de 𝑝#! es:
(𝑝#! )%
28,5 = → 𝑝#! = 0,41 atm
0,050!
6.28. En un recipiente de 5,00 L se introducen 0,284 mol de N2 O4 (g) a 50 °C, el cual se descompone en
NO2 . Al llegar al equilibrio la presión es de 2,00 atm. Calcule el grado de disociación a esa temperatura.
a) 0,329
b) 0,567
c) 0,123
d) 0,673

N! O2 NO!
𝑛AjAkA9l 0,284 ¾
𝑛Cm9j3HBmn95B 𝑥 ¾
𝑛HBmn95B ¾ 2𝑥
𝑛K‚ƒAlA„mAB 0,284 – 𝑥 2𝑥
𝑛CBC9l (0,284 – 𝑥) + 2𝑥 = (0,284 + 𝑥)
Considerando comportamiento ideal, el número total de moles en el equilibrio es:
2,00 atm · 5,00 L
(0,284 + 𝑥) = → 𝑥 = 0,0930 mol
(0,082 atm L mol() K () ) (50 + 273,15) K
El grado de disociación del N! O2 es:
moles disociados 0,0930 mol
α= = = 0,329
moles iniciales 0,284 mol
6.29. En recipiente de 5,0 L a 690 K, se mezclan 0,500 mol de CO2 , 0,500 mol de H2 y 0,300 mol de CO,
y se establece el siguiente equilibrio a dicha temperatura, según la reacción:
CO2 (g) + H2 (g) D CO(g) + H2 O(g)
La mezcla en equilibrio contiene 0,114 mol de H2 O(g). Calcule la concentración de equilibrio de CO2 (g).
a) 2,00
b) 0,023
c) 0,090
d) 0,077
(O.Q.N. Valencia 2011) (O.Q.L. Málaga 2020)

CO! H! CO H! O
𝑛AjAkA9l 0,500 0,500 0,300 ¾
𝑛Cm9j3HBmn95B 𝑥 𝑥 ¾ ¾
𝑛HBmn95B ¾ ¾ 𝑥 𝑥
𝑛K‚ƒAlA„mAB 0,500 − 𝑥 0,500 − 𝑥 0,300 + 𝑥 𝑥
Siendo el número de moles de H! O en el equilibrio, 𝑥 = 0,114 mol.
El valor de [CO! ] en el equilibrio es:
(0,500 − 0,114) mol
[CO! ] = = 0,077 mol L()
5,0 L
6.30. En un recipiente cerrado a 1.000 K el SO3 (g) se descompone según la reacción:

2 SO3 (g) D 2 SO2 (g) + O2 (g)
Inicialmente se carga el recipiente con [SO3 ] = 6,090·10–3 M. En el equilibrio, [SO3 ] = 2,440·10–3 M. Los
valores deKc y Kp obtenidos son, respectivamente:
a) 4,084·10–6 y 3,3490
b) 4,084·10–3 y 0,3349
c) 40,84·10–3 y 0,0335
d) 4,084·10–9 y 0,4263
e) 4,084·10–3 y 0,4263
(O.Q.L. Cantabria 2011) (O.Q.L. Cantabria 2016)

SO% SO! O!
𝑐AjAkA9l 6,090·10(% — —
𝑐Cm9j3HBmn95B 2𝑥 — —
𝑐HBmn95B — 2𝑥 𝑥
𝑐K‚ƒAlA„mAB 6,090·10(% – 2𝑥 2𝑥 𝑥
El valor de 𝑥 se obtiene a partir de la concentración de SO% en el equilibrio:
(6,090·10(% − 2𝑥) M = 2,440·10(% M → 𝑥 = 1,825·10(% M
[SO! ]! [O! ]
𝐾k =
[SO% ]!
(2·1,825·10(% )! · (1,825·10(% )
𝐾k = = 4,084·10(%
(2,440·10(% )!
𝐾‡ = 4,084·10(% · (0,082 · 1.000) = 0,3349
6.31. La sustancia gaseosa A se descompone en otras dos sustancias gaseosas B y C según el equilibrio:
A(g) D B(g) + C(g) K c = 0,25 mol L–1
Se mezclan B y C en un matraz de 10 L de capacidad y se deja que reaccionen hasta que se alcance el
equilibrio y, en esas condiciones, la mezcla gaseosa contiene igual número de moles de A, B y C. ¿Cuántos
moles hay en el matraz?
a) 0,75
b) 2,00
c) 2,50
d) 7,50

[B] [C]
𝐾k =
[A]
Llamando 𝑥 a los moles de A, B y C en el equilibrio y sustituyendo:
𝑥 !
®10°
0,25 = 𝑥 → 𝑥 = 2,5 mol
®10°
El número total de moles en el equilibrio es, 3𝑥 = 7,5 mol.



4 HCl(g) + O2 (g) D 2 H2 O(g) + 2 Cl2 (g)
Si en un recipiente de 1 L se parte de 1 mol de HCl(g) y 4 mol de O2 (g), ¿cuál sería la fracción molar de
Cl2 en el equilibrio?
𝒙 𝒙 𝒙 2𝒙
a) b) c) d)
5 𝒙 5 + 2𝒙 5 5 – 𝒙
– + 2𝒙
2 2 2

HCl O! H! O Cl!
𝑛AjAkA9l 1 4 ¾ ¾
𝑛Cm9j3HBmn95B 4𝑥 𝑥 ¾ ¾
𝑛HBmn95B ¾ ¾ 2𝑥 2𝑥
𝑛K‚ƒAlA„mAB 1 – 4𝑥 4 – 𝑥 2𝑥 2𝑥
𝑛CBC9l (1 – 4𝑥) + (4 – 𝑥) + 2𝑥 + 2𝑥 = (5 – 𝑥)
La fracción molar de Cl! es:
2𝑥 𝑥
𝑦;l! = =
5 − 𝑥 5/2 − 𝑥/2
6.33. A 573 K y presión total de 6,00 atm, el amoniaco se disocia en un 60,0 %. Por tanto, se puede
afirmar:
a) Kc = Kp
b) Kp = 0,4 atm2
c) Kp = 19,2 atm2
d) El grado de disociación del amoniaco es α = 60.
El equilibrio correspondiente a la disociación del amoniaco es:

2 NH% (g) D N! (g) + 3 H! (g)
La tabla de moles correspondiente al equilibrio en función del grado de disociación, 𝛼, y de la cantidad
inicial, 𝑛, es:
NH% N! H!
𝑛AjAkA9l 𝑛 — —
𝑛Cm9j3HBmn95B 𝑛α — —
𝑛HBmn95B — ½ 𝑛α 3/2 𝑛α
𝑛K‚ƒAlA„mAB 𝑛 – 𝑛α ½ 𝑛α 3/2 𝑛α
𝑛CBC9l (𝑛 – 𝑛α) + ½ 𝑛α + 3/2 𝑛α = 𝑛 (1 + α)
Aplicando la ley de Dalton de las presiones parciales (1801), se obtiene los valores:
𝑛(1 − α) (1 − 0,600)
𝑝8"" = 𝑝 = 6,00 atm · = 1,50 atm
𝑛(1 + α) (1 + 0,600)
𝑛α 0,600
𝑝8! = 𝑝 = 6,00 atm · = 1,13 atm
2𝑛(1 + α) 2 (1 + 0,600)
3𝑛α 3 · 0,600
𝑝"! = 𝑝 = 6,00 atm · = 3,37 atm
2𝑛(1 + α) 2 (1 + 0,600)
(𝑝8! ) (𝑝"! )%
𝐾‡ =
(𝑝8"" )!

1,13 · 3,37%
𝐾‡ = = 19,2
1,50!
6.34. Considere la reacción a volumen constante:

2 SO2 (g) + O2 (g) D 2 SO3 (g)
Para una concentración inicial de dióxido de azufre y de oxígeno de 2,0 y 1,5 M, respectivamente, la con-
centración en el equilibrio de oxígeno es 0,80 M. ¿Cuál es el valor de la constante K c para esta reacción?
a) 6,8
b) 2,9
c) 0,34
d) 0,15

SO! O! SO%
𝑐AjAkA9l 2,0 1,5 ¾
𝑐HBmn95B ¾ ¾ 2𝑥
𝑐K‚ƒAlA„mAB 2,0 – 2𝑥 1,5 – 𝑥 2𝑥
A partir del valor de [O! ] en el equilibrio:
(1,5 – 𝑥) M = 0,80 M se obtiene 𝑥 = 0,70 M
[SO% ]!
𝐾k =
[SO! ]! [O! ]
(2 · 0,70)!
𝐾k = = 6,8
0,60! · 0,80
6.35. A determinada temperatura, el NH4 Cl(s) se descompone según el siguiente equilibrio:

NH4 Cl(s) D NH3 (g) + HCl(g) Kp = 1,04·10–2
Si se introduce NH4 Cl(s) en recipiente de paredes rígidas, inicialmente vacío, y se cierra. Una vez alcan-
zado el equilibrio, la presión total en el recipiente será:
a) 1,04·10–2 atm
b) 0,102 atm
c) 0,204 atm
d) 1,02 atm
e) No es posible realizar el cálculo sin conocer el volumen del recipiente y la temperatura de equilibrio.

𝐾‡ = (𝑝8"" ) (𝑝";l )
𝑝8"" = 𝑝";l = 𝑝
𝐾‡ = 𝑝!
El valor de la presión parcial es:

1,04·10(! = 𝑝! → 𝑝 = 0,102 atm
𝑝CBC9l = 𝑝8"" + 𝑝";l = 2 · (0,102 atm) = 0,204 atm
6.36. Un gas A dimeriza parcialmente de acuerdo con la siguiente reacción 2 A(g) D A2 (g). En un matraz de
2,00 L, en el que se ha hecho inicialmente el vacío, se introducen 0,500 mol de A a 1.000 K. Al alcanzar la
reacción anterior el equilibrio, la presión es de 12,0 atm. Calcule las cantidades de A y A2 presentes en la mez-
cla en equilibrio.
a) 0,050 mol de A y 0,450 mol de A2 .
b) 0,085 mol de A y 0,208 mol de A2 .
c) 0,250 mol de A y 0,250 mol de A2 .
d) 0,666 mol de A y 0,333 mol de A2 .

2 A A!
𝑛AjAkA9l 0,500 ¾
𝑛Cm9j3HBmn95B 2𝑥 ¾
𝑛HBmn95B ¾ 𝑥
𝑛K‚ƒAlA„mAB 0,500 – 2𝑥 𝑥
𝑛CBC9l (0,500 – 2𝑥) + 𝑥 = (0,500 – 𝑥)
Considerando que los gases se comportan de forma ideal, a partir de la presión de la mezcla se obtiene:
12,0 atm · 2,00 L
(0,500 − 𝑥) = → 𝑥 = 0,207 mol
(0,082 atm L mol() K () ) · 1.000 K
El número de moles de cada especie es:
0,207 mol A! → (0,500 − 2 · 0,207) mol A = 0,0850 mol A
6.37. Para la reacción en fase gaseosa:

SO2 (g) + ½ O2 (g) D SO3 (g) K c = 27,0
La concentración de O2 que hace que, en equilibrio, haya cantidades equimoleculares de SO2 y SO3 es:
a) 1,37·10–3 M
b) 3,70·10–2 M
c) 5,20 M
d) Esta situación es incompatible con el estado de equilibrio.

[SO% ]
𝐾k =
[SO! ] [O! ]½
Para que se cumpla que [SO% ] = [SO! ] el valor de [O! ] debe ser:
1
27,0 = → [O! ] = 1,37·10(% M
[O! ]½
6.38. Sea el equilibrio a 1.000 °C:

C(s) + S2 (g) D CS2 (g)
Se introduce en un recipiente rígido y hermético de 1,0 L de capacidad 1,0 mol de C(s) y 0,25 mol de S8 (s)
a temperatura ambiente y se calienta hasta los 1.000 °C. Una vez alcanzado el equilibrio, la cantidad de
C(s) que ha reaccionado es de 0,85 mol. La constante de equilibrio vale:
a) 0,15
b) 5,7
c) 6,7
d) 37,8
El número de moles de S! (g) que se producen a partir del SF (s) es:

4 mol S!
0,25 mol SF · = 1,0 mol S!
1 mol SF
C S! CS!
𝑛AjAkA9l 1,0 1,0 —
𝑛Cm9j3HBmn95B 𝑥 𝑥 —
𝑛HBmn95B — — 𝑥
𝑛K‚ƒAlA„mAB 1,0 - 𝑥 1,0 - 𝑥 𝑥
Siendo 𝑥 = 0,85 mol transformado.
[CS! ]
𝐾k =
[S! ]
Sustituyendo en la expresión de la constante teniendo en cuenta que volumen es 1,0 L:
0,85
𝐾k = = 5,7
1,0 − 0,85
6.39. Se introduce una cierta cantidad de P4 H10 (s) en un matraz en el que se ha hecho previamente
vacío, a 400 K, cuando se alcanza el equilibrio correspondiente a la siguiente reacción:
P4 (g) + 5 H2 (g) D P4 H10 (s)
Si la presión total es de 1,86 atm, el valor de K p a dicha temperatura es:
a) 0,31
b) 0,36
c) 0,54
d) 0,76
e) 2,78

1
𝐾‡ =
(𝑝[( ) (𝑝"! )$
𝑝"! = 5 𝑝[( = 5 𝑝
𝑝C 1,86 atm
Ê → 𝑝 = = = 0,310 atm
6 6
𝑝C = 𝑝"! + 𝑝[( = 6 𝑝
1
𝐾‡ = = 0,361
(0,310) · (5·0,310)1
(Cuestión similar a la propuesta en Vigo 2006 cambiando el equilibrio).
6.40. A una temperatura de 200 °C y una presión de 1,00 atm, el pentacloruro de fósforo (g) se disocia
en un 48,5 % en tricloruro de fósforo (g) y dicloro (g). Calcule el grado de disociación a la misma tempe-
ratura si la presión total es de 10,0 atm.
a) 0,485
b) 0,234
c) 0,171
d) 0,620
e) No se puede calcular porque faltan datos
El equilibrio correspondiente a la disociación del PCl$ es:

PCl$ (g) D PCl% (g) + Cl! (g)
La tabla de moles correspondiente al equilibrio en función del número de moles iniciales y del grado de
disociación es:
PCl$ PCl% Cl!
𝑛HBmn95B — 𝑛α 𝑛α
𝑛K‚ƒAlA„mAB 𝑛 – 𝑛α 𝑛α 𝑛α
𝑛CBC9l (𝑛 – 𝑛α) + 𝑛α + 𝑛α = 𝑛(1 + α)
(𝑝[;l" ) (𝑝;l! )
𝐾‡ =
(𝑝[;l& )
De acuerdo con la ley de Dalton de las presiones parciales (1801) la expresión de 𝐾‡ queda como:
𝑛α 𝑛α
(𝑝 𝑦[;l" ) (𝑝 𝑦;l! ) 𝑛(1 + α) · 𝑛(1 + α) α!
𝐾‡ = = 𝑝 = 𝑝
(𝑝 𝑦[;l& ) 𝑛(1 − α) 1 − α!
𝑛(1 + α)
0,485!
𝐾‡ = 1,00 · = 0,308
1 − 0,485!
El valor del grado de disociación cuando la presión es de 10 atm es:
α!
0,308 = 10,0 · → α = 0,173
1 − α!
6.41. En un recipiente cerrado, a la temperatura de 65 °C el carbonato de amonio se descompone según:

(NH4 )2 CO3 (s) D 2 NH3 (g) + CO2 (g) + H2 O(l)
La presión de equilibrio es 0,9 atm. Se puede decir que la presión parcial del dióxido de carbono es:
a) 0,23 atm
b) 0,3 atm
c) 0,6 atm
d) 0,9 atm
(O.Q.L. Asturias 2015) (O.Q.L. Valencia 2018)
𝑝8"" = 2 𝑝;#! = 2𝑝
𝑝C 0,9 atm
Ê → 𝑝;#! = = = 0,3 atm
𝑝C = 𝑝8"" + 𝑝;#! = 3𝑝 3 3
6.42. Considere la reacción:

4 KO2 (s) + 2 CO2 (g) D 2 K 2 CO3 (s) + 3 O2 (g) K c (25 °C) = 0,0115.
Si en un recipiente de 1,00 L se añaden 10,0 g de dióxido de potasio, 30,0 g de carbonato de potasio y 1,00
mol de oxígeno, ¿cuál será la concentración de dióxido de carbono en el equilibrio?
a) 1 M
b) 0 M
c) 0,25 M
d) 0,28 M
e) 0,56 M
Se trata de un equilibrio heterogéneo en el que la expresión de la constante de equilibrio es:

[O! ]%
𝐾k =
[CO! ]!
CO! O!
𝑐AjAkA9l ¾ 1,00
𝑐Cm9j3HBmn95B ¾ 3𝑥
𝑐HBmn95B 2𝑥 ¾
𝑐K‚ƒAlA„mAB 2𝑥 1,00 – 3𝑥
Sustituyendo en la expresión de 𝐾k teniendo en cuenta que 𝑉 = 1,00 L se obtiene:
(1,00 − 3𝑥)%
0,0115 = → 𝑥 = 0,282 M
(2𝑥)!
El valor de [CO! ] en el equilibrio es:
[CO! ] = 2 · (0,282 M) = 0,564 M

O2 (g) + 2 F2 (g) D 2 OF2 (g) Kp = 41,0
Si en el equilibrio, pO2 = 0,116 bar y pF2 = 0,0461 bar, ¿cuál es la presión parcial del OF2 (g)?
a) 0,090 bar
b) 0,666 bar
c) 0,940 bar
d) 0,100 bar

(𝑝#£! )!
𝐾‡ =
(𝑝#! ) (𝑝£! )!
Sustituyendo en la expresión de 𝐾‡ se obtiene el valor de la presión del OF! en el equilibrio:
(𝑝#£! )!
41,0 = → 𝑝#£! = 0,100 bar
0,116 · (0,461)!
6.44. El óxido de calcio, muy utilizado en la construcción, puede obtenerse por descomposición térmica
del carbonato de calcio:
CaCO3 (s) D CaO(s) + CO2 (g) Kp (1.099 K) = 1,00
Se introducen en un recipiente de 1,00 L, en el que se ha hecho el vacío, 2,00 g de CaCO3 a 1.099 K. ¿Qué
masa de CaCO3 quedará una vez se alcance el equilibrio?
a) 0,00 g
b) 0,009 g
c) 0,89 g
d) 0,011 g

𝐾‡ = (𝑝;#! )
La presión del CO! proporciona el número de moles formados de esta sustancia y, de acuerdo con la
estequiometría de la reacción, también el número de moles transformados de CaCO% . Considerando
comportamiento ideal:
1,00 atm · 1,00 L
𝑥= = 1,11·10(! mol CO!
(0,082 atm L mol() K () ) · 1.099 K
La masa de CaCO% una vez alcanzado el equilibrio es:
1 mol CaCO% 100,1 g CaCO%
2,00 g CaCO% − ‰1,11·10(! mol CO! · · Š = 0,889 g CaCO%
1 mol CO! 1 mol CaCO%
6.45. En un recipiente cerrado de 1,00 L se introducen 2,00 g de HgO(s), se cierra el recipiente y se

calienta a 420 °C, temperatura a la que se descompone en mercurio gas y dioxígeno. La constante de
equilibrio a esa temperatura para:
2 HgO(s) ⇄ 2 Hg(g) + O2 (g) vale K c = 1,1·10–7 .
A la vista de estos datos se puede decir:
a) No se establece el equilibrio.
b) Se establece un equilibrio donde, [Hg] = 9,2·10–3 M.
c) Se establece un equilibrio donde, [Hg] = 6,0·10–3 M.
d) Al ser gases, la presión total valdrá: ptotal = 2 pHg + pO2 .

𝐾k = [Hg]! [O! ]
De acuerdo con la estequiometría de la reacción se cumple que:
[Hg] = 2 [O! ] = 2𝑥
Sustituyendo en la expresión de la constante de equilibrio se obtiene:
𝐾k = (2 𝑥)! · 𝑥 = 4 𝑥 %
El valor de la concentración de equilibrio es:
1,1·10(E = 4 𝑥 % → 𝑥 = 3,0·10(% M
De donde se obtiene que:
[Hg] = 2 · (3,0·10(% M) = 6,0·10(% M
6.46. En un recipiente de 1,000 L de capacidad, una mezcla gaseosa de hidrógeno, yodo y yoduro de
hidrógeno en equilibrio contiene 0,0031, 0,0031 y 0,0239 mol L–1 , respectivamente. Si se introducen en
el mismo recipiente, 0,200 mol de yoduro de hidrógeno, las concentraciones en el equilibrio serán:
[HI] (M) [H2 ] (M) [I2 ] (M)
a) 0,2239 0,0031 0,0031
b) 0,1827 0,0236 0,0236
c) 0,2013 0,0731 0,1031
d) 0,5636 0,0731 0,0731
Suponiendo que se trata del equilibrio:

2 HI(g) ⇄ H! (g) + I! (g)
La expresión y el valor de la constante de equilibrio son:
[H! ] [I! ] 0,0031 · 0,0031
𝐾k = = = 0,0168
[HI]! 0,0239!
Si a la mezcla anterior se añaden 0,200 mol de HI, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el equilibrio
se desplaza hacia la derecha y la tabla de concentraciones correspondiente al nuevo equilibrio es:
HI H! I!
𝑐AjAkA9l 0,0239 + 0,200 0,0031 0,0031
𝑐Cm9j3HBmn95B 2𝑥 — —
𝑐HBmn95B — 𝑥 𝑥
𝑐K‚ƒAlA„mAB 0,2239 – 2𝑥 0,0031 + 𝑥 0,0031 + 𝑥
Sustituyendo en la expresión de la constante se obtiene:
(0,0031 + 𝑥)!
0,01682 = → 𝑥 = 0,0206 M
(0,2239 − 2𝑥)!
Las concentraciones en el equilibrio son:
[H! ] = [I! ] = (0,0031 + 0,0206) M = 0,0236 M
[HI] = [0,2239 − 2 · (0,0206)] M = 0,1827 M
6.47. Se introducen 4 mol de A y 8 mol de B en un recipiente vacío de 2 L de capacidad. Cuando se

alcanza el equilibrio:
A(g) + 3 B(g) D 2 C(g)
hay 4 mol de C. ¿Cuál es el valor de K c para dicho equilibrio a la temperatura de trabajo?
a) 1
b) 4
c) 0,25
d) 2

A B C
𝑛AjAkA9l 4 8 ¾
𝑛Cm9j3HBmn95B 𝑥 3𝑥 ¾
𝑛K‚ƒAlA„mAB 4 – 𝑥 8 – 3𝑥 2𝑥
En el equilibrio:
2𝑥 mol = 4 mol se obtiene 𝑥 = 2 mol

[C]!
𝐾k =
[A][B]%
4 !
®2°
𝐾k = = 4
4−2 8 − (3 · 2) %
® 2 °·‰ Š
2
6.48. Dada la reacción reversible:

A2 (g) + B2 (g) D 2 AB(g)
En una mezcla que inicialmente contiene 1 mol de A2 y 2 mol de B2 , cuando se alcance el equilibrio se
habrá producido:
a) 2 mol de AB
b) 1 mol de AB
c) Menos de 2 mol de AB
d) Depende del volumen del recipiente.
(O.Q.L. Jaén 2016)

A! B! AB
𝑛AjAkA9l 1 2 —
𝑛HBmn95B — — 2𝑥
𝑛K‚ƒAlA„mAB 1 – 𝑥 2 – 𝑥 2𝑥
De acuerdo con esta tabla y, teniendo en cuenta que el volumen del recipiente no influye en el equilibrio,
el valor de 𝑥 en el equilibrio siempre será menor que 1, por tanto, la cantidad de AB que se forma será
menor de 2 mol.
6.49. Se introduce una cierta cantidad de cloruro de amonio sólido en un reactor de 300 mL. Cuando se
calienta a 500 K, se alcanza el equilibrio:
NH4 Cl(s) D NH𝟑 (g) + HCl(g)
si la presión total en el interior del recipiente es 16,4 atm, ¿cuál será el valor de la constante K c a 500 K?
a) 0,0200
b) 0,0400
c) 0,0600
d) 0,0800
𝑝8"" = 𝑝";l = 𝑝
𝑝C 16,4 atm
Ê → 𝑝 = = = 8,20 atm
𝑝 =𝑝 +𝑝 = 2𝑝 2 2
C 8"" ";l

𝐾‡ = (𝑝8"" ) (𝑝";l )
𝐾‡ = (8,20)! = 67,2

𝐾k = 67,2 · (0,082 · 500)(! = 0,0400
6.50. El pentacloruro de antimonio gaseoso se disocia en un 29,2 % a 182 °C y 1 bar, en tricloruro de

antimonio gaseoso y cloro gaseoso. ¿Cuál es la K c a dicha temperatura?
a) 1,20·10–3
b) 2,50·10–3
c) 5,00·10–3
d) 7,50·10–3
La ecuación química correspondiente a la reacción de disociación del pentacloruro de antimonio es:

SbCl$ (g) D SbCl% (g) + Cl! (g)
disociación es:
SbCl$ SbCl% Cl!
𝑛HBmn95B — 𝑛α 𝑛α
𝑛CBC9l (𝑛 – 𝑛α) + 𝑛α + 𝑛α = 𝑛(1 + α)
(𝑝™„;l" ) (𝑝;l! )
𝐾‡ =
(𝑝™„;l& )
De acuerdo con la ley de Dalton de las presiones parciales (1801) la expresión anterior queda como:
𝑛α 𝑛α
(𝑝 𝑦™„;l" ) (𝑝 𝑦;l! ) 𝑛(1 + α) · 𝑛(1 + α) α!
𝐾‡ = =𝑝 =𝑝
(𝑝 𝑦™„;l& ) 𝑛(1 − α) 1 − α!
𝑛(1 + α)
(0,292)!
𝐾‡ = 1,0 · = 9,32·10(!
1 − (0,292)!
siendo, Δν = Σ coef. esteq. productos gaseosos - Σ coef. esteq. reactivos gaseosos = 2 – 1 = 1
Se obtiene, 𝐾k = 𝐾‡ (𝑅𝑇)()
𝐾k = (9,32·10(! ) · [0,082 · (182 + 273,15)]() = 2,50·10(%
6.51. Considere el siguiente equilibrio en fase gaseosa con constante de equilibrio K c :

2 BrCl(g) D Br2 (g) + Cl2 (g)
Se colocan n mol de BrCl en un recipiente de volumen V. Al cabo de cierto tiempo se alcanzará el equili-
brio. ¿De qué valores dependerá el grado de disociación del BrCl una vez alcanzado el equilibrio?
a) n, V y K c
b) n y V
c) n y K c
d) K c
disociación es:
BrCl Br! Cl!
𝑛HBmn95B — ½ 𝑛α ½ 𝑛α
[Br! ] [Cl! ]
𝐾k =
[BrCl]!
Sustituyendo los valores de la tabla y teniendo en cuenta que 𝑉 no influye en este tipo de equilibrios, la
expresión anterior queda como:
(½ 𝑛α) · (½ 𝑛α) α!
𝐾k = =
(𝑛 − 𝑛α)! 4 (1 − α! )
Como se puede observar, el grado de disociación solo depende de 𝐾k .
6.52. A 400 °C el hidrogenocarbonato de sodio se descompone parcialmente según el equilibrio:

Si tras introducir una cierta cantidad de hidrogenocarbonato de sodio en un recipiente cerrado y calentar
a 400 °C, al alcanzarse el equilibrio la presión total es de 0,962 atm, ¿cuál será el valor de Kp a esa
temperatura?
a) 0,231 atm
b) 0,481 atm
c) 0,481 atm2
d) 0,231 atm2

𝐾‡ = (𝑝"! # ) (𝑝;#! )
𝑝CBC9l = 𝑝;#! + 𝑝"! #
𝑝CBC9l 0,962 atm
Ê → 𝑝"! # = = = 0,481 atm
𝑝;#! = 𝑝"! # 2 2

𝐾‡ = (0,481)! = 0,231
(En Valencia 1998 y Castilla y León 2013 se pregunta como problema).
6.53. A 250 °C el pentacloruro de fósforo se descompone según el equilibrio:

Teniendo en cuenta que K c (250 °C) = 0,0440; indique cuál será la concentración de cada una de las
especies en equilibrio cuando este se alcanza tras introducir 20,85 g de pentacloruro de fósforo en un
recipiente cerrado de 1,00 L y calentarlo a esa temperatura.
a) [PCl5 ] = 0,0337 M; [PCl3 ] = [Cl2 ] = 0,0663 M
b) [PCl5 ] = 0,0954 M; [PCl3 ] = [Cl2 ] = 0,0135 M
c) [PCl5 ] = 0,0663 M; [PCl3 ] = [Cl2 ] = 0,0337 M
d) [PCl5 ] = 0,0521 M; [PCl3 ] = [Cl2 ] = 0,0479 M
La concentración molar de PCl$ que se introduce inicialmente en el reactor es:

20,85 g PCl$ 1 mol PCl$
· = 0,100 M
1,00 L 208,5 g PCl$
PCl$ PCl% Cl!
𝑐AjAkA9l 0,100 — —
𝑐Cm9j3HBmn95B 𝑥 — —
𝑐HBmn95B — 𝑥 𝑥
𝑐K‚ƒAlA„mAB 0,100 – 𝑥 𝑥 𝑥
[PCl% ] [Cl! ]
𝐾k =
[PCl$ ]
La concentración que se obtiene de sustancia transformada es:
𝑥!
0,010 = → 𝑥 = 0,0479 M
0,100 − 𝑥
Las concentraciones de las especies en el equilibrio son:
[PCl% ] = [Cl! ] = 0,0479 M
[PCl$ ] = (0,100 − 0,0479) M = 0,0521 M
6.54. En un recipiente se introducen 1,0 mol de A y 2,0 mol de B. Reaccionan hasta alcanzar el equilibrio
según la ecuación, A + 2 B D 2 C. Si en el equilibrio los moles de C son 0,50; ¿cuáles serán los moles de
las tres sustancias presentes en el equilibrio?
A (mol) B (mol) C (mol)
a) 0,50 0,75 0,50
b) 0,25 0,50 0,50
c) 0,75 1,5 0,50
d) 0,25 0,75 0,50

A B C
𝑛AjAkA9l 1,0 2,0 —
𝑛Cm9j3HBmn95B 𝑥 2 𝑥 —
𝑛HBmn95B — — 2 𝑥
𝑛K‚ƒAlA„mAB 1,0 – 𝑥 2,0 – 𝑥 2 𝑥
La cantidad de sustancia formada, 2 𝑥 = 0,50 mol C, permite calcular las cantidades de reactivos en el
equilibrio:
(1,0 – 0,25) mol = 0,75 mol A (2,0 – 0,50) mol = 1,5 mol B
6.55. A 720 °C se tiene el siguiente equilibrio:

SO3 (g) D SO2 (g) + ½ O2 (g)
A una presión de 0,25 atm se encuentra disociado en un 69 %, estableciéndose un equilibrio entre los
gases presentes. ¿Cuál es la presión parcial del oxígeno en el equilibrio?
a) 5,76·10–2 atm
b) 0,13 atm
c) 0,26 atm
d) 6,24·10–2 atm
La tabla de moles del equilibrio en función de la cantidad inicial de SO% y del grado de disociación es:
SO% SO! O!
𝑛HBmn95B — 𝑛α ½𝑛α
𝑛K‚ƒAlA„mAB 𝑛 – 𝑛α 𝑛α ½𝑛α
𝑛CBC9l (𝑛 – 𝑛α) + 𝑛α + ½𝑛α = 𝑛(1 + ½α)
𝑝A = 𝑝 𝑦A
El valor de la presión parcial del O! en el equilibrio es:
𝑛α 0,69
𝑝#! = 𝑝 = 0,25 atm · = 6,4·10(! atm
2𝑛(1 + ½α) 2 · [1 + (0,5 · 0,69)]
6.56. La relación entre grado de disociación, α, y la constante K p en la reacción:

N2 O4 (g) D 2 NO2 (g) viene dada por la expresión:
K p /p Kp K p /p Kp
a) α = b) α = c) α =Ð d) α =Ð
4 + K p /p 4 + K p 4 + K p /p 4 + K p
La expresión de la constante de equilibrio en función de las presiones es:

(𝑝8#! )!
𝐾‡ =
(𝑝8! #( )
La tabla de moles en el equilibrio en función de los moles iniciales y el grado de disociación es:
N! O2 NO!
𝑛AjAkA9l 𝑛 —
𝑛Cm9j3HBmn95B 𝑛α —
𝑛HBmn95B — 2𝑛α
𝑛K‚ƒAlA„mAB 𝑛 – 𝑛α 2𝑛α
𝑛CBC9l 𝑛C = 𝑛 – 𝑛α + 2𝑛α = 𝑛 (1 + α)
De acuerdo con la ley de Dalton de las presiones parciales (1801) la expresión de 𝐾‡ queda como:
!
2𝑛α
(𝑝 𝑦8#! )!‰ Š 4α!
𝑛(1 + α)
𝐾‡ = =𝑝 =𝑝
(𝑝 𝑦8! #( ) 𝑛(1 − α) 1 − α!
𝑛(1 + α)
de donde se obtiene que:
𝐾•
α=Ð
4𝑝 + 𝐾‡
y dividiendo numerador y denominador por 𝑝 se obtiene:
𝐾‡ /𝑝
α=Ð
4 + 𝐾‡ /𝑝
6.57. En un recipiente vacío, se introducen 5,0 mol de H2 O y 4,0 mol de CO. Cuando se establece el
equilibrio a 1.000 K:
H2 O(g)+ CO(g) D H2 (g) + CO2 (g) ΔH ° = –41,8 kJ
existen 2,0 mol de CO2 . Sobre este equilibrio se hacen las siguientes afirmaciones:
I. Kc vale 0,67 y es igual a Kp .
II. El equilibrio no es afectado por cambios en la presión.
III. Si T > 1.000 K, Kc < 0,67
Serán ciertas:
a) I y II
b) II
c) Todas
d) Ninguna
La tabla de moles en el equilibrio es:

H! O CO H! CO!
𝑛AjAkA9l 5,0 4,0 — —
𝑛Cm9j3HBmn95B — — 𝑥 𝑥
𝑛HBmn95B 𝑥 𝑥 — —
𝑛K‚ƒAlA„mAB 5,0 – 𝑥 4,0 – 𝑥 𝑥 𝑥
𝑛;#! 𝑛"!
[CO! ] [H! ] ® 𝑉 ° ® 𝑉 ° (𝑛;#! ) (𝑛"! )
𝐾k = = =
[CO] [H! O] ®𝑛;# ° ®𝑛"! # ° (𝑛;# ) (𝑛"! # )
𝑉 𝑉
A partir de la cantidad de CO! en el equilibrio, se obtiene que el número de moles transformados es, 𝑥 =
2,0.
Sustituyendo en la expresión de la constante 𝐾b se obtiene que su valor es:
𝑥! (2,0)!
𝐾k = = = 0,67
(5,0 − 𝑥) (4,0 − 𝑥) (5,0 − 2,0) (4,0 − 2,0)
I. Verdadero. La relación entre las constantes 𝐾k y 𝐾‡ viene dada por la expresión:
siendo, Δ𝜈 = Σ coef. esteq. productos gaseosos - Σ coef. esteq. reactivos gaseosos = 2 – (1 +1) = 0
Se obtiene, 𝐾‡ = 𝐾k .
modificada”.
II. Verdadero. Si aumenta la presión del recipiente, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema
moléculas gaseosas presentes en el equilibrio. En este caso, al existir el mismo número de moléculas ga-
seosas en ambos lados de la reacción el aumento de presión no influye.
III. Verdadero. Si aumenta la temperatura, de acuerdo el con el principio de Le Châtelier, el sistema se
desplaza en el sentido en el que se consuma calor y disminuya la temperatura. Como se trata de un pro-
ceso exotérmico, se desplaza hacia la formación de los reactivos, lo que determina que el valor de 𝐾k
disminuya.
6.58. La obtención de la cal viva, CaO, a partir de la piedra caliza (carbonato de calcio, CaCO3 ), se lleva a
cabo en grandes hornos industriales a una temperatura alrededor de 900 °C de acuerdo con el siguiente
equilibrio:
CaCO3 (s) D CO2 (g) + CaO(g)
Sabiendo que Kp = 0,22 atm a la temperatura de 800 °C, la mínima masa de carbonato de calcio para que se
alcance el equilibrio a esa temperatura en un matraz de 1,0 L es:
a) 0,35 g
b) 2,2 g
c) 0,25 g
d) 0,20 g

𝐾‡ = (𝑝;#! )
El valor de 𝐾‡ proporciona la presión del CO! que depende del número de moles formados de esta sus-
tancia. Considerando comportamiento ideal:
0,22 atm · 1,0 L
𝑥= = 2,5·10(% mol CO!
(0,082 atm L mol() K () ) · (800 + 273,15) K
De acuerdo con la estequiometría de la reacción, la cantidad mínima de CaCO% que debe transformarse,
en ese recipiente y en esas condiciones, es:
1 mol CaCO% 100,1 g CaCO%
2,5·10(% mol CO! · · = 0,25 g CaCO%
1 mol CO! 1 mol CaCO%
6.59. El sulfuro de hidrógeno se descompone a 1.400 K de acuerdo con la siguiente ecuación:

2 H2 S(g) D S2 (g) + 2 H2 (g)
Suponiendo que inicialmente se tiene H2 S(g) puro a una presión de 0,96 bar. Si la presión total en el
equilibrio es 1,26 bar, ¿Cuál es el valor de K p ?
a) 0,83
b) 0,93
c) 1,86
d) 1,5
La tabla de presiones correspondiente al equilibrio es:

H! S S! H!
𝑝AjAkA9l 0,96 ¾ ¾
𝑝Cm9j3HBmn95B 2𝑝 ¾ ¾
𝑝HBmn95B ¾ 𝑝 2𝑝
𝑝K‚ƒAlA„mAB 0,96 – 2𝑝 𝑝 2𝑝

𝑝C = 𝑝"! ™ + 𝑝™! + 𝑝"!
El valor de 𝑝 en el equilibrio es:
1,26 bar = (0,96 − 2𝑝 + 𝑝 + 2𝑝) bar → 𝑝 = 0,30 bar
Las presiones parciales de las diferentes especies en el equilibrio son:
𝑝"! ™ = (0,96 − 2 · 0,30) atm = 0,36 bar
𝑝™! = 0,30 bar
𝑝"! = 2 · (0,30 bar) = 0,60 bar
(𝑝™! ) (𝑝"! )!
𝐾‡ =
(𝑝"! ™ )!
0,30 · 0,60!
𝐾‡ = = 0,83
0,36!
6.60. En un matraz de medio litro de capacidad se introducen 0,194 mol de nitrógeno y 0,321 mol de
hidrógeno, se calienta la mezcla hasta los 527 °C estableciéndose el equilibrio:
N2 (g) + 3 H2 (g) D 2 NH3 (g)
sabiendo que se han formado 0,0310 mol de amoniaco. El valor de K p en el equilibrio será:
a) 2,32·10–7
b) 1,53·10–5
c) 7,59·10–6
d) 3,86·10–5

N! H! NH%
𝑛AjAkA9l 0,194 0,321 ¾
𝑛Cm9j3HBmn95B 𝑥 3𝑥 ¾
𝑛K‚ƒAlA„mAB 0,194 – 𝑥 0,321 – 3𝑥 2𝑥
A partir de la cantidad de NH% en el equilibrio se obtiene el valor de 𝑥:
2𝑥 = 0,0310 mol se obtiene 𝑥 = 0,0155 mol
(𝑝8"" )!
𝐾‡ =
(𝑝8! ) (𝑝"! )%
Considerando comportamiento ideal, las presiones parciales en el equilibrio son:
0,0310 mol · (0,082 atm L mol() K () ) · (527 + 273,15) K
𝑝8"" = = 4,07 atm
0,500 L
(0,194 − 0,0155) mol · (0,082 atm L mol() K () ) · (527 + 273,15) K
𝑝8! = = 23,4 atm
0,500 L
[0,321 − (3 · 0,0155)] mol · (0,082 atm L mol() K () ) · (527 + 273,15) K
𝑝"! = = 36,0 atm
0,500 L

4,07!
𝐾‡ = = 1,51·10($
23,4 · 36,0%
6.61. Partiendo de N2 O4 puro en el equilibrio:

N2 O4 (g) D 2 NO2 (g)
¿Cuál será la expresión de Kp para la reacción si la presión total del recipiente es p y el grado de disocia-
ción del reactivo es α?
4p α2 4p α2 p α2 α2
a) K p = b) K p = c) K p = d) K p =
1 + α2 1 – α2 1 – α2 1 – α
disociación es:
N! O2 NO!
𝑛AjAkA9l 𝑛 —
𝑛Cm9j3HBmn95B 𝑛α —
𝑛HBmn95B — 2𝑛α
𝑛K‚ƒAlA„mAB 𝑛 – 𝑛α 2𝑛α
𝑛CBC9l (𝑛 – 𝑛α) + 2𝑛α = 𝑛(1 + α)
(𝑝8#! )!
𝐾‡ =
(𝑝8! #( )
De acuerdo con la ley de Dalton de las presiones parciales (1801) la expresión anterior queda como:
!
2𝑛α
(𝑝 𝑦8#! )! ‰ Š 4α!
𝑛(1 + α)
𝐾‡ = =𝑝 =𝑝
(𝑝 𝑦8! #( ) 𝑛(1 − α) 1 − α!
𝑛(1 + α)
6.62. Si en un reactor de 1,00 L se introduce 1,00 mol de Br2 , se calienta hasta 483 °C y se observa que
se disocia el 1,00 % del bromo según:
Br2 (g) D 2 Br(g)
puede asegurarse que el valor de K c a esa temperatura es:
a) 0,99
b) 3,03·10–3
c) 4,04·10–4
d) 5,05·10–5
Teniendo en cuenta que 𝑉 = 1,00 L, la tabla de concentraciones correspondiente al equilibrio es:

Br2 Br
𝑐AjAkA9l 1,00 ¾
𝑐HBmn95B ¾ 2𝑥
𝑐K‚ƒAlA„mAB 1,00 – 𝑥 2𝑥
Sabiendo que en el equilibrio se disocia el 1,00 % del Br2 inicial se puede obtener el valor de 𝑥:
mol 1 mol L() (disociado)
𝑥 = 1,00 · = 0,0100 mol L()
L 100 mol L() (inicial)

[Br]!
𝐾k =
[Br2 ]
(2 · 0,0100)!
𝐾k = = 4,04·10(2
1,00 − 0,0100
6.63. En un recipiente de 1,00 L, que se encuentra a la temperatura T, se introducen 0,200 mol de A y

0,100 mol de B produciéndose la reacción:
2 A(g) + B(g) D C(g)
Una vez establecido el equilibrio se analiza la concentración de C, y se obtiene el valor de 0,0500 mol L–1 .
El valor de K c a esa temperatura es:
a) 0,0100
b) 0,0500
c) 100
d) 10,0

A B C
𝑐AjAkA9l 0,200 0,100 ¾
𝑐HBmn95B ¾ ¾ 𝑥
𝑐K‚ƒAlA„mAB 0,200 – 2𝑥 0,100 –𝑥 𝑥
En el equilibrio se tiene que 𝑥 = 0,0500 mol L() .
[C]
𝐾k =
[A]! [B]
0,0500
𝐾k = = 100
(0,200 − 2·0,0500)! · (0,100 − 0,0500)
6.64. Para la reacción en fase gaseosa:

N2 (g) + 3 H2 (g) D 2 NH3 (g)
las presiones parciales de H2 y de N2 son 0,400 atm y 0,800 atm, respectivamente. La presión total del
sistema es 2,80 atm. ¿Cuál es el valor de Kp?
a) 3,13 atm–2
b) 5,00 atm–2
c) 50,00 atm–2
d) 153,00 atm–2

𝑝C = 𝑝8! + 𝑝"! + 𝑝8""
Suponiendo que las presiones parciales dadas corresponden al equilibrio, la presión parcial del NH% es:
𝑝8"" = (2,80 − 0,800 − 0,400) atm = 1,60 atm

(𝑝8"" )!
𝐾‡ =
(𝑝8! ) (𝑝"! )%
1,60!
𝐾‡ = = 50,0
0,800 · 0,400%
6.65. En un recipiente de 1,00 L se introducen 2,00 mol de NH3 que se disocia parcialmente a T elevada:
2 NH3 (g) D N2 (g) + 3 H2 (g)
En el equilibrio queda 1,00 mol de NH3 . ¿Cuál es el valor de K c ?
a) 1,69 mol𝟐 L–2
b) 4,2·10–1 mol𝟐 L–2
c) 0,75 mol𝟐 L–2
d) 1,5 mol𝟐 L–2
Teniendo en cuenta que 𝑉 = 1,00 L, la tabla de concentraciones correspondiente al equilibrio es:

NH3 N2 H2
𝑐AjAkA9l 2,00 ¾ ¾
𝑐Cm9j3HBmn95B 2𝑥 ¾ ¾
𝑐HBmn95B ¾ 𝑥 3𝑥
𝑐K‚ƒAlA„mAB 2,00 – 2𝑥 𝑥 3𝑥
La concentración de NH3 en el equilibrio permite obtener el valor de 𝑥:
2,00 – 2𝑥 = 1,00 ® 𝑥 = 0,500 mol L()
[N2 ] [H2 ]%
𝐾k =
[NH3 ]!
Sustituyendo, se obtiene que el valor de la constante 𝐾k es:
0,500 · (3·0,500)%
𝐾k = = 1,69
1,00!
6.66. En un recipiente de 2,00 L se introduce amoniaco a la temperatura de 20 °C y a la presión de 14,7

atm. A continuación, se calienta el recipiente hasta 300 °C y se aumenta la presión hasta 50,0 atm dejando
evolucionar el proceso hasta que el sistema alcanza el equilibrio. En estas condiciones el grado de diso-
ciación del amoniaco, α, en dihidrógeno y dinitrógeno vale:
a) 0,75
b) 0,37
c) 0,42
d) 84 %
Considerando comportamiento ideal, el número de moles iniciales es:

14,7 atm · 2,00 L
𝑛= = 1,22 mol
(0,082 atm L mol() K () ) · (20 + 273,15) K
disociación es:
NH% N! H!
𝑛HBmn95B — ½ 𝑛α 3/2 𝑛α
𝑛K‚ƒAlA„mAB 𝑛 – 𝑛α ½ 𝑛α 3/2 𝑛α
𝑛CBC9l (𝑛 – 𝑛α) + ½ 𝑛α + 3/2 𝑛α = 𝑛(1 + α)
La presión en el equilibrio permite calcular el grado de disociación:
50,0 atm · 2,00 L
1,22 (1 + α) mol = → α = 0,744
(0,082 atm L mol() K () ) · (300 + 273,15) K
6.67. La constante de equilibrio para la siguiente reacción química es 3,0:

SO2 (g) + NO2 (g) D SO3 (g) + NO(g)
Calcule el número de moles de NO2 (g) que hay que añadir a 2,4 mol de SO2 (g) para obtener en el equili-
brio 1,2 mol de SO3 (g).
a) 3,6 mol
b) 1,6 mol
c) 2,4 mol
d) 1,8 mol
La tabla de moles en el equilibrio es:

SO! NO! SO% NO
𝑛AjAkA9l 2,4 𝑛 — —
𝑛Cm9j3HBmn95B — — 𝑥 𝑥
𝑛HBmn95B 𝑥 𝑥 — —
𝑛K‚ƒAlA„mAB 2,4 – 𝑥 𝑛 – 𝑥 𝑥 𝑥
𝑛™# 𝑛8#
[SO% ] [NO] ® 𝑉 " ° ® 𝑉 ° (𝑛™#" ) (𝑛8# )
𝐾k = = 𝑛 =
[SO! ] [NO! ] ® ™#! ° ®𝑛8#! ° (𝑛™#! ) (𝑛8#! )
𝑉 𝑉
A partir de la cantidad de SO% existente en el equilibrio se obtiene que el número de moles transformados
es 1,2 mol. Así que, sustituyendo en la expresión de la constante 𝐾k se obtiene:
(1,2)!
3,0 = → 𝑛 = 1,6 mol NO2
(2,4 − 1,2) (𝑛 − 1,2)
6.68. El tolueno, C7 H8 , es un disolvente orgánico que se puede obtener a partir del cicloheptano, C7 H14 .
Considere el siguiente equilibrio en fase gaseosa:
C7 H14 (g) D C7 H8 (g) + 3 H2 (g) ΔH > 0
Un estudiante introduce 3,00 mol de C7 H14 (g) en un matraz de 1,00 L, en el que previamente se ha hecho
el vacío. A continuación, tapa el matraz y deja que se alcance el equilibrio a una determinada temperatura.
Si en el equilibrio se han formado 1,20 mol de H2 (g), el valor de la constante de equilibrio K c es:
a) 0,185
b) 0,266
c) 0,798
d) 1,150

CE H)2 CE HF H!
𝑛AjAkA9l 3,00 ¾ ¾
𝑛Cm9j3HBmn95B 𝑥 ¾ ¾
𝑛HBmn95B ¾ 𝑥 3𝑥
𝑛K‚ƒAlA„mAB 3,00 – 𝑥 𝑥 3𝑥
La cantidad de H! en el equilibrio permite determinar el valor de 𝑥:
1,20 mol = 3𝑥 ® 𝑥 = 0,400 mol transformado
[CE HF ] [H! ]!
𝐾k =
[CE H)2 ]
El valor de 𝐾k teniendo en cuenta que 𝑉 = 1,00 L es:
0,400 · (1,20)%
𝐾k = = 0,266
(3,00 − 0,400)
6.69. Una mezcla que contiene 0,430 mol de NO2 (g) y una cierta
cantidad de N2 O4 (g), se introduce en un recipiente de 1,00 L en el
que se ha hecho previamente el vacío. Se cierra herméticamente y se
deja que se alcance el equilibrio:
N2 O4 (g) D 2 NO2 (g)
El siguiente gráfico muestra la evolución del sistema hasta que se
alcanza el equilibrio.
La concentración inicial de N2 O4 (g) en mol L–𝟏 es: Tiempo (s)
a) 0,300
b) 0,682
c) 0,108
d) 0,874
De la gráfica propuesta se deduce que la mezcla inicial contiene ambas sustancias y que la concentración
de NO! disminuye con el tiempo. Esto quiere decir que el sistema se desplaza hacia la formación de N! O2
para que se alcance el equilibrio. La tabla de concentraciones correspondiente es:
N! O2 NO!
𝑐AjAkA9l 𝑐 0,430
𝑐Cm9j3HBmn95B ¾ 2𝑥
𝑐HBmn95B 𝑥 ¾
𝑐K‚ƒAlA„mAB 𝑐 + 𝑥 0,430 – 2𝑥
[NO! ]!
𝐾k =
[N! O2 ]
(0,0475)!
𝐾k = = 4,60·10(%
0,491
Sustituyendo en la expresión de 𝐾k se obtiene la concentración inicial de N! O2 :
(0,0475)!
4,60·10(% = → 𝑐 = 0,300 mol L()
𝑐+𝑥
6.70. En un reactor de 1,00 L se introducen 0,900 mol de SO3 . Cuando a 200 °C se alcanza el equilibrio:
SO3 (g) ⇄ SO2 (g) + ½ O2 (g)
se observa que la presión total es 45,0 atm. Los valores de Kc y Kp para ese equilibrio a esa temperatura
serán, respectivamente:
a) 1,911 y 0,307
b) 0,307 y 1,911
c) 0,648 y 0,104
d) 0,698 y 4,348

SO% SO! O!
𝑛AjAkA9l 0,900 — —
𝑛Cm9j3HBmn95B 𝑥 — —
𝑛HBmn95B — 𝑥 ½ 𝑥
𝑛K‚ƒAlA„mAB 0,900 – 𝑥 𝑥 ½ 𝑥
𝑛CBC9l (0,900 – 𝑥) + 𝑥 + ½ 𝑥 = (0,900 + ½ 𝑥)
El valor de 𝑥 se obtiene a partir de la presión de la mezcla en el equilibrio. Considerando comportamiento
ideal:
45,0 atm · 1,00 L
(0,900 + ½ 𝑥) = → 𝑥 = 0,520 mol
(0,082 atm L mol() K () ) · (200 + 273,15) K
[SO! ] [O! ]½
𝐾k =
[SO% ]
Considerando que 𝑉 = 1,00 L, el valor de la constante 𝐾k es:
0,520 · (0,260)½
𝐾k = = 0,698
(0,900 − 0,520)
siendo, Δ𝜈 = Σ coef. esteq. productos gas – Σ coef. esteq. reactivos gas = (1 + ½) – 1 = ½
𝐾‡ = 0,698 · [0,082 · (200 + 273,15)]½ = 4,35
(Cuestión similar a la propuesta en Cantabria 2011 y 2016).
6.71. Un mol de hidrógeno y un mol de yodo se introducen en un recipiente de 2,00 L a una temperatura
a la que la constante de equilibrio es 56,6 según el siguiente equilibrio:
H2 (g) + I2 (g) ⇄ 2 HI(g)
Cuando se alcanza el equilibrio ¿cuál es la concentración del producto de la reacción?
a) 0,79 M
b) 0,90 M
c) 1,36 M
d) 1,58 M

H! I! HI
𝑛AjAkA9l 1,00 1,00 —
𝑛HBmn95B — — 2𝑥
𝑛K‚ƒAlA„mAB 1,00 – 𝑥 1,00 – 𝑥 2𝑥
[HI]!
𝐾k =
[H! ] [I! ]
Sustituyendo los valores de la tabla en la expresión de la constante se obtiene el valor de 𝑥:
2𝑥 !
®2,00°
56,6 = → 𝑥 = 0,790 M
1,00 − 𝑥 1,00 − 𝑥
2,00 · 2,00
La concentración de HI en el equilibrio es:
[HI] = 2 · (0,790 M) = 1,58 M
6.72. La reducción de óxido de estaño(IV) puede realizarse con hidrógeno molecular a alta tempera-
tura según:
½ SnO2 (s) + H2 (g) ⇄ ½ Sn(s) + H2 O(g) Kp (750 °C) = 2,86
En un reactor de 100 L se introducen SnO2 y H2 , se calienta a 750 °C de modo que cuando se alcanza el
equilibrio, hay tanto Sn como SnO2 en el reactor y la presión total es 10,0 atm. La presión parcial de H2 O
y los moles de hidrógeno en el equilibrio son:
a) pH2 O = 7,41 atm, nH2 = 3,09 mol
b) pH2 O = 2,59 atm, nH2 = 8,52 mol
c) pH2 O = 7,41 atm, nH2 = 4,21 mol
d) pH2 O = 2,59 atm, nH2 = 12,05 mol

(𝑝"! # )
𝐾‡ =
(𝑝"! )
𝑝CBC9l = 𝑝"! # + 𝑝"! = 10,0 atm " 𝑝"! = 10,0 − 𝑝"! #
(10 − 𝑝"! # )
2,86 = → 𝑝"! # = 7,41 atm
(𝑝"! # )
El valor de 𝑝"! es:
𝑝"! = (10,0 − 7,41) = 2,59 atm
Considerando comportamiento ideal, la cantidad de H! en el equilibrio es:
2,59 atm · 100 L
𝑝"! = = 3,09 mol H!
(0,082 atm L mol() K () ) · (750 + 273,15) K
El que en el equilibrio haya iguales cantidades de sólido es un dato innecesario, ya que los sólidos no
influyen en el equilibrio mientras exista la mínima cantidad de ellos para que se alcance el equilibrio en
determinadas condiciones de volumen de reactor y temperatura.
6.73. A 817 °C, la Kp de la reacción entre CO2 (g) y un exceso de grafito caliente, C(s), para dar CO(g) es
de 10,0 atm. ¿Cuál es la concentración molar de CO(g) en el equilibrio cuando la presión total a 817 °C es
de 5,00 atm?
a) 0,577
b) 0,202
c) 0,041
d) 0,015
El equilibrio a estudiar es:

C(s) + CO2 (g) ⇄ 2 CO(g)
(𝑝;# )!
𝐾‡ =
(𝑝;#! )
𝑝CBC9l = 𝑝;#! + 𝑝;#
de donde se obtiene que la presión parcial del CO se puede escribir como:
𝑝;#! = 5,00 − 𝑝;#
Sustituyendo en la expresión de la constante 𝐾‡ se obtiene:
(𝑝;# )!
10,0 = → 𝑝;# = 3,66 atm
5,00 − 𝑝;#
Considerando comportamiento ideal, la concentración de CO es:
3,77 atm
[CO] = = 0,0409 mol L()
(0,082 atm L mol() K () ) · (817 + 273,15)K
IV. ÁCIDOS Y BASES

1. TEORÍAS ÁCIDO-BASE: ARRHENIUS, BRÖNSTED & LOWRY Y LEWIS
1.1. La base conjugada del amoniaco es:
a) NH2–
b) NH4+
c) NH3
d) NH2 OH
e) NH4 OH
De acuerdo con la teoría ácido-base de Brönsted-Lowry (1923):

§ Ácido es una especie química capaz de ceder protones a una base.
§ Base es una especie química capaz de aceptar protones de un ácido.
La ecuación química correspondiente a la reacción del NH3 como ácido es:
NH3 (aq) +OH( (aq) D NH!( (aq) + H! O(l)
ácido 1 base 2 base 1 ácido 2
La base conjugada del NH3 es el ion amida, NH!( .

1.2. ¿Cuál de los siguientes óxidos da disolución ácida al disolverlos en agua?

a) Óxido de mercurio(II)
b) Óxido de calcio
c) Pentaóxido de dinitrógeno
d) Óxido de potasio
e) Óxido de litio
Óxidos ácidos son los que al reaccionar con agua son capaces de producir iones H% O. . El elemento que
forma el óxido es no metal o metal de transición con número de oxidación igual o mayor que +3.
La ecuación química correspondiente a la reacción del pentaóxido de dinitrógeno como ácido es:
N! O$ (g) + 2 H! O(l) D 2 NO( .
% (aq) + 2 H% O (aq)
1.3. Solo una de las siguientes afirmaciones es falsa:

a) En la reacción H2 SO4 + BaO → BaSO4 + H2 O, el BaO actúa como base.
b) En la reacción 2 HCl + Na2 CO3 → 2 NaCl + CO2 + H2 O, el Na2 CO3 actúa como base.
c) Las siguientes especies son ácidos de Brönsted: HNO3 , HSO–4 , HS – , NO–2 .
d) Las siguientes especies son bases de Brönsted: HS – , HSO–4 , NH3 , HSO–3 , SO2–
3 .
e) Teóricamente, la teoría de ácido–base de Brönsted–Lowry se puede aplicar a cualquier disolvente.

a) Verdadero. Los dos H+ que libera el H2 SO4 son captados por el O2– procedente de la base BaO.
b) Verdadero. Los dos H+ procedentes del HCl son captados por el CO!(
% procedente de la base Na2 CO3 .
c) Falso. Las especies HNO3 , HSO–4 y HS– se comportan como ácidos ya que ceden H+ según se muestra en
las siguientes ecuaciones químicas:
HNO3 (aq) + H! O(l) D NO( .

% (aq) + H% O (aq)
HSO( !( .
2 (aq) + H! O(l) D SO2 (aq) + H% O (aq)
HS– (aq) + H! O(l) D S2– (aq) + H% O. (aq)

Sin embargo, el NO–2 como no tiene hidrógeno en su estructura solo puede comportarse como base:
NO( .
! (aq) + H% O (aq) D HNO2 (aq) + H! O(l)
d) Verdadero. Las especies HS– , HSO–4 , NH3 , HSO–3 , SO2– +

3 se comportan como bases ya que captan H según
se muestra en las siguientes ecuaciones químicas:
HS– (aq) + H% O. (l) D H! S(aq) + H! O(aq)
HSO( .
2 (aq) + H% O (l) D H2 SO4 (aq) + H! O(aq)
NH% (aq) + H% O. (aq) D NH2. (aq) + H! O(l)
HSO( .
% (aq) + H% O (l) D H2 SO3 (aq) + H! O(aq)
SO!( . (
% (aq) + H% O (l) D HSO% (aq) + H! O(aq)
e) La teoría ácido-base de Brönsted-Lowry se puede aplicar a cualquier disolvente, no como la teoría
acido-base de Arrhenius que es solo aplicable a disoluciones acuosas.
1.4. ¿Qué especie se comporta como ácido según Lewis y no según el criterio de Brönsted-Lowry?
a) NH4+
b) BF3
c) H2 O
d) OH–
§ Según Brönsted-Lowry (1923), ácido es una especie química capaz de ceder protones a una base.
§ Según Lewis (1916), ácido es una especie química que posee huecos electrónicos para poder aceptar
un par de electrones de una base.
Como se observa en su estructura de Lewis, el BF% tiene un hueco electrónico, por tanto, se comporta
como un ácido de Lewis, sin embargo, como no posee ningún átomo de hidrógeno en su estructura es
incapaz de ceder un H. y así comportarse como ácido de Brönsted:

1.5. Según la teoría de Brönsted-Lowry, indique cuál de las siguientes afirmaciones es cierta:
a) Un ácido y su base conjugada reaccionan entre sí dando una disolución neutra.
b) Un ácido y su base conjugada difieren en un protón.
c) El agua es la base conjugada de sí misma.
d) La base conjugada de un ácido fuerte es una base fuerte.
e) Cuanto más débil es un ácido más débil será su base conjugada.
f) Un ácido reacciona con su base conjugada formando la sal correspondiente y agua.
(O.Q.L. Asturias 1994) (O.Q.N. Murcia 2000) (O.Q.L. Cádiz 2019)
a-f) Falso. Según la teoría de Brönsted-Lowry (1923), un ácido es una especie química que cede un protón
a una base y se transforma en su base conjugada, por tanto, el ácido no puede reaccionar con su base
conjugada.
b) Verdadero. Según la teoría de Brönsted, un ácido es una especie química que cede un protón a una
base:
HA + H! O D A( + H% O.
ácido base
c) Falso. Tal como se demuestra en la reacción entre el agua y una base B, la base conjugada del agua es
el ion OH( :
H! O + B D BH. + OH(
a6 b7 a7 b6
d-e) Falso. Cuánto más fuerte es un ácido más débil es su base conjugada. La relación entre las constantes
de ambos viene dada por la expresión:
𝐾§
𝐾„ =
𝐾9
1.6. Un hidróxido metálico anfótero se caracteriza porque es:

a) Soluble en ácidos y bases fuertes pero insoluble en disoluciones acuosas neutras.
b) Soluble en ácidos y bases fuertes y también en disoluciones acuosas neutras.
c) Soluble en ácidos fuertes y en disoluciones acuosas neutras pero insoluble en bases fuertes.
d) Soluble únicamente en exceso de base fuerte.
e) Insoluble en disoluciones acuosas a cualquier valor de pH.
(O.Q.N. Navacerrada 1996)
Un anfótero es una especie que puede comportarse como ácido o como base dependiendo del medio en
el que se encuentre. Si reacciona con ácidos y con bases, quiere decir que se disuelve en disoluciones de
estas sustancias.
Según la teoría de Brönsted-Lowry (1923), un ejemplo típico es el hidróxido de aluminio, Al(OH)3 :
§ Como ácido: Al(OH)3 (aq) + NaOH(aq) D Na[Al(OH)2 ](aq) + H! O(l)
§ Como base: Al(OH)3 (aq) + 3 HCl(aq) D AlCl3 (aq) + 3 H! O(l)

base 1 ácido 2 ácido 1 base 2
1.7. El carácter básico del amoníaco se debe a:

a) Que el nitrógeno tiene grado de oxidación +3.
b) La posición del nitrógeno en el sistema periódico.
c) La ausencia de oxígeno en la molécula.
d) El par de electrones sin compartir del nitrógeno.
(O.Q.L. Murcia 1997) (O.Q.L. Castilla y León 2011) (O.Q.L. Sevilla 2019)
Una base de Lewis es toda especie química que posee pares de electrones solitarios que puede compartir
con un ácido.
Como se observa en su estructura de Lewis, el NH% posee un par de electrones solitarios por lo que se
trata de una base:


1.8. ¿Cuál de los siguientes es un conjunto de especies que podrían actuar como bases de Lewis?
a) CH3 SH, H2 O, BF3
b) OH– , HCl, H+
c) PH3 , CH3 OCH3 , NH3
d) NaOH, MgCl2 , Co3+
e) Ni2+ , NH3 , Cl–
f) PH3 , NH3 , BF3
(O.Q.N. Murcia 2000) (O.Q.N. Sevilla 2010) (O.Q.L. Madrid 2011) (O.Q.L. Madrid 2015)
Base de Lewis es toda especie química que posee pares de electrones solitarios que puede compartir con
un ácido.
a) Falso. Como se observa en las estructuras de Lewis de las especies propuestas, el BF% tiene un hueco
electrónico por lo que se trata de un ácido de Lewis:

b) Falso. Como se observa en las estructuras de Lewis de las especies propuestas, el H. no posee pares
de electrones solitarios por lo que se trata de un ácido de Lewis:

c) Verdadero. Como se observa en las estructuras de Lewis, todas las especies propuestas poseen pares
de electrones solitarios por lo que son bases de Lewis:

d) Falso. Como se observa en las estructuras de Lewis de las especies propuestas, el Co%. es un catión al
que le faltan los electrones externos 4𝑠 por lo que se trata de un ácido de Lewis:

e) Falso. Como se observa en las estructuras de Lewis de las especies propuestas, el Ni!. es un catión al
que le faltan los electrones externos 4𝑠 por lo que se trata de un ácido de Lewis:

f) Falso. Como se observa en las estructuras de Lewis de las especies propuestas, el BF% tiene un hueco
electrónico por lo que se trata de un ácido de Lewis:

1.9. Señale cuál de las siguientes propuestas es la correcta:

a) El catión Fe(II) es un ácido de Lewis más fuerte que el Fe(III).
b) El catión Al3+ es un ácido de Lewis más fuerte que el catión Li+ .
c) Tanto el BF3 como el AlCl3 son susceptibles de actuar como bases de Lewis.
d) Ni el CF4 ni el SiF4 pueden actuar como ácidos.
e) Ninguna de las anteriores afirmaciones es cierta.
a-b) Falso. Los cationes metálicos se comportan como ácidos de Lewis ya que poseen huecos electrónicos.
Así pues, las configuraciones electrónicas de los cationes Fe!. y Fe%. por una parte, y Al%. y Li. por otra,
son, respectivamente, [Ar] 3𝑑1 y [Ar] 3𝑑$ y [Ne] y [He] teniendo vacíos los orbitales 4𝑠 y 4𝑝 los primeros
y orbital 𝑠 y los tres orbitales 𝑝 los segundos, por lo que ambas parejas de cationes son, entre sí, igual de
fuertes como ácidos de Lewis.
c) Falso. Una base de Lewis es una especie química que posee pares de electrones solitarios que puede
compartir con un ácido. Como se observa en las estructuras de Lewis, las especies propuestas no son
bases de Lewis, ya que ni el boro ni el aluminio poseen pares de electrones solitarios que puedan com-
partir, por lo que se ambas se comportan como ácidos de Lewis:

d) Verdadero. Un ácido de Lewis es una especie química que posee huecos electrónicos (orbitales atómi-
cos vacíos) que pueden albergar un par de electrones. Como se observa en las estructuras de Lewis, CF2
y SiF2 , no pueden comportarse como ácidos de Lewis ya que no poseen huecos electrónicos:

1.10. ¿Cuál de las siguientes especies es anfótera?

a) H+
b) CO2–3
c) HCO–3
d) H2 CO3
e) H2
(O.Q.N. Oviedo 2002) (O.Q.L. Asturias 2004) (O.Q.N. Sevilla 2010)
el que se encuentre.
Según la teoría de Brönsted-Lowry (1923), la única de las especies propuestas que puede cumplir esa
condición es el ion hidrogenocarbonato, HCO(
% :
§ Como ácido: HCO( ( !( .

% (aq) + OH (aq) D CO% (aq) + H% O (aq)
§ Como base: HCO( .

% (aq) + H% O (aq) D H! CO% (aq) + H! O(l)
1.11. ¿Cuál es el ácido conjugado del HPO2–

4 (aq)?
a) H3 PO4 (aq)
b) H2 PO–4 (aq)
c) H3 O+ (aq)
d) PO3–
4 (aq)
e) H+ (aq)
f) OH– (aq)
(O.Q.N. Oviedo 2002) (O.Q.L. Asturias 2004) (O.Q.L. Asturias 2008) (O.Q.N. Ávila 2009) (O.Q.L. La Rioja 2009)

La ecuación química correspondiente a la reacción del HPO!(
2 como base es:
HPO!( . (
2 (aq) + H% O (aq) D H! PO2 (aq) + H! O(l)
El ácido conjugado del HPO!( (

2 es el ion dihidrogenofosfato, H! PO2 .
1.12. ¿Por qué el ion OH– es la base más fuerte que existe en disolución acuosa?
a) Porque es la base conjugada del H3 O+ .
b) Porque no hay otras bases más que el ion OH– .
c) Porque los OH– se encuentran siempre en disolución acuosa.
d) Porque el agua reacciona completamente con las bases fuertes para dar iones OH– .
El H! O es el ácido y la base más débil que existe y, por tanto, reacciona con las bases fuertes para producir
iones OH( de acuerdo con la siguiente ecuación:
NaOH(aq) + H! O(l) ® Na. (aq) + OH( (aq)
De acuerdo con la teoría ácido-base de Brönsted-Lowry (1923), el ion OH( es la base conjugada fuerte
del ácido débil H! O.
1.13. El símbolo K b de la especie HS – corresponde a la constante de equilibrio de la reacción:

a) HS – + OH– D S 2– + H2 O
b) HS – + H2 O D H2 S + OH–
c) HS – + H2 O D S 2– + H3 O+
d) HS – + H3 O+ D H2 O + H2 S

La reacción del HS( como base es:
HS( (aq) + H! O(l) D H! S(aq) + OH( (aq)
cuya constante de equilibrio es:

[H! S] [OH( ]
𝐾„ =
[HS( ]
1.14. Identifique los ácidos y las bases, según Lewis, en las siguientes reacciones:
I2 + I – ® I𝟑–
[SnCl3 ]– + Cl– ® [SnCl4 ]2–
Ácidos Bases
–
a) I2 , Cl I – , [SnCl3 ]–
–
b) I2 , [SnCl3 ] Cl– , I –
– –
c) [SnCl3 ] , Cl I – , [SnCl3 ]–
– –
d) [SnCl3 ] , Cl I – , Cl–
De acuerdo con la teoría de Lewis (1916):

§ Ácido es aquella especie química que posee huecos electrónicos (orbitales vacíos) y es capaz de
aceptar un par de electrones de una base.
§ Base es aquella especie química que posee pares de electrones solitarios y es capaz de ceder un
par de electrones a un ácido.
Las estructuras de Lewis de las especies propuestas son:

ácido: I! ácido: [SnCl% ](
Reacción 1 → Ü Reacción 2 → Ü
base: I ( base: Cl(
1.15. ¿En cuál de los siguientes casos el agua actúa como una base de Lewis pero no como una base
según la definición de Brönsted-Lowry?
a) H2 O(l) + HF(g) D H3 O+ (aq) + F – (aq)
b) H2 O(l) + CN– (aq) D OH- (aq) + HCN(aq)
c) H2 O(l) + Cu2+ (aq) D Cu(H2 O)2+ (aq)
d) 2 H2 O(l) + PO3- – –
4 (aq) D 2 OH (aq) + H2 PO4 (aq)
e) H2 O(l) [electrólisis] ® 2 H2 (g) + O2 (g)
§ Según Brönsted-Lowry (1923), base es una especie química capaz de aceptar protones de un ácido.
§ Según Lewis (1916), base es una especie química que posee pares de electrones solitarios que puede
compartir con un ácido.
a) Falso. En la reacción que muestra la ecuación:
H! O(l) + HF(g) D H% O. (aq) + F ( (aq)
el H! O capta un protón procedente del HF por lo que se comporta como base de Brönsted y, además,
comparte un par de electrones solitarios con el H. , por lo que se comporta como base de Lewis.
b) Falso. En la reacción que muestra la ecuación:
H! O(l) + CN( (aq) D OH( (aq) + HCN(aq)
el H! O cede un protón al CN( por lo que se comporta como ácido de Brönsted, pero no comparte un par
de electrones solitarios, por lo que no se comporta como base de Lewis.
c) Verdadero. En la reacción que muestra la ecuación:
H! O(l) + Cu!. (aq) D Cu(H! O)!. (aq)
el H! O comparte un par de electrones solitarios con el Cu!. y se comporta como base de Lewis, sin em-
bargo, no capta protones, por lo que no se comporta como base de Brönsted.
d) Falso. En la reacción que muestra la ecuación:
2 H! O(l) + PO%( ( (
2 (aq) D 2 OH (aq) + H! PO2 (aq)
el H! O cede un protón al ion fosfato por lo que se comporta como ácido de Brönsted, pero no comparte
un par de electrones solitarios, por lo que no se comporta como base de Lewis.
e) Falso. La reacción que muestra la ecuación:
2 H! O(l) ® 2 H! (g) + O! (g)
es de oxidación-reducción, no de ácido-base.

1.16. Indique cuál de los siguientes pares iónicos representa un ácido y su base conjugada.
a) NH3 /NH4+
b) SO2– –
3 /OH
c) HSO–3 /SO2–
3
d) H2 SO4 /H3 O+
(O.Q.L. Madrid 2005) (O.Q.L. La Rioja 2005) (O.Q.L. Málaga 2019)

De los propuestos, el par HSO( !(
% /SO% es el único que cumple la condición de ser ácido/base conjugada:
HSO( !( .
% (aq) + H! O(l) ® SO% (aq) + H% O (aq)
1.17. En la siguiente reacción:

HPO2– + –
4 + NH4 ® H2 PO4 + NH3
2–
a) El ion HPO4 actúa como ácido de Brönsted-Lowry.
b) El ion NH4+ actúa como ácido de Lewis.
c) El ion HPO2–
4 actúa como ácido de Lewis.
+
d) El ion NH4 actúa como ácido de Brönsted-Lowry.

El comportamiento del ion HPO!(
2 es:
HPO!( ( (
2 (aq) + H! O(l) D H! PO2 (aq) + OH (aq)
§ HPO!–
2 capta un protón del H! O y se comporta como base de Brönsted.
El comportamiento del ion NH2. es:

NH2. (aq) + H! O(l) D NH% (aq) + H% O. (aq)
§ NH2. cede un protón al H! O y se comporta como ácido de Brönsted.
En este caso, la teoría de Lewis no explica el comportamiento de ninguno de los iones propuestos como
ácido o base.
1.18. Para que una molécula o ion actúe como ácido de Lewis se tiene que cumplir que:
a) Pueda ceder pares de electrones.
b) Pueda ceder grupos OH– .
c) Tenga orbitales vacíos de baja energía.
d) Pueda aceptar protones.
Según la teoría de Lewis (1916), ácido es una especie química con huecos electrónicos capaz de aceptar
un par electrones de una base. Tener huecos electrónicos equivale a tener orbitales atómicos vacíos en
los que poder albergar el par de electrones de la base.
1.19. Indique la respuesta correcta:

a) Los ácidos de Lewis también lo son de Brönsted.
b) Los ácidos de Lewis son también ácidos de Arrhenius.
c) Las bases de Brönsted son también bases de Arrhenius.
d) Las bases de Lewis también lo son de Brönsted.
Las teorías ácido-base de los diferentes científicos los definen como:

Teoría Ácido Base
Arrhenius Sustancia que en disolución acuosa es Sustancia que en disolución acuosa es
(1884) capaz de ceder iones H. capaz de ceder iones OH(
Brönsted Especie química que es capaz de ceder Especie química que es capaz de cap-
(1923) iones H. tar iones H.
Especie química con orbitales atómi- Especie química con pares de electro-
Lewis
cos vacíos que es capaz de aceptar un nes solitarios que es capaz de cederlos
(1916)
par de electrones para compartir para compartir
a-b) Falso. Un catión metálico es un ácido de Lewis, pero no es ácido de Brönsted o de Arrhenius.
c) Falso. El ion hidrogenocarbonato, HCO( .
% , sí que es base de Brönsted ya que puede captar un H :
HCO( .
sin embargo, no es base de Arrhenius ya que no puede ceder un OH( .
d) Verdadero. El amoniaco, NH% , sí que es base de Brönsted ya que puede captar un H. :
NH% (aq) + H% O. (aq) D NH2. (aq) + H! O(l)
y además, es base de Lewis ya que posee un par de electrones solitario que puede ceder para compartir:
HH
(+) (+)
:
:
:
:
(+) (+)
H :HN: :NH: H
H H+ + H :HN: :NH: H
:
:
:
:
HH HH
1.20. La definición de base como sustancia capaz de aceptar protones se debe a:

a) Arrhenius
b) Lavoisier
c) Lewis
d) Brönsted
Esta definición de base fue propuesta independientemente por J.N. Brönsted y T.M. Lowry en 1923.
1.21. En el proceso:
NH4+ + 2 H2 O D NH4 OH + H3 O+
¿Cuál de las siguientes afirmaciones es verdadera?
a) El NH4+ es un ion neutro.
b) El NH4+ se comporta como ácido.
c) El NH4+ se comporta como base.
d) El H3 O+ es una base.
La ecuación química propuesta corresponde a la reacción de hidrólisis del ion NH2. que explica el com-
portamiento de este como ácido de Brönsted ya que cede protones.
1.22. ¿Cuántos enlaces covalentes dativos hay en una molécula de NH3 ?

a) Tres
b) Dos
c) Ninguno
d) Uno
La estructura de Lewis de la molécula de amoniaco es:

Todos los enlaces del NH3 son enlaces covalentes convencionales y no presenta ningún covalente dativo.
No obstante, como tiene un par de electrones solitarios sobre el átomo de nitrógeno se comporta como
base de Lewis y sí que podrá formar un enlace covalente dativo convirtiéndose en el ion amonio, NH2. .
1.23. Los ácidos conjugados y sus respectivas reacciones ácido-base de HS – , NH3 y H2 O son:
a) S 2– + H2 O D HS – + H3 O+ b) H2 S + H2 O D HS – + H3 O+
NH3 + H2 O D NH4+ + OH– NH4+ + H2 O D NH3 + H3 O+
+ +
H3 O + H2 O D H2 O + H3 O H3 O+ + H2 O D H2 O + H3 O+
c) H2 S + H2 O D HS – + H3 O+ d) HS – + H2 O D S 2– + H3 O+
+
NH3 + H2 O D NH4 + OH –
NH4+ + H2 O D NH3 + H3 O+
– +
OH + H2 O D H3 O H3 O+ + H2 O D H2 O + H3 O+
e) H2 S + H2 O D HS – + H3 O+
NH3 + OH( D NH4+ + H+
H3 O+ + H2 O D H2 O + H3 O+

La reacción del HS( como base es:
H! S + H! O D HS( + H% O.
a1 b2 b1 a2
La reacción del NH% como base es:

NH2. + H! O D NH% + H% O.
a1 b2 b1 a2
La reacción del H! O como base es:

H% O. + H! O D H! O + H% O.
a1 b2 b1 a2
1.24. Las propiedades ácido-base de los óxidos CaO, Al2 O3 , ZnO, CrO3 , SO2 son:
a) Básico, básico, básico, ácido, ácido.
b) Básico, anfótero, básico, ácido, ácido.
c) Básico, anfótero, anfótero, ácido, ácido.
d) Básico, anfótero, anfótero, básico, ácido.
e) Básico, ácido, anfótero, ácido, ácido.

§ Óxidos ácidos son aquellos que al reaccionar con agua son capaces de producir iones H% O. . El elemento
que forma el óxido es no metal o metal de transición con número de oxidación igual o mayor que +3.
De los óxidos propuestos cumplen esa condición:
Al! O% (s) + 3 H! O(l) D 2 AlO( .
! (aq) + 2 H% O (aq)
CrO% (s) + H! O(l) D HCrO( .

2 (aq) + H% O (aq)
SO% (g) + H! O(l) D HSO( .

2 (aq) + H% O (aq)
ZnO(s) + 2 H! O(l) D HZnO( .
! (aq) + H% O (aq)
§ Son óxidos básicos aquellos que al reaccionar con agua son capaces de producir iones OH( . El elemento
que forma el óxido es un metal alcalino o alcalinotérreo. De los óxidos propuestos cumplen esa condición:
CaO(s) + 2 H. (aq) D Ca!. (aq) + H! O(l)
Al! O% (s) + 6 H. (aq) D 2 Al%. (aq) + 3 H! O(l)

ZnO(s) + 2 H. (aq) D Zn!. (aq) + H! O(l)

§ Son óxidos anfóteros aquellos que son capaces de comportarse como ácidos y como bases dependiendo
del medio en el que se encuentren. De los óxidos propuestos son, Al! O% y ZnO.

HF(aq) + H2 O(l) D F – (aq) + H3 O+ (aq)
a) La base es F – .
b) El ácido conjugado es H3 O+ y la base conjugada es F – .
c) El ácido es H3 O+ .
d) La base conjugada es el H2 O y el ácido conjugado es H3 O+ .

HF(aq) + H! O(l) D F ( (aq) + H% O. (aq)
1.26. ¿Cuántos enlaces covalentes dativos hay en el ion NH4+ ?

a) 2
b) 3
c) 4
d) 1
El ion amonio, NH2. , se forma cuando se unen por medio de un enlace covalente dativo el NH% y el ion H. .
El NH% (base de Lewis) posee un par de electrones solitario que el H. (ácido de Lewis) puede aceptar
para compartir:

1.27. ¿Cuál es el ácido conjugado del HSO–3 (aq)?

a) H2 SO3 (aq)
b) H2 SO2–
3 (aq)
c) H+ (aq)
d) SO2–
3 (aq)

La ecuación química correspondiente a la reacción del HSO(
% como base es:
HSO( .
% (aq) + H% O (aq) D H! SO% (aq) + H! O(l)
El ácido conjugado del HSO(

% es el ácido sulfuroso, H! SO% .
(Cuestión similar a la propuesta en Oviedo 2002, Asturias 2004 y 2008).
1.28. En la siguiente reacción:

AgCl(s) + 2 NH3 (aq) D Ag(NH3 )2 Cl(aq)
¿Qué especie química actúa como ácido de Lewis?
a) NH3
b) AgCl
c) Ag +
d) Cl–
Un ácido de Lewis es una especie química que posee huecos electrónicos (orbitales atómicos vacíos) que
pueden albergar un par de electrones. Como se observa en las estructuras de Lewis de las especies pro-
puestas, la única que cumple esa condición es el ion Ag . , ya que posee huecos electrónicos:

1.29. Según la teoría de Brönsted-Lowry, ¿cuál de las siguientes afirmaciones es correcta?

a) HSO–4 y SO2– 3 pueden actuar como ácidos.
b) SO2–
3 , S 2–
y CO 2–
3 pueden actuar como bases.
c) H3 O , HClO4 y HCO–3 pueden actuar como sustancias anfóteras.
+
d) Todas son correctas.



a) Falso. Como se observa en la siguiente ecuación, HSO(
2 cede un protón y se comporta ácido de Brönsted,
mientras que SO!(% no puede ceder protones:
HSO( !( .
2 (aq) + H! O(l) D SO2 (aq) + H% O (aq)
b) Verdadero. Como se observa en las siguientes ecuaciones, las tres especies captan protones y se com-
portan como bases:
SO!( ( (
% (aq) + H! O(l) D HSO% (aq) + OH (aq)
S!( (aq) + H! O(l) D HS( (aq) + OH( (aq)

CO!( ( (
% (aq) + H! O(l) D HCO% (aq) + OH (aq)
c) Falso. Anfóteros son especies que pueden comportarse como ácidos o bases dependiendo del medio
en el que se encuentren.
De las tres especies propuestas, la única que es un anfótero es el ion HCO(
% :
§ Como ácido: HCO( ( !( .

% (aq) + OH (aq) D CO% (aq) + H% O (aq)
§ Como base: HCO( .

1.30. ¿Cuál es la base conjugada de HSO–4 (aq)?

a) H+ (aq)
b) H2 SO4 (aq)
c) OH– (aq)
d) SO2–
4 (aq)
La ecuación química correspondiente a la reacción del HSO(
2 como ácido es:
HSO( !( .
2 (aq) + H! O(l) D SO2 (aq) + H% O (aq)
La base conjugada del HSO( !(

2 es el ion sulfato, SO2 .
(Cuestión similar a las propuestas en Oviedo 2002; Asturias 2004 y 2008; La Rioja 2008 y 2009, 2012 y
Ávila 2009).
1.31. De los siguientes óxidos Na2 O, CaO, Al2 O3 y P2 O5 puede afirmarse que:
a) Todos son muy solubles en agua.
b) Sus disoluciones acuosas tendrán carácter básico.
c) Sus disoluciones acuosas tendrán carácter ácido.
d) La disolución acuosa contendrá iones H3 O+ .
a) Falso. Los óxidos CaO y Al! O% son insolubles en agua.

b-c) Falso. De acuerdo con la teoría ácido-base de Brönsted-Lowry (1923), los óxidos Na! O y CaO al reac-
cionar con agua son capaces de captar iones H. :
Na! O(s) + 2 H. (aq) ® 2 Na. (aq) + H! O(l)
CaO(s) + 2 H. (aq) D Ca!. (aq) + H! O(l)

§ El óxido P! O$ al reaccionar con agua es capaz de producir iones H% O. :

P! O$ (s) + 3 H! O(l) ® H% PO2 (aq) D H! PO( .
2 (aq) + H% O (aq)
§ El óxido Al! O% es un anfótero, capaz de comportarse como ácido y como base dependiendo del medio
en el que se encuentren:
Al! O% (s) + 3 H! O(l) D 2 AlO( .
! (aq) + 2 H% O (aq)
Al! O% (s) + 6 H. (aq) D 2 Al%. (aq) + 3 H! O(l)

d) Falso. Según se ha visto en el apartado anterior las disoluciones de estos óxidos pueden contener iones
H% O. o iones OH( .
1.32. Según la teoría de Brönsted-Lowry, ¿cuál de las siguientes afirmaciones es correcta?

a) NH4+ y CO2–
3 pueden actuar como bases.
b) HCN, HCO–3 y HSO–4 pueden actuar como sustancias anfóteras.
c) HPO2– – +
4 , HCO3 y H3 O pueden actuar como ácidos.
d) Todas son incorrectas.

a) Falso. El ion NH2. solo puede comportarse como ácido:
El ion CO!(
% solo puede comportarse como base:
CO!( . (
% (aq) + H% O (aq) D HCO% (aq) + H! O(l)
b) Falso. Los iones HCO( (
% y HSO2 son anfóteros ya que son especies que pueden comportarse como ácidos
o bases dependiendo del medio en el que se encuentren.
§ HCO(
% :
Como ácido: HCO( !( .
% (aq) + H! O(l) D CO% (aq) + H% O (aq)
Como base: HCO( (
% (aq) + H! O(l) D H! CO% (aq) + OH (aq)
§ HSO(
2 :
Como ácido: HSO( !( .
2 (aq) + H! O(l) D SO2 (aq) + H% O (aq)
Como base: HSO( (
2 (aq) + H! O(l) D H! SO2 (aq) + OH (aq)
§ El HCN solo puede comportarse como ácido:
HCN(aq) + H! O(l) D CN( (aq) + H% O. (aq)
(
c) Verdadero. Los iones HPO!( .
2 , HCO% y H% O son especies ceden un protón y se comportan como ácidos:
%(
HPO!( .
2 (aq) + H! O(l) D PO2 (aq) + H% O (aq)
HCO( !( .
% (aq) + H! O(l) D CO% (aq) + H% O (aq)
H% O. (aq) + OH( (aq) D H! O(l) + H! O(l)
1.33. ¿Qué metal se encuentra en la vitamina B12 ?

a) Co
b) K
c) Fe
d) No tiene metales en su estructura.
La vitamina B12 o ciaonocobalamina es un compuesto que presenta un ion Co%.

que se comporta como ácido de Lewis y que se encuentra unido mediante un en-
lace coordinado a un grupo ciano y a un macrociclo corrina que actúan como bases
de Lewis.
Su estructura molecular y, la de otras sustancias de interés biológico, fue estable-
cida mediante difracción de RX por Dorothy Crowfoot Hodgkin en 1955 por lo que
fue galardonada con el Premio Nobel de Química en 1964.
1.34. La molécula de amoníaco puede formar enlace covalente coordinado con la siguiente especie:
a) K +
b) F –
c) BF𝟑
d) H2 O
e) Cl–
f) H+
(O.Q.N. El Escorial 2012) (O.Q.L. Jaén 2016)
El enlace covalente coordinado o dativo es aquel que se produce entre una base y un ácido de Lewis.
Una base de Lewis es una especie química que posee pares de electrones solitarios para compartir; y un
ácido de Lewis es una especie química que posee huecos electrónicos en los que albergar pares de elec-
trones solitarios.
De acuerdo con la estructura Lewis de la molécula, el amoníaco, NH% , es una base:

que se podrá unir mediante un enlace covalente coordinado con la especie propuesta que sea un ácido de
Lewis.
Las estructuras de Lewis de las especies propuestas son:

ácido de Lewis base de Lewis ácido de Lewis base de Lewis base de Lewis ácido de Lewis

El K . no puede actuar como ácido de Lewis ya que no dispone de orbitales vacíos de baja energía, orbi-
tales 𝑑, que puedan aceptar fácilmente pares de electrones.
Las respuestas correctas son c y f.

1.35. ¿Qué molécula es un ácido de Lewis?

a) H2 O
b) CH4
c) PF5
d) BH3
e) NCl3
De acuerdo con la teoría ácido-base propuesta por Lewis:

§ Ácido es aquella especie química que posee huecos electrónicos (orbitales vacíos) y es capaz de
aceptar un par de electrones de una base.
§ Base es aquella especie química que posee pares de electrones solitarios y es capaz de ceder un
par de electrones a un ácido.
Las estructuras de Lewis de las cinco moléculas propuestas son:

A la vista de dichas estructuras, la única sustancia que puede clasificarse como ácido es BH% .
1.36. ¿Cuál de los siguientes grupos de especies pueden comportarse como bases de Lewis?
a) Ba(OH)2 , NaCl, Fe3+
b) NH3 , PH3 , H2 O
c) CH3 CH2 OH, Co2+ , HCl
d) CH3 OCH3 , BF3 , NH3
Base de Lewis es una especie química que posee pares de electrones solitarios que puede compartir.
a) Falso. Como se observa en las estructuras de Lewis de las especies propuestas, el Fe%. es un catión al
que le faltan los electrones 4𝑠 externos, por tanto, se comporta como un ácido de Lewis:

b) Verdadero. Como se observa en las estructuras de Lewis, todas las especies propuestas tienen pares
solitarios y se comportan como bases de Lewis:

c) Falso. Como se observa en las estructuras de Lewis de las especies propuestas, el Co!. es un catión al
que le faltan los electrones 4𝑠 externos, por tanto, se comporta como un ácido de Lewis:

d) Falso. Como se observa en las estructuras de Lewis de las especies propuestas, el BF% tiene un hueco
electrónico, por tanto, se comporta como un ácido de Lewis:

1.37. ¿Cuál es el ácido conjugado del HAsO2–

4 ?
+
a) H3 O
b) AsO3–
4
c) H3 AsO4
d) H2 AsO–4

La ecuación química correspondiente al comportamiento de HAsO!(
2 como base es:
HAsO!( . (
2 (aq) + H% O (aq) D H! AsO2 (aq) + H! O(l)
El ácido conjugado del HAsO( (

2 es el ion dihidrogenoarseniato, H! AsO2 .
(Cuestión similar a la propuesta en Oviedo 2002 cambiando P por As).
1.38. De acuerdo con las siguientes ecuaciones:

H2 CO3 (aq) + H2 O(l) D HCO–3 (aq) + H3 O+ (aq)
HCO–𝟑 (aq) + H2 O(l) D CO2– +
3 (aq) + H3 O (aq)
–
¿Cuál es la base conjugada de HCO3 ?
a) H2 CO3 (aq)
b) H2 O(l)
c) H3 O+ (aq)
d) CO2–
3 (aq)

En la primera ecuación:
H! CO% (aq) + H! O(l) D HCO( .
% (aq) + H% O (aq)
el ion HCO(
% es la base conjugada del ácido H! CO% .
En la segunda ecuación:
HCO( !( .
% (aq) + H! O(l) D CO% (aq) + H% O (aq)
el ion HCO( !(
% se comporta como ácido y su base conjugada es el ion CO% .
1.39. La base conjugada del H2 PO–4 es:

a) PO3–
4
b) HPO–4
c) H3 PO4
d) HPO2–4


La ecuación química correspondiente a la reacción del H! PO(
2 como ácido es:
H! PO( !( .
2 (aq) + H! O(l) D HPO2 (aq) + H% O (aq)
La base conjugada del H! PO( !(

2 es el ion hidrogenofosfato, HPO2 .
(Cuestión similar a la propuesta en Oviedo 2002, Asturias 2004 y otras).
1.40. Uno de estos compuestos orgánicos forma disoluciones básicas cuando se disuelve en agua:
a) N(CH3 )3
b) CH3 COOH
c) CH3 OH
d) CH3 CH2 CHO
e) CH3 NH2
f) CH4
g) CH3 CH2 OCH2 CH3
(O.Q.L. Madrid 2014) (O.Q.N. Valencia 2020)

De las especies propuestas, las que en disolución acuosa se comportan como base con N(CH3 )3 y CH3 NH2 :
N(CH3 )3 (aq) + H! O(l) D (CH3 )3 NH. (aq) + OH– (aq)
CH3 NH2 (aq) + H! O(l) D (CH3 NH%. (aq) + OH– (aq)

Las respuestas correctas son a y e.
1.41. De las siguientes proposiciones, una es falsa:

a) El ácido acético en agua tiene carácter ácido porque el disolvente se comporta como base.
b) El ácido acético en benceno no tiene carácter ácido porque el disolvente no se comporta como base.
c) El ácido acético en cualquier disolvente tiene carácter ácido.
d) El amoniaco en agua tiene carácter básico porque el disolvente se comporta como ácido.
e) El ácido acético es un ácido débil y el ion acetato también es una base débil.
a) Verdadero. El equilibrio correspondiente a la ionización del ácido acético en disolución acuosa viene
dado por la siguiente ecuación:
De acuerdo con la teoría de Brönsted-Lowry (1923), el CH% COOH cede un protón y se comporta como
ácido, mientras que, el H! O capta un protón y se comporta como base.
b) Verdadero. De acuerdo con la teoría de Brönsted, es imposible que el CH% COOH se comporte como
ácido y ceda un protón al benceno, C1 H1 , que no puede captarlo y comportarse como base.
c) Falso. Según se ha visto en el apartado anterior.
d) Verdadero. El equilibrio correspondiente a la ionización del amoniaco en disolución acuosa viene dado
por la siguiente ecuación:
NH% (aq) + H! O(l) D NH2. (aq) + OH( (aq)

De acuerdo con la teoría de Brönsted, el NH% capta un protón y se comporta como base, mientras que, el
H! O cede un protón y se comporta como ácido.
e) Verdadero. El ácido acético es un ácido débil (𝐾9 = 1,8·10($ ), y el ion acetato, su base conjugada, es
una base más débil todavía (𝐾„ = 5,6·10()P ).
1.42. Respecto a las especies HSO–4 y SO2–4 :

–
1. HSO4 tiene carácter ácido.
2. SO2–
4 es la base conjugada del ácido sulfúrico.
3. Si se disuelve en agua una sal de SO2–4 la disolución tendrá un pH mayor que 7.
4. Forman un par ácido/base conjugado.
Son ciertas las afirmaciones:
a) 1 y 4
b) 2 y 3
c) 3
d) Todas

1-4. Cierto. El HSO(
2 se comporta como ácido débil según la ecuación:
HSO( !( .
2 (aq) + H! O(l) D SO2 (aq) + H% O (aq)
De acuerdo con la teoría de Brönsted-Lowry, HSO( !(

2 y SO2 forman un par ácido/base conjugado.
2. Falso. Se ha visto en el apartado anterior, la especie SO!( (
2 es la base conjugada del HSO2 .
H! SO2 (aq) + H! O(l) ® HSO( .

2 (aq) + H% O (aq)
3. Falso. La constante de basicidad del SO!( (

2 es muy pequeña ya que la constante acidez del HSO2 es muy
elevada (𝐾a2 = 10(! ), esto motiva que este ion apenas sufra hidrólisis y sea el catión que le acompaña en
la sal el responsable de la acidez del medio.
1.43. El concepto de par ácido/base conjugado tiene gran importancia para la comprensión de los fenó-
menos ácido-base. ¿Cuáles serán las bases conjugadas de las siguientes sustancias cuando actúan como áci-
dos: H2 O, OH– , NH3 , HS – ?
a) OH– , O2– , NH2– , S 2–
b) H3 O+ , H2 O, NH4+ , H2 S
c) OH– , O2– , NH2– , H2 S
d) H3 O+ , H2 O, NH4+ , S 2–

§ La ecuación química correspondiente a la reacción del H! O como ácido es:
H! O + H! O D OH( + H% O.
a1 b2 b1 a2
§ La ecuación química correspondiente a la reacción del OH( como ácido es:

OH( + H! O D O!( + H% O.
a1 b2 b1 a2
§ La ecuación química correspondiente a la reacción del NH% como ácido es:

NH% + OH( D NH!( + H! O
a1 b2 b1 a2
§ La ecuación química correspondiente a la reacción del HS( como ácido es:

HS( + H! O D S!( + H% O.
a1 b2 b1 a2
1.44. ¿Cuál de las siguientes es una especie iónica?

a) Fosfonio
b) Ozono
c) Arsano
d) Metano
e) Borano

El ion fosfonio, PH2. , es el ácido conjugado de la base débil PH% :
PH2. (aq) + H! O(l) D PH% (aq) + H% O. (aq)
1.45. El símbolo K a (HS – ) es la constante de equilibrio para la reacción:

a) HS – (aq) + OH– (aq) D S 2– (aq) + H2 O(l)
b) HS – (aq) + H2 O(l) D H2 S(aq) + OH– (aq)
c) HS – (aq) + H2 O(l) D S 2– (aq) + H3 O+ (aq)
d) HS – (aq) + H3 O+ (aq) D H2 S(aq) + H2 O(l)

La ecuación química correspondiente a la reacción del HS( como ácido es:
HS( + H! O D S!( + H% O.
a1 b2 b1 a2
cuya constante de equilibrio es:

[S!( ] [H% O. ]
𝐾9 =
[HS( ]
(Cuestión similar a la propuesta en Madrid 2003 y La Rioja 2004).

1.46. Muchas proteínas utilizan cationes metálicos para realizar su función. Una de estas proteínas es
la anhidrasa carbónica (también denominada carbonato deshidratasa), que es una enzima que cataliza la
interconversión de CO2 y agua en iones hidrogenocarbonato y oxidanio. Esta enzima utiliza un ion Zn2+
para llevar a cabo la reacción. ¿Cuál es el papel del catión?
a) Es un ácido de Lewis.
b) Es una base de Lewis.
c) Aumenta el valor del pK a de la molécula de agua en el centro activo.
d) El catión sufre una reacción redox.
La configuración electrónica abreviada del Zn (𝑍 = 30) es [Ar] 4𝑠 ! 3𝑑)P y si cede los dos electrones del
orbital 4𝑠, este se queda vacío, y se transforma en el ion Zn!. cuya configuración electrónica es [Ar] 3𝑑)P
con una distribución de los electrones en los orbitales 3𝑑:
4𝑠 3𝑑
¯ ¯ ¯ ¯ ¯
De acuerdo con la teoría ácido-base propuesta por Lewis, un ácido es aquella especie química que posee
huecos electrónicos (orbitales vacíos) y es capaz de aceptar un par de electrones de una base, por lo que
el ion Zn!. es un ácido de Lewis.
1.47. En las siguientes ecuaciones, identifique a la especie ácida en el lado izquierdo:

(1) HClO + H2 O D ClO– + H3 O+
(2) OHNH2 + H2 O D OHNH3+ + OH–
(3) NH4+ + H2 O D NH3 + H3 O+
(4) PO3– – 2–
4 + H2 PO4 D 2 HPO4
+ 3–
a) HClO, OHNH2 , NH4 , PO4
b) H2 O, OHNH2 , H2 O, PO3– 4
c) HClO, H2 O, NH4 , H2 PO–4
+
d) H2 O, H2 O, H2 O, PO3–
4

La identificación de las especies de cada reacción es:
(1) HClO + H2 O D ClO( + H3 O+
a1 b2 b1 a2
(2) OHNH2 + H2 O(l) D OHNH3+ + OH(

b1 a2 a1 b2
(3) NH4+ + H2 O D NH3 + H3 O+

a1 b2 b1 a2
(4) PO3( ( 2(
4 + H2 PO4 D 2 HPO4
b1 a2 a1/b2

1.48. De las siguientes especies en disolución acuosa:

I. H3 PO4 II. PO3–
4 III. H2 PO–4
¿cuál de ellas es anfótera?
a) H3 PO4
b) PO3–
4
c) H2 PO–4
d) Ninguna
el que se encuentre.
La única de las especies propuestas que puede cumplir esa condición es el ion dihidrogenofosfato, H! PO(
2 :
§ Como ácido: H! PO( ( !( .

2 (aq) + OH (aq) D HPO2 (aq) + H% O (aq)
§ Como base: H! PO( .

2 (aq) + H% O (aq) D H% PO2 (aq) + H! O(l)
(Cuestión similar a la propuesta en Oviedo 2002, Asturias 2004 y otras).
1.49. La piridina, C5 H5 N, es un compuesto orgánico aromático ampliamente usado como di-

solvente, que tiene carácter básico y cuya fórmula estructural se muestra. De acuerdo con la
teoría ácido-base de Brönsted–Lowry, su ácido conjugado es:
a) C5 H5 NH+
b) C5 H5 N–
c) C4 H4 N2
d) C5 H5 NOH+

La ecuación química correspondiente a la reacción del C$ H$ N como base es:
C$ H$ N(aq) + H% O. (aq) D C$ H$ NH. (aq) + H! O(l)
El ácido conjugado del C$ H$ N es el ion piridinio, C$ H$ NH. .

1.50. El olor de las axilas está provocado porque las bacterias presentes generan entre otros, el ácido
3-metil-2-hexenoico, a partir del sudor. Por ello podría ser una buena idea utilizar como desodorante:
a) Algún ácido débil, para que desplace el equilibrio químico.
b) Agua de mar, para que se forme una sal con los iones Na+ .
c) Una nanoemulsión bifásica de tamaño de gota mínimo.
d) Hidrogenocarbonato de sodio, del que se utiliza contra el ardor de estómago.
Según la teoría de Brönsted-Lowry (1923), para eliminar un ácido, RCOOH, se le puede neutralizar con
una base como el ion hidrogenocarbonato, HCO(% , procedente del hidrogenocarbonato de sodio.
HCO( . ( .
% (aq) + Na (aq) + RCOOH(aq) D H! CO% (aq) + RCOO (aq) + Na (aq) + H! O(l)
1.51. Observe el siguiente equilibrio e indique la proposición correcta:

H2 PO–4 + HCl D H3 PO4 + Cl–
a) Se trata de un equilibrio redox.
b) Cl– y H2 PO–4 actúan como bases de Brönsted y Lowry en el equilibrio propuesto.
c) La especie H2 PO–4 siempre actúa como base.
d) El ion Cl– es una especie anfótera.

En la ecuación propuesta, las especies H! PO( –
2 y Cl actúan como bases:
H! PO( –
2 (aq) + HCl(aq) D H3 PO4 (aq) + Cl (aq)
La especie H! PO(2 es un anfótero, especie que puede comportarse como ácido o como base dependiendo
del medio en el que se encuentre.
2. AUTODISOCIACIÓN DEL AGUA Y pH

2.1. A 60 °C el agua destilada tiene pH = 6,51 y, por tanto:
a) La concentración de OH– no es igual a la de H3 O+ .
b) El valor de K w es (10–6,51 )2 .
c) La reacción H2 O D OH– + H3 O+ es exotérmica.
d) Debe cumplirse la ecuación pH + pOH = 14.
e) Es imposible, el agua neutra debe tener pH = 7.
(O.Q.N. Almería 1999) (O.Q.L. Asturias 2008) (O.Q.L. La Rioja 2013) (O.Q.L. Jaén 2017)
a) Falso. Para el agua se cumple que a cualquier temperatura:

[H% O. ] = [OH( ]
b) Verdadero. Para el equilibrio de disociación del agua a determinada temperatura:
2 H! O(l) D H% O. (aq) + OH( (aq)
la constante de equilibrio viene dada por la expresión:
𝐾§ = [H% O. ] [OH( ]
Como para el agua se cumple siempre que:
[H% O. ] = [OH( ] ® 𝐾§ = [H% O. ]!
De acuerdo con el concepto de pH, en este caso:
[H% O. ] = 10–‡" = 10(1,$) M
Sustituyendo en la expresión de la constante de equilibrio se tiene que:
𝐾§ = (10(1,$) )!
c) Falso. Sabiendo que, 𝐾§ = (10(1,$) )! a 60 °C y 𝐾§ = 10()2 a 25 °C, dado que el valor de 𝐾§ disminuye
al aumentar la temperatura, se concluye que la reacción de autoprotólisis del agua es un proceso endo-
térmico.
d) Falso. La expresión:
pH + pOH = 14
se obtiene a partir de:
𝐾§ = [H% O. ] [OH( ] = 10()2
y ese valor de la constante 𝐾§ es válido solo a la temperatura de 25 °C.
e) Falso. De acuerdo con el producto iónico del agua a 60 °C:
𝐾§ = [H% O. ] [OH( ] = 10()%,!
[H% O. ] = [OH( ]
[H% O. ]! = 10()%,! ® [H% O. ] = 10(1,$) M
A esta temperatura, el agua neutra tiene un pH:
pH = –log (10(1,$) ) = 6,51.
2.2. Indique cuál de las siguientes proposiciones es falsa respecto del agua:
a) Es una sustancia anfótera.
b) En algunas sales produce hidrólisis.
c) Su producto iónico es igual a 10–𝟏𝟒 a cualquier temperatura.
d) Su pH es 7.
El equilibrio de ionización del agua es:

2 H! O(l) D H% O. (aq) + OH( (aq)
El producto iónico del agua a 25 °C, 𝐾§ , es:
𝐾§ = [H% O. ] [OH( ] = 10()2
un valor constante que solo depende de la temperatura. Si cambia la temperatura cambia el valor de dicha
constante.
2.3. Una disolución tiene pH = 10,82. La concentración de OH– de dicha disolución es:
a) 1,5·10–5 M
b) 1,5·10–11 M
c) 6,6·10–10 M
d) 6,6·10–4 M
(O.Q.L. Madrid 2003) (O.Q.L. La Rioja 2004) (O.Q.L. La Rioja 2006) (O.Q.L. Castilla y León 2010)
La relación entre el pH y el pOH de una disolución viene dada por la expresión:

pH + pOH = 14,0 ® pOH = 14,0 – 10,82 = 3,18
De acuerdo con el concepto de pOH:
[OH( ] = 10(‡#" = 10(%,)F M = 6,6·10(2 M
2.4. Referente al equilibrio de disociación iónica del agua, indique cuál de las siguientes afirmaciones
es correcta:
a) El agua solo puede actuar como ácido.
b) El agua solo puede actuar como base.
c) El agua solo puede actuar como ácido o como base dependiendo de las sustancias con las que reaccione.
d) Para una disolución de un ácido en agua, la constante del producto iónico del agua, K w , es igual al
cuadrado de la concentración de protones, K w = [H3 O+ ]2 .
e) El pH se define como el logaritmo decimal cambiado de signo de la constante del producto iónico del
agua, pH = –log K w .
El equilibrio de disociación del agua a determinada temperatura es:

2 H! O(l) D H% O. (aq) + OH( (aq)
la constante de equilibrio, producto iónico del agua, viene dada por la expresión:
𝐾§ = [H% O. ] [OH( ]
En el equilibrio se cumple que [H% O. ] = [OH( ], por lo que el agua es una sustancia anfótera, que de
acuerdo con la teoría ácido-base de Brönsted-Lowry (1923), se comporta como ácido o como base de-
pendiendo de cuál sea la sustancia a la que se enfrente.
2.5. ¿Cuál de las siguientes afirmaciones es falsa?

a) En el agua en condiciones ideales, se cumple [H3 O+ ] = [OH– ].
b) Al aumentar la concentración de H+ aumenta el pH.
c) Al aumentar la concentración de H+ aumenta el pOH.
d) La escala de valores de pH hasta 14 no se puede aplicar a todos los disolventes.
a) Verdadero. Para el agua se cumple que a cualquier temperatura:

[H% O. ] = [OH( ]
b) Falso. El pH se define como:
pH = – log [H% O. ]
por lo que si el valor de [H% O. ] aumenta, el pH disminuye.
c) Verdadero. La relación entre pH y pOH viene dada por la expresión:
pH + pOH = 14
por lo que si el valor de [H% O. ] aumenta, el pH disminuye y el pOH aumenta.
d) Verdadero. La escala de pH está relacionada con el valor 14 debido a que el equilibrio de disociación
del agua a determinada temperatura:
2 H! O(l) D H% O. (aq) + OH( (aq)
𝐾§ = [H% O. ] [OH( ]
y su valor a temperatura de 25 °C es
𝐾§ = [H% O. ] [OH( ] = 10()2
Tomando logaritmos y cambiando el signo se obtiene la expresión:
pH + pOH = 14
En el caso de cualquier otro disolvente diferente al agua, el valor de la constante no sería el mismo y la
ecuación obtenida sería distinta.
2.6. Una disolución con pH = 4 es 100 veces menos ácida que una disolución con pH igual a:
a) 1
b) 2
c) 5
d) 6
e) 7
(O.Q.N. Vigo 2006) (O.Q.L. Sevilla 2010)
De acuerdo con el concepto de pH, una disolución con pH = 4:

[H% O. ] = 10(‡" = 10(2 M
Una disolución 100 veces más ácida que la anterior tiene una [H% O. ]:
[H% O. ] = 100 · 10(2 M = 10(! M
El pH de esta disolución es:
pH = –log (10(! ) = 2
2.7. La concentración molar de especie H3 O+ en una disolución neutra es:

a) 7
b) 10–7
c) 0
d) 107
e) 10–14
En una disolución neutra se cumple siempre que:

[H% O. ] = [OH( ]
Para el equilibrio de disociación del agua a determinada temperatura:
2 H! O(l) D H% O. (aq) + OH( (aq)
𝐾§ = [H% O. ] [OH( ]
y el valor de la constante 𝐾§ a la temperatura de 25 °C es de 10()2 , por lo que la expresión de la constante
de equilibrio, llamada producto iónico del agua, se puede escribir como:
[H% O. ]! = [OH( ]! = 10()2
por tanto, para cualquier disolución neutra se cumple que:
[H% O. ] = 10(E M
2.8. A 50 °C la K w del agua pura es 5,50·10–14 . El pH del agua a dicha temperatura será:
a) Ácido
b) Básico
c) Neutro
d) El pH del agua pura es siempre 7.
El equilibrio de disociación del agua es:

2 H! O(l) D H% O. (aq) + OH( (aq)
La constante de equilibrio 50 °C viene dada por la expresión:
𝐾w = [H% O. ] [OH( ] = 5,50 · 10()2
[H% O. ] = [OH( ]
la expresión del producto iónico del agua queda como:
𝐾w = [H% O. ]! = [OH( ]!
El valor de las concentraciones iones iónicas es:
[H% O. ] = [OH( ] = Ö5,5·10()2 = 2,3·10(E M
El pH y pOH del agua a la temperatura de 50 °C son idénticos, por tanto, es neutro y sus valores son:
pH = pOH = –log (2,3·10(E ) = 6,6
2.9. Una disolución A tiene un pH = 2 y otra disolución B tiene un pH = 5. Con estos datos se puede
afirmar que:
a) [H3 O+ ] en A es 2/5 veces la de B.
b) [H3 O+ ] en B es 1.000 veces la de A.
c) [OH– ] en B es 1.000 veces la de A.
d) [OH– ] en B es 1/1.000 veces la de A.
e) [H3 O+ ] en B es 5.000 veces la de A.
(O.Q.L. País Vasco 2007) (O.Q.L. Madrid 2012)
Teniendo en cuenta que:

pH = –log [H% O. ] ® [H% O. ] = 10(‡"
[H% O. ] [OH( ] = 10()2

[H% O. ] = 10(! M
§ Para la disolución A con pH = 2 ® •
[OH( ] = 10()! M
[H% O. ] = 10($ M
§ Para la disolución B con pH = 5 ® •
[OH( ] = 10(• M
La relación entre [OH( ] de ambas disoluciones es:
[OH( ]7 10(•
= = 1.000
[OH( ]6 10()!
2.10. A 50 °C, el K w = 2,5·10–14 . Si se tiene agua pura a esa temperatura, señale la afirmación falsa:
a) [H3 O+ ] > 10–7 M
b) [H3 O+ ] = [OH– ]
c) pH = 6,8
d) pH = 7
La ecuación correspondiente al equilibrio de disociación del agua es:

2 H! O(l) D H% O. (aq) + OH( (aq)
La constante de equilibrio viene dada por la expresión:
𝐾§ = [H% O. ] [OH( ]
[H% O. ] = [OH( ]
𝐾§ = [H% O. ]!
Los valores del pH y [H% O. ] son, respectivamente:
[H% O. ] = Ö2,5·10()2 = 1,6·10(E M ® pH = –log (1,6·10(E ) = 6,8
2.11. En una disolución acuosa la concentración de [OH– ] es cien veces superior a la de [H3 O+ ]. El pH
a) 2
b) 5
c) 7
d) 8
e) 12
Para esta disolución se cumple que:

[OH( ] = 100 [H% O. ]
Para cualquier disolución acuosa a 25 °C se cumple que:
[H% O. ] [OH( ] = 10()2
El valor de [H% O. ] es:

[H% O. ] · (100 [H% O. ]) = 10()2 ® [H% O. ] = 10(F M
El pH de la disolución es:
pH = –log (10(F ) = 8
2.12. Indique cuál de las siguientes afirmaciones es falsa:

a) El pH puede tener valores negativos.
b) El pH puede tener valores superiores a 14.
c) El pH de una disolución de un ácido fuerte siempre es menor que el de un ácido débil.
d) En disoluciones acuosas, el pH más el pOH siempre vale 14 a 25 °C.
a) Verdadero. Si se trata de una disolución concentrada de un ácido que proporcione un valor de [H% O. ]
que sea superior a 1 M. Por ejemplo, para una disolución ácida 2 M, el valor del pH es:
pH = –log (2) = –0,3
b) Verdadero. La relación entre pH y pOH de una disolución a 25 °C viene dada por la expresión:
pH + pOH = 14
En el caso de disoluciones muy ácidas como la anterior en la que pH = –1,05, el valor del pOH de la
disolución es:
pOH = 14 – pH ® pOH = 14,0 – (–1,05) = 15,1
c) Falso. Depende de cuáles sean las concentraciones de las disoluciones. Por ejemplo, una disolución
10(F M de un ácido fuerte, como el HCl, tiene un pH ligeramente inferior a 7; mientras que, una disolución
0,1 M de un ácido débil, como el HF (𝐾9 = 7,0·10(2 ), tiene un pH cercano a 2.
d) Verdadero. Según se ha visto en el apartado b).
2.13. Una disolución de una sustancia básica tiene un pH = 8,90. ¿Cuál es la concentración (mol L–1 ) de
OH– ?
a) 1,25·10–9
b) 7,94·10–6
c) 8,9·10–5
d) 6,4·10–4
El valor de [H% O. ] de una disolución con pH = 8,90 es:

[H% O. ] = 10(‡" = 10(F,•P M = 1,26·10(• M
El producto iónico del agua a 25 °C es:
[H% O. ] [OH( ] = 1,00·10–)2
De aquí se puede calcular que el valor de [OH( ] de la disolución es:
1,00·10()2
[OH( ] = = 7,94·10(1 M
1,26·10(•

2.14. Si el pH de una disolución neutra es 6,70; la temperatura de trabajo es:

T (°C) 10 25 45 60
K w 2,92·𝟏0–15 1,00·10–14 4,01·10–14 9,61·10–14
a) 10 °C
b) 25 °C
c) 45 °C
d) 60 °C
Para cualquier disolución acuosa, a determinada temperatura, se cumple que:

𝐾w = [H% O. ] [OH( ]
En una disolución neutra se cumple que:
[H% O. ] = [OH( ]
La expresión de la constante queda como:
𝐾§ = [H% O. ]!
Si la disolución tiene pH = 6,70 el valor de [H% O. ] es:
[H% O. ] = 10–‡" = 10(1,EP M
El valor de la constante de equilibrio 𝐾ª es:
𝐾§ = (10(1,EP )! = 4,00·10()2
Este valor de 𝐾§ es a la temperatura de 45 °C.
2.15. El pH de una disolución es 1. Si el pH aumenta a 2, la concentración de iones H3 O+ con respecto a

la primera se hace:
a) Doble
b) Mitad
c) 10 veces mayor
d) 10 veces menor
Los valores de [H% O. ] para una disolución con pH = 1 y otra con pH = 2 son, respectivamente:
[H% O. ] = 10(‡" = 10() M [H% O. ] = 10(‡" = 10(! M
La relación que existe entre ambas concentraciones es:
[H% O. ] (‡"«)) 10() M 1
.
= (! =
[H% O ] (‡"«!) 10 M 10
2.16. El agua destilada en equilibrio con el aire es _________, porque _________. Complete la mejor res-
puesta.
a) Neutra; H2 O D H+ + OH–
b) Ácida; CO2 + H2 O D H2 CO3
c) Básica; O2 + H2 O + 4 e– D 4 OH–
d) Ácida; H2 O D H+ + OH–
e) Básica; Cl– + H2 O D HCl + OH–
(O.Q.L. Jaén 2017)
El CO2 contenido en el aire en contacto con el H2 O reacciona de acuerdo con el siguiente equilibrio ácido-
base dando lugar a una disolución ácida:
CO2 + H2 O D H2 CO3 D HCO( +

3 + H
2.17. El pH sanguíneo oscila entre 7,35 y 7,45. La máxima concentración de H3 O+ en sangre es:
a) 3,55·10–8
b) 4,47·10–8
c) 10–7
d) 1,53·10–7
(Dato. K w (37 °C = 2,37·10–14 ).
De acuerdo con el concepto de pH:

[H% O. ] = 10(‡"
El valor más alto de [H% O. ] se consigue para el valor de pH más bajo:
[H% O. ] = 10(E,%$ M = 4,47·10(F M
2.18. El producto iónico del agua (K w ) tiene un valor de 10–14 mol2 L–2 . Señale, de entre las siguientes
afirmaciones, la correcta:
a) El valor se mantiene constante a cualquier temperatura.
b) Las unidades de la constante son mol L–1 .
c) Este valor solo es correcto a determinada temperatura.
d) Las unidades de la constante son g L–1 .
e) En este caso el pH del agua es 14.

2 H! O(l) D H% O. (aq) + OH( (aq)
𝐾§ = [H% O. ] [OH( ]
y su valor a la temperatura de 25 °C es 𝐾§ = 10()2 .
2.19. El protón tiene una masa de 1,672·10–27 kg y una carga de 1,6023·10–19 C. En disolución acuosa
se encuentra mayoritariamente unido al agua formando el catión H3 O+ .
Considerando esos datos y sus conocimientos de química, determine cuál será la concentración molar de
H3 O+ en agua destilada a 25 °C.
a) 4,6·10–5
b) 2,3·10–3
c) 1,0·10–7
d) 3,5·10–4

2 H! O(l) D H% O. (aq) + OH( (aq)
𝐾§ = [H% O. ] [OH( ] = 1,0·10()2
y ese valor de la constante 𝐾§ es válido solo a la temperatura de 25 °C.

[H% O. ] = [OH( ] ® 𝐾§ = [H% O. ]!
A 25 °C se tiene que:
[H% O. ] = 1,0·10(E mol L()
3. ÁCIDOS Y BASES FUERTES

3.1. El pH de una disolución 0,0500 M de HNO3 será:
a) 2,69
b) 1,69
c) 1,30
d) 1,00
El HNO% es un ácido fuerte que en disolución acuosa se encuentra completamente ionizado de acuerdo
con la siguiente ecuación química:
HNO% (aq) + H! O(l) ® H% O. (aq) + NO(
% (aq)
Por tratarse de un ácido fuerte el balance materia es:

[HNO% ] = [H% O. ] = 0,0500 M
pH = –log (0,0500) = 1,30
3.2. El pH de una disolución 10–2 M de HNO3 es 2. ¿Cuál de los siguientes valores corresponde al pH de
una disolución 10–8 M del mismo ácido?
a) 6,00
b) 6,96
c) 7,00
d) 8,00
e) 7,05
(O.Q.L. Asturias 1987) (O.Q.L. Asturias 1988) (O.Q.L. Madrid 2006) (O.Q.L. Valencia 2018)
Si una disolución 10(! M de un ácido tiene un pH = 2 quiere decir que el ácido en cuestión es un ácido
fuerte que en disolución acuosa se encuentra totalmente disociado en iones. Por tanto, las ecuaciones
químicas correspondientes a las ionizaciones existentes son:
HNO% (aq) ® H% O. (aq) + NO(
% (aq)
2 H! O(l) D H% O. (aq) + OH( (aq)

Las constantes de equilibrio de ambas reacciones son, respectivamente:
𝐾9 = ∞
𝐾§ = [H% O. ] [OH( ]
El balance de materia correspondiente al HNO% es:
[HNO% ] = [NO(
% ] = 𝑐
El balance de cargas (condición de electroneutralidad) en la disolución es:

[H% O. ] = [OH( ] + [NO(
% ]
De ambos balances se obtiene que:

[OH( ] = [H% O. ] - 𝑐
Sustituyendo el valor de [OH( ] en la expresión de 𝐾ª :
𝐾§ = [H% O. ] ( [H% O. ] − 𝑐)
1,0·10()2 = [H% O. ] · ([H% O. ] − 10(F )
Los valores de [H% O. ] y del pH de la disolución son, respectivamente:
[H% O. ] = 1,05·10(E M ® pH = – log (1,05·10(E ) = 6,98

3.3. El pH de una disolución 10–8 M del ácido fuerte HCl es:

a) 6,98
b) 8,00
c) 7,00
d) 1,00
e) 10,00
f) 6,00
(O.Q.L. Asturias 1990) (O.Q.N. Navacerrada 1996) (O.Q.L. Asturias 2011) (O.Q.L. Asturias 2012)
(O.Q.L. Madrid 2013) (O.Q.L. Valencia 2015) (O.Q.L. Cantabria 2018) (O.Q.N. Valencia 2020)
Teniendo en cuenta que el HCl es un ácido fuerte que en disolución acuosa se encuentra totalmente diso-
ciado en iones, las ecuaciones químicas correspondientes a las ionizaciones existentes son:
HCl(aq) + H! O(l) ® Cl( (aq) + H% O. (aq)
2 H! O(l) D H% O. (aq) + OH( (aq)
Las constantes de equilibrio de ambas reacciones son, respectivamente:
𝐾9 = ∞
𝐾§ = [H% O. ] [OH( ]
El balance de materia correspondiente al HCl es:
[HCl]0 = [Cl( ] = 𝑐
[H% O. ] = [OH( ] + [Cl( ]
[OH( ] = [H% O. ] - 𝑐
𝐾§ = [H% O. ] ( [H% O. ] − 𝑐)
10()2 = [H% O. ] · ([H% O. ] − 10(F )
[H% O. ] = 1,05·10(E M → pH = – log (1,05·10(E ) = 6,98
(Cuestión similar a la propuesta en Asturias 1987 y otras. En la cuestión propuesta en Asturias 2011 se
trata de HCl 2,3·10(F M; en 2012 no se especifican valores numéricos y en 2020 se pregunta pOH).
3.4. El pH de una disolución 0,012 M de ácido clorhídrico es:

a) 1,2
b) 2,4
c) Ligeramente inferior a 2.
d) Falta un dato.
El ácido clorhídrico, HCl, es un ácido monoprótico fuerte que en disolución acuosa se encuentra comple-
tamente disociado según la ecuación:

[HCl] = [H% O. ] = 0,012 M
pH = –log (0,012) = 1,9
3.5. Si el pH de una disolución de un ácido monoprótico fuerte es 2,17. ¿Entre qué valores estará
comprendida la concentración molar de la disolución respecto a dicho ácido?
a) Entre 0,0001 y 0,001
b) Entre 0,001 y 0,01
c) Entre 0,01 y 0,10
d) Entre 0,10 y 1,00
De acuerdo con el concepto de pH:

[H% O. ] = 10(‡" = 10(!,)E M = 6,76·10(% M
Para la concentración obtenida se cumple que:
0,001 M < 6,76·10(% M < 0,01 M
3.6. ¿Qué sucede en una disolución diluida de un ácido fuerte HX?

a) Hay especies X – , H+ y HX en concentraciones apreciables.
b) Hay HX en mayor proporción que X – y H+ .
c) La concentración de protones es muy superior a la de aniones.
d) La disociación es total.
e) Ninguna de las anteriores es cierta.
(O.Q.L. Castilla y León 2002) (O.Q.L. País Vasco 2006)
Un ácido monoprótico fuerte, HX, en disolución acuosa se encuentra completamente disociado según la
ecuación:
HX(aq) + H! O(l) ® X ( (aq) + H% O. (aq)
a-b) Falso. Como se encuentra completamente disociado en iones, la concentración de HX es práctica-
mente nula.
c) Falso. Al tratarse de una disolución ácida diluida es preciso tener en cuenta los protones aportados por
el H! O. No obstante, las concentraciones de protones y aniones son similares.
d) Verdadero. Por tratarse de un ácido monoprótico fuerte, HX, en disolución acuosa se encuentra com-
pletamente disociado.
3.7. ¿Cuántos litros de agua destilada deben añadirse a 1 L de disolución acuosa de HCl con pH = 1
para obtener una disolución con pH = 2?
a) 0,1 L
b) 0,9 L
c) 2 L
d) 9 L
e) 100 L
(O.Q.N. Tarazona 2003) (O.Q.L. Asturias 2004) (O.Q.L. País Vasco 2005) (O.Q.L. Galicia 2017) (O.Q.L. Jaén 2017)
El HCl es un ácido fuerte que se encuentra completamente disociado en iones según la ecuación:

De acuerdo con el concepto de pH, para disoluciones con pH = 1 y 2, respectivamente:
[H% O. ] = 10(‡" = 10() M [H% O. ] = 10(! M
Considerando volúmenes aditivos y llamando 𝑉 al número de litros de agua a añadir:
10() mol
10(! M = → 𝑉 = 9 L
(1 + 𝑉) L
3.8. El pH de una disolución 1,0·10–4 molar de ácido sulfúrico es igual a:

a) 7,4
b) 4,0
c) 3,7
d) 10,3
El ácido sulfúrico, H! SO2 , es un ácido diprótico fuerte que en disolución acuosa se encuentra completa-
mente disociado según la ecuación:
H! SO2 (aq) + 2 H! O(l) ® SO!( .
2 (aq) + 2 H% O (aq)
Como la constante 𝐾! correspondiente a la segunda ionización también es muy grande, sin cometer gran
error, se puede hacer la aproximación de que el ácido es fuerte también en esta ionización. Por tanto,
considerando 1 L de disolución 1,0·10(2 M:
1,0·10(2 mol H! SO2 2 mol H% O.
1 L H! SO2 1,0·10(2 M · · = 2,0·10(2 mol H% O.
1 L H! SO2 1,0·10(2 M 1 mol H! SO2
pH = –log (2,0·10(2 ) = 3,7
3.9. Un vaso de precipitados contiene 10 mL de HCl 0,10 M. ¿Qué volumen de agua debe añadirse para
obtener una disolución con pH = 2,0?
a) 10 mL
b) 100 mL
c) 1 mL
d) 90 mL
(O.Q.L. Madrid 2005) (O.Q.L. La Rioja 2005) (O.Q.L. Asturias 2007) (O.Q.L. Málaga 2019)
El HCl es un ácido fuerte que se encuentra completamente disociado en iones según la ecuación:
La cantidad de H% O. contenido en la disolución original es:
0,10 mmol HCl 1 mmol H% O.
10 mL HCl 0,10 M · · = 1,0 mmol H% O.
1 mL HCl 0,10 M 1 mmol HCl
El valor de [H% O. ] para una disolución con pH = 2,0 es:
[H% O. ] = 10(‡" = 1,0·10(! M
Considerando volúmenes aditivos y llamando 𝑉 al número de mL de agua a añadir:
1,0 mmol H% O.
1,0·10(! M = → 𝑉 = 90 mL
(10 + 𝑉) mL
(Cuestión similar a la propuesta en Tarazona 2003 y Asturias 2004).
3.10. ¿Cuál debe ser la concentración de una disolución acuosa de HNO3 para que la [OH– ] = 10–9 M?
a) 10–9 M
b) 10–5 M
c) 10–1 M
d) 10–3 M
(O.Q.L. Madrid 2005) (O.Q.L La Rioja 2005)
En toda disolución acuosa a 25 °C se cumple que:

[H% O. ] [OH( ] = 10()2
El valor de [H% O. ] de la disolución es:
10(•
[H% O. ] = = 10($ M
10()2
El HNO% es un ácido fuerte que se encuentra completamente disociado en iones según la ecuación:
HNO% (aq) + H! O(l) ® NO( .
% (aq) + H% O (aq)
El balance de materia correspondiente al HNO% es:
[HNO% ] = [H% O. ] = 10($ M
3.11. ¿Cuál es el pH de una disolución de hidróxido de sodio 1,0·10–8 M?

a) 8,00
b) 12,03
c) 7,00
d) 6,00
e) 7,02
(O.Q.L Castilla y León 2005) (O.Q.N. Castellón 2008) (O.Q.L. Galicia 2012)
El NaOH es una base fuerte que se encuentra totalmente disociada en iones de acuerdo con la ecuación:
El H! O es una especie que se comporta como ácido o base débil y se disocia parcialmente según la
ecuación:
2 H! O(l) D H% O. (aq) + OH( (aq)
Este equilibrio se encuentra modificado por la presencia de los iones procedentes del NaOH.
El balance de materia correspondiente al NaOH es:
[NaOH]0 = [Na. ] = 𝑐
[H% O. ] + [Na. ] = [OH( ]
[OH( ] = [H% O. ] + 𝑐
Sustituyendo el valor de [OH( ] en la expresión de 𝐾w :
𝐾§ = [H% O. ] ([H% O. ] + 𝑐)
1,0·10()2 = [H% O. ] · ([H% O. ] + 1,0·10(F )
[H% O. ] = 9,51·10(E M → pH = – log (9,51·10(E ) = 7,02

(En la cuestión propuesta en Castilla y León 2005 se pregunta el pH aproximado y se dan valores enteros
del pH).
3.12. Se dispone de dos disoluciones: 20 cm3 de HCl 0,30 M y 40 cm3 de NaOH 0,10 M. El pH de ambas
disoluciones es:
a) 2,2 y 13
b) 0,52 y 13
c) 1,2 y 14
d) 0,22 y 14
§ El HCl es un ácido fuerte que se encuentra totalmente disociado en iones de acuerdo con la ecuación:
HCl(aq) ® H% O. (aq) + Cl( (aq)
De acuerdo con el balance de materia y la condición de electroneutralidad:
[H% O. ] = [Cl( ] = 0,30 M
El valor del pH de la disolución es:
pH = –log (0,30) = 0,52
§ El NaOH es una base fuerte que se encuentra totalmente disociada en iones de acuerdo con la ecuación:
[Na. ] = [OH( ] = 0,10 M
Los valores del pOH y pH de la disolución son, respectivamente:
pOH = –log (0,10) = 1,0 ® pH = 14 – pOH = 14 – 1,0 = 13
3.13. La variación de pH que se produce cuando se añade 1 cm3 de HCl 1 M a 1 L de agua pura es de:
a) 3 unidades
b) 4 unidades
c) 5 unidades
d) 6 unidades
El ácido clorhídrico, HCl, es un ácido monoprótico fuerte que en disolución acuosa se encuentra comple-
tamente ionizado según la ecuación:
Suponiendo que no se produce variación de volumen, la concentración de la disolución es:
1 cm% HCl 1 M 1 mol HCl 1 mol H% O.
· % · = 0,001 M
1 L agua 10 cm% HCl 1 M 1 mol HCl
pH = –log (0,001) = 3
La variación de pH que experimenta el agua es:
ΔpH = 7 – 3 = 4
3.14. Una disolución de hidróxido de calcio tiene un pH = 13. La concentración de Ca2+ es:
a) 0,05 M
b) 0,10 M
c) 0,15 M
d) 0,20 M
El hidróxido de calcio, Ca(OH)! , es una base fuerte que en disolución acuosa se encuentra disociado según
la ecuación:
Ca(OH)! (aq) ® 2 OH( (aq) + Ca!. (aq)
Los valores del pOH y [OH( ] para una disolución con pH = 13 son, respectivamente:
pOH = 14 – 13 = 1,0 ® [OH( ] = 10(‡#" = 0,10 M
De la estequiometría de la sustancia se obtiene que:
[OH( ]
[Ca!. ] = = 0,050 M
2
3.15. En una disolución de HNO3 de pH = 2,38 la concentración de OH– en mol por mL será:
a) 4,17·10–3
b) 2,40·10–12
c) 4,17·10–6
d) 2,40·10–15
La relación entre el pH y el pOH de una disolución viene dada por la expresión:

pH + pOH = 14
Los valores del pOH y [OH( ] para una disolución con pH = 2,38 son, respectivamente:
pOH = 14 – 2,38 = 11,62 ® [OH( ] = 10(‡#" = 10()),1! = 2,40·10()! mol L()
Cambiando las unidades:
mol 1 L
2,40·10()! · % = 2,40·10()$ mol mL()
L 10 mL
3.16. ¿Cuál es el pH de una disolución 0,0250 M de KOH?

a) 1,60
b) 3,69
c) 10,31
d) 12,40
El KOH es una base fuerte que se encuentra totalmente disociada en iones de acuerdo con la ecuación:
KOH(aq) ® K . (aq) + OH( (aq)
De acuerdo con el balance de materia:
[OH( ] = [KOH] = 0,0250 M
Los valores del pOH y pH son, respectivamente:
pOH = –log (0,0250) = 1,60 ® pH = 14,0 – pOH = 14 – 1,60 = 12,4
3.17. El óxido de litio cuando reacciona con agua se obtiene un producto que indica que:
a) El óxido de litio tiene carácter básico.
b) El óxido de litio tiene carácter ácido.
c) El óxido de litio no presenta ningún carácter ácido ni básico al reaccionar con agua.
d) El óxido de litio es anfótero.
Se trata de un óxido de un metal alcalino que tiene carácter básico. Esto se pone de manifiesto al reaccio-
nar con agua se forma LiOH, una base fuerte que es capaz de producir iones OH( :
Li! O(s) + H! O(l) ® 2 LiOH(aq) ® 2 Li. (aq) + 2 OH( (aq)
3.18. El pH de una disolución de sosa cáustica, NaOH, es 13. ¿Qué volumen de agua hay que añadir a 1
L de esta disolución para que su pH sea 12? (Suponga los volúmenes aditivos).
a) 9 L
b) 1 L
c) 10 L
d) 12 L
e) 0,1 L
El NaOH es una base fuerte que en disolución acuosa se encuentra completamente disociada en iones de
pOH = 14 – pH = 14 – 13 = 1 ® [OH( ] = 10(‡#" = 0,1 M
La cantidad de OH( contenido en esta disolución es:
0,1 mol NaOH 1 mol OH(
1 L NaOH 0,1 M · = 0,1 mol OH(
1 L NaOH 0,1 M 1 mol NaOH
Análogamente, los valores del pOH y [OH( ] para una disolución con pH = 12 son, respectivamente:
pOH = 14 – pH = 14 – 12 = 2 ® [OH( ] = 10(‡#" = 0,01 M
Considerando volúmenes aditivos y llamando 𝑉 al número de litros de agua a añadir a la disolución de
pH = 13:
0,1 mol OH(
0,01 M = → 𝑉 = 9 L H! O
(1 + 𝑉 ) L disolución
3.19. Se dispone de 10 mL de disolución acuosa de NaOH con pH = 12. ¿Hasta qué volumen total hay
que diluir añadiendo agua destilada para que la disolución final tenga pH = 10?
a) 0,50 L
b) 0,75 L
c) 1,00 L
d) 1,25 L
e) 1,75 L
(O.Q.L. Valencia 2013) (O.Q.L. Valencia 2014)
El NaOH es una base fuerte que en disolución acuosa se encuentra completamente ionizada de acuerdo
con la ecuación:
pOH = 14 – pH = 14 – 12 = 2 ® [OH( ] = 10(‡#" = 0,010 M
La cantidad de OH( contenido en la disolución con pH = 12 es:
0,010 mmol NaOH 1 mmol OH(
10 mL NaOH 0,010 M · · = 0,10 mmol OH(
1 mL NaOH 0,010 M 1 mmol NaOH
Análogamente, Los valores del pOH y [OH( ] para una disolución con pH = 10 son, respectivamente:
pOH = 14 – pH = 14 – 10 = 4,0 ® [OH( ] = 10(‡#" = 1,0 · 10(2 M
Considerando volúmenes aditivos y llamando 𝑉 al volumen final de la disolución:
0,10 mmol OH(
1,0 · 10(2 M = → 𝑉 = 1.000 mL disolución
𝑉 mL disolución
(Cuestión similar a la propuesta en Alicante 2013).
3.20. De los siguientes ácidos:

HF(aq) HI(aq) HNO2 (aq)
¿Son todos ácidos débiles?
a) Solo HF(aq)
b) Solo HI(aq)
c) Solo HNO2 (aq)
d) HF(aq) y HNO2 (aq)
De los ácidos propuestos el único que es fuerte es el HI(aq), el resto son ácidos débiles.
3.21. A temperatura ambiente, se mezclan 100 mL de disolución acuosa de pH = 5,0 con 20 mL de

disolución acuosa de ácido nítrico 0,010 M. Para la disolución resultante:
a) El pH será menor que 2.
b) El pH será mayor que 5.
c) El nuevo pH será 2,8.
d) La concentración [OH– ] será mayor que 10–7 M.
e) Los datos son insuficientes para calcular el pH resultante.
§ El valor de [H% O. ] de una disolución con pH = 5,0 es:

[H% O. ] = 10(‡" = 1,0·10($ M
La cantidad de H% O. que contiene 100 mL de esa disolución es:
1,0·10($ mmol H% O.
100 mL disolución ácida 1,0·10($ M · = 1,0·10(% mmol H% O.
1 mL disolución ácida 1,0·10($ M
§ El HNO% es un ácido fuerte que en disolución acuosa se encuentra completamente ionizado de acuerdo
con la ecuación:
HNO% (aq) + H! O(l) ® NO( .
% (aq) + H% O (aq)
La cantidad de H% O. contenido en 20 mL de disolución 0,010 M es:

0,010 mmol HNO% 1 mmol H% O.
20 mL HNO% 0,010 M · · = 0,20 mmol H% O.
1 mL HNO% 0,010 M 1 mmol HNO%
Considerando volúmenes aditivos, el valor de [H% O. ] de la disolución resultante es:
(1,0·10(% + 0,20) mmol H% O.

[H% O. ] = = 1,7·10(% M
(100 + 20) mL disolución
pH = –log (1,7·10(% ) = 2,8
3.22. Se preparan dos disoluciones acuosas, una 0,0550 M de HNO3 y la otra 0,0250 M de KOH. El pH
de cada una de las disoluciones será:
a) El de la primera 1,26 y el de la segunda 1,60.
b) El de la primera 2,52 y el de la segunda 12,4.
c) Las dos tendrán el mismo pH.
d) El de la primera 1,26 y el de la segunda 12,4.
e) El pH de la primera disolución es mayor que el de la segunda.
§ El ácido nítrico, HNO% , es un ácido fuerte que en disolución acuosa se encuentra completamente diso-
ciado según la ecuación:
HNO% (aq) + H! O(l) ® NO( .
% (aq) + H% O (aq)
[H% O. ] = [HNO% ] = 0,0550 M
pH = –log (0,0550) = 1,26
§ El hidróxido de potasio, KOH, es una base fuerte que en disolución acuosa se encuentra completamente
disociada según la ecuación:
KOH(aq) + H! O(l) ® K . (aq) + OH( (aq)
[OH( ] = [KOH] = 0,0250 M
pOH = –log (0,0250) = 1,60 ® pH = 14,0 – pOH = 14,0 –1,60 = 12,4
3.23. El sodio es un metal que reacciona violentamente con el agua formando hidróxido de sodio y
liberando hidrógeno molecular en la reacción. Si se añade 1,0 g de sodio a un bidón que contiene 1.000
m3 de agua en agitación, el pH de la disolución resultante es:
a) 8,2
b) 6,6
c) 7,1
d) 6,9
e) 7,9
La ecuación química ajustada correspondiente a la reacción entre Na y H! O es:

2 Na(s) + 2 H! O(l) ® 2 NaOH(aq) + H! (g)
Relacionando Na con NaOH:
1 mol Na 1 mol NaOH

1,0 g Na · · = 0,043 mol NaOH
23,0 g Na 1 mol Na
La cantidad de agua que se consume en la reacción es despreciable respecto a la cantidad inicial, por lo
que la concentración molar de la disolución resultante es:
0,043 mol NaOH 1 m% disolución
[NaOH] = · = 4,3·10(F M
1 000 m% disolución 10% L disolución
El NaOH es una base fuerte que en disolución acuosa se encuentra completamente ionizada de acuerdo
con la ecuación:
NaOH(aq) ® OH( (aq) + Na. (aq)
[OH( ] = [NaOH] = 4,3·10(F M
Como este valor es menor que el que proporciona el H! O es preciso tener en cuenta ambos valores. El
H! O es una especie que se comporta como ácido o base débil y se disocia parcialmente según la ecuación:
2 H! O(l) D H% O. (aq) + OH( (aq)
Este equilibrio se encuentra modificado por la presencia de los iones procedentes del NaOH.
El balance de materia correspondiente al NaOH es:
[NaOH]0 = [Na. ] = 𝑐
[H% O. ] + [Na. ] = [OH( ]
[OH( ] = [H% O. ] + 𝑐
𝐾w = [H% O. ] ([H% O. ] + 𝑐)
Sustituyendo se obtiene:
1,0·10()2 = [H% O. ] · ([H% O. ] + 4,3·10(F )
Se obtiene que el valor de [H% O. ] de la disolución es:
[H% O. ] = 8,1·10(F M
pH = –log (8,1·10(F ) = 7,1
(Cuestión similar a la propuesta en Castellón 2008).
3.24. El pH de una disolución 10–6 M de hidróxido de sodio será:

a) pH = 6,0
b) pH = 8,0
c) 7,0 < pH < 8,0
d) 6,0 < pH < 7,0
e) pH = 7,0
El NaOH es una base fuerte que en disolución acuosa se encuentra ionizada de acuerdo con la ecuación:

[OH( ] = [NaOH] = 10(1 M
El pOH y pH de la disolución son, respectivamente:
pOH = –log (10(1 ) = 6,0 ® pH = 14 – 6,0 = 8,0
3.25. Sea una disolución acuosa de HCl 10–8 M:

a) Es una disolución básica.
b) Es una disolución neutra.
c) No se puede calcular el pH.
d) Para calcular el pH hay que tener en cuenta la concentración de iones H3 O+ procedentes de la autoio-
nización del agua.
El HCl es un ácido fuerte que en disolución acuosa se encuentra totalmente ionizado de acuerdo con la
ecuación:
[HCl]0 = [Cl( ] = [H% O. ] = 10(F M
pH = – log (10(F ) = 8
El valor del pH que se obtiene es absurdo para una disolución de un ácido. Esto quiere decir que como la
concentración de la disolución es tan pequeña, es necesario tener en cuenta los iones [H% O. ] procedentes
de la autoionización del H! O.
3.26. ¿Cuál es el pH de una disolución preparada diluyendo 100,0 mL de una disolución 0,0200 M de
Ba(OH)2 hasta un volumen final de 250 mL?
a) 12,20
b) 1,80
c) 2,10
d) 11,90
La concentración de la disolución después de la dilución es:

100,0 mL Ba(OH)! 0,0200 M 0,0200 mmol Ba(OH)!
[Ba(OH)! ] = · = 8,00·10(% M
250 mL disolución 1 mL Ba(OH)! 0,0200 M
El hidróxido de bario, Ba(OH)! , en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:
Ba(OH)! (aq) ® 2 OH( (aq) + Ba!. (aq)
De acuerdo con el balance de materia, la concentración de OH( de la disolución es:
[OH( ] = 2·(8,00·10(% M) = 1,60·10(% M
pOH = –log (1,60·10(! ) = 1,80 ® pH = 14,0 - pOH = 14 - 1,80 = 12,2

3.27. A 100 mL de una disolución 0,50 M de nitrato de magnesio, se le añaden 50 mL de ácido nítrico
2,0 M, el pH de la disolución resultante y la concentración de nitrato en la disolución serán (suponga los
volúmenes aditivos):
pH [nitrato]
a) 0,2 1,3 M
b) 0,9 2,7 M
c) 1,5 0,7 M
d) 2,1 2,7 M
§ El ácido nítrico, HNO% , es un ácido fuerte que en disolución acuosa se encuentra completamente diso-
HNO% (aq) + H! O(l) ® NO( .
% (aq) + H% O (aq)
§ El nitrato de magnesio, Mg(NO% )! , en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:

Mg(NO% )! (aq) ® 2 NO( !.
% (aq) + Mg (aq)
Considerando volúmenes aditivos, los valores de [NO( .

% ] y [H% O ] son, respectivamente:
0,50 mmol Mg(NO% )! 2 mmol NO(
100 mL Mg(NO% )! 0,50 M · 1 mL Mg(NO ) 0,50 M · 1 mmol Mg(NO% )
% ! % !
[NO(
%] = +
2,0 mmol HNO% 1 mmol NO(
50 mL HNO% 2,0 M · 1 mL HNO 2,0 M · 1 mmol HNO%
% %
+ = 1,3 M
2,0 mmol HNO% 1 mmol H% O.
50 mL HNO% 2,0 M · 1 mL HNO 2,0 M · 1 mmol HNO
% %
[H% O. ] = = 0,67 M
pH = –log (0,67) = 0,18
3.28. Se tiene 1 L de disolución de hidróxido de sodio cuyo pH es 13. ¿Cuál será la cantidad (en gramos)
de hidróxido de sodio que se ha utilizado en su preparación?
a) 2
b) 3
c) 4
d) 5
El hidróxido de sodio, NaOH, es una base fuerte que en disolución acuosa se encuentra disociado según
la ecuación:
Los valores del pOH y OH( para una disolución con pH = 13 son, respectivamente:
pOH = 14 – 13 = 1,0 ® [OH( ] = 10(‡#" = 0,10 M
De acuerdo con el balance de materia se tiene que:
[OH( ] = [NaOH] = 0,10 M
La masa de NaOH contenida en la disolución es:
0,10 mol NaOH 40,0 g NaOH
1 L NaOH 0,10 M · · = 4,0 g NaOH
1 L NaOH 0,10 M 1 mol NaOH
3.29. Se tiene una disolución 0,0012 M de ácido nítrico. Sabiendo que se trata de un ácido muy fuerte,
el pH de la disolución debe ser:
a) Ligeramente superior a 2.
b) Ligeramente inferior a 3.
b) Próximo a 1,5.
d) Faltan datos para conocer el pH.
El ácido nítrico, HNO% , es un ácido monoprótico fuerte que en disolución acuosa se encuentra completa-
mente disociado según la ecuación:
HNO% (aq) + H! O(l) ® NO( .
% (aq) + H% O (aq)

[HNO% ] = [H% O. ] = 0,0012 M
pH = –log (0,0012) = 2,9
(Cuestión similar a la propuesta en Murcia 1997 y otra).
3.30. Para preparar 500 mL de una disolución acuosa de pH = 13 es necesario disolver:

a) 2,8 g de KOH
b) 1,8 g de HCl
c) 3,9 g de NaCl
d) 2,8 g de NaOH
e) 0,9 g de LiOH
Los valores del pOH y OH( para una disolución con pH = 13 son, respectivamente:
pOH = 14 – 13 = 1,0 ® [OH( ] = 10(‡#" = 0,10 M
[OH( ] = [NaOH] = [KOH] = [LiOH] = 0,10 M
a) Verdadero. El hidróxido de potasio, KOH, es una base fuerte que en disolución acuosa se encuentra
disociado según la ecuación:
La masa de KOH contenida en la disolución es:
1 L KOH 0,10 M 0,10 mol KOH 56,1 g KOH
500 mL KOH 0,10 M · %
· · = 2,8 g KOH
10 mL KOH 0,10 M 1 L KOH 0,10 M 1 mol KOH
b) Falso. El HCl es un ácido fuerte, por lo que para la disolución obtenida, pH < 7.
c) Falso. El NaCl es una sal procedente de ácido fuerte y base fuerte que al disolverla en agua ninguno de
los iones que la forman sufre hidrólisis, por lo que para la disolución obtenida, pH = 7.
d) Falso. El hidróxido de sodio, NaOH, es una base fuerte que en disolución acuosa se encuentra disociado
según la ecuación:
La masa de NaOH contenida en la disolución es:
1 L NaOH 0,10 M 0,10 mol NaOH 40,0 g NaOH

500 mL NaOH 0,10 M · %
· · = 2,0 g NaOH
10 mL NaOH 0,10 M 1 L NaOH 0,10 M 1 mol NaOH
e) Falso. El hidróxido de litio, LiOH, es una base fuerte que en disolución acuosa se encuentra disociado
LiOH(aq) ® Li. (aq) + OH( (aq)
La masa de LiOH contenida en la disolución es:
1 L LiOH 0,10 M 0,10 mol LiOH 24,0 g LiOH
500 mL LiOH 0,10 M · · · = 1,2 g LiOH
10% mL LiOH 0,10 M 1 L LiOH 0,10 M 1 mol LiOH
3.31. ¿Cuál, de entre los siguientes, será el pH de una disolución de KOH, si se sabe que su densidad es
de 1,024 g mL–1 y su concentración en masa es del 3,00 %?
a) 13,74
b) 12,58
c) 0,26
d) 4,65
e) 7,00
El hidróxido de potasio, KOH, es una base fuerte que en disolución acuosa se encuentra disociada según
la ecuación:
Tomando una base de cálculo de 100 g de disolución la concentración de la misma es:
3,00 g KOH 1 mol KOH 1,024 g KOH 3,00 % 10% mL KOH 3,00 %
· · · = 0,548 M
100 g KOH 3,00 % 56,1 g KOH 1 mL KOH 3,00 % 1 L KOH 3,0 %
[OH( ] = [KOH] = 0,548 M
pOH = – log (0,548) = 0,262 → pH = 14,0 − 0,262 = 13,7
3.32. Se dispone de disoluciones acuosas de NH3 , NaOH, HCl, HNO3 , todas 10–8 M. Tendrán un pH > 7:
a) La de NH3
b) La de NaOH
c) La de NH3 y la NaOH
d) Todas
§ Los ácidos clorhídrico y nítrico, HCl y HNO3 , son ácidos fuertes, que independientemente de su concen-
tración, se encuentran totalmente ionizados según las siguientes ecuaciones:
HNO3 (aq) + H! O(l) ® NO( .
% (aq) + H% O (aq)
Como se observa, las disoluciones contienen [H% O. ], por lo que su pH < 7.

§ El amoniaco, NH3 , es una base débil, que independientemente de su concentración, se encuentra par-
cialmente ionizada según la ecuación:
Como se observa, la disolución contiene OH( , por lo que su pH > 7.

§ El hidróxido de sodio, NaOH, es una base fuerte, que independientemente de su concentración, se en-
cuentra totalmente ionizada según la ecuación:
Como se observa, la disolución contiene OH( , por lo que su pH > 7.
3.33. ¿Cuál es el pH de una disolución 0,10 M de HCl en agua?

a) 9,0
b) 7,0
c) 2,0
d) 1,0
El HCl es un ácido fuerte que se encuentra totalmente disociado en iones de acuerdo con la ecuación:
De acuerdo con el balance de materia, [H% O. ] = [HCl] = 0,010 M.
El valor del pH es:
pH = –log (0,10) = 1,0
3.34. A 200 mL de disolución acuosa de pH = 6,1 se le añaden 50 mL de una disolución acuosa de NaOH
0,010 M. Suponiendo que los volúmenes son aditivos, para la disolución final se cumple que:
a) pH = 11,2
b) pH = 8,2
c) [H+ ] + [OH– ] = 10–14
d) No se puede calcular el pH resultante con solo estos datos.
§ Los valores del pOH y [OH( ] para una disolución original con pH = 6,1 son, respectivamente:
pOH = 14 – pH = 14 – 6,1 = 7,9 ® [OH( ] = 10(‡#" = 1,3·10(F M
La cantidad de OH( contenido en esta disolución es:
1,3·10(F mmol OH(
200 mL disolución · = 2,6·10(1 mmol OH(
1 mL disolución
§ El NaOH es una base fuerte que en disolución acuosa se encuentra completamente disociada en iones
de acuerdo con la ecuación:
La cantidad de OH( contenido en la disolución de NaOH que se añade es:
0,010 mmol OH(
50 mL NaOH 0,010 M · = 0,50 mmol OH(
1 mL NaOH 0,010 M
Considerando volúmenes aditivos la concentración de OH( en la disolución resultante es:
(0,50 + 2,6·10(1 ) mmol OH(
[OH( ] = = 2,0·10(% M
Los valores del pOH y pH de la disolución son:
pOH = –log (2,0·10(% ) = 2,7 pH = 14 – pOH = 14,0 – 2,7 = 11,3
3.35. ¿Cuántos gramos de NaOH deben utilizarse para preparar 500 mL de una disolución acuosa cuyo
pH sea 8,1?
a) 2,5·10–5
b) 1,6·10–7
c) 5,0·10–5
d) 4,0·10–5
El NaOH es una base fuerte que se encuentra totalmente ionizada según la ecuación:
El pOH de la disolución propuesta es:
pOH = 14 – pH = 14,0 – 8,1 = 5,9
El valor de [OH( ] es:
[OH( ] = 10($,• M = 1,3·10(1 M
La masa de NaOH necesario para preparar 500 mL de esta disolución es:
( (1
1,3·10(1 mmol OH( 1 mmol NaOH
500 mL OH 1,3·10 M · · = 6,5·10(2 mmol NaOH
1 mL OH( 1,3·10(1 M 1 mmol OH(
40,0 mg NaOH 1 g NaOH
6,5·10(2 mmol NaOH · · % = 2,5·10($ g NaOH
1 mmol NaOH 10 mg NaOH
4. ÁCIDOS Y BASES DÉBILES

4.1. La constante de disociación de una base débil en agua es 1,25·10–6 . ¿Cuál es la concentración de
+
H3 O en una disolución 3,2 M de esa base?
a) 2,0·10–3 M
b) 4,0·10–6 M
c) 1,6·10–11 M
d) 5,0·10–12 M
Sea la base débil B que en disolución acuosa se encuentra parcialmente disociada de acuerdo con la ecua-
ción:
B(aq) + H! O(l) D BH. (aq) + OH( (aq)
Aplicando los correspondientes balances y aproximaciones se puede escribir:
[BH. ] = [OH( ] y [B] = 𝑐 - [OH( ]
siendo 𝑐 la concentración inicial de B.
La expresión de la constante de basicidad es:
[BH. ] [OH( ]
𝐾„ =
[B]
Como se cumple que:
𝑐
> 100 se puede realizar la aproximación 𝑐 − [OH( ] ≈ 𝑐
𝐾„
con lo que la expresión de la constante queda como:
[OH( ]!
𝐾„ =
𝑐
Sustituyendo en la expresión de 𝐾„ se obtiene que el valor de [OH( ] es:
[OH( ]!
1,25·10(1 = → [OH( ] = 2,0·10(% mol L()
3,2
Para toda disolución acuosa a 25 °C se cumple que:
𝐾§ = [H% O. ] [OH( ] = 1,0·10()2
El valor de [H% O. ] para la disolución propuesta es:
1,0·10()2
[H% O. ] = = 5,0·10()! mol L()
2,0·10(%
4.2. Ordene los siguientes ácidos desde el más fuerte al más débil.
a) HF, HSO–4 , ácido acético
b) Ácido acético, HSO–4 , HF
c) HSO–4 , HF, ácido acético
d) Ácido acético, HF, HSO–4
e) HF, ácido acético, HSO–4
(Datos. pK a (ácido acético) = 4,76; pK a (HSO–4 ) = 1,99; pK a (HF) = 3,17).
(O.Q.L. Asturias 1988) (O.Q.N. Navacerrada 1996) (O.Q.L. Galicia 2016) (O.Q.L. Cantabria 2018)
La fuerza de un ácido viene determinada por el valor de su constante de acidez, 𝐾9 . Cuánto mayor es este
valor mayor es la fuerza del ácido.
El p𝐾9 de un ácido se define como:

p𝐾9 = –log 𝐾9
Por tanto, un ácido será más fuerte cuanto menor sea el valor de su p𝐾9 .
Los ácidos propuestos ordenados de más fuerte a más débil son:
HSO(
2 (p𝐾9 = 1,99) > HF (p𝐾9 = 3,17) > ácido acético (p𝐾9 = 4,76)
4.3. El ácido fórmico es un ácido monoprótico. Sabiendo que en una disolución 0,100 M de ácido fór-
mico, el pH a 25 °C es 2,38; ¿cuál será el valor de la constante K a a esa temperatura?
a) 1,81·10–4
b) 1,84·10–5
c) 1,76·10–5
d) 0,100
El HCOOH es un ácido débil monoprótico que se encuentra parcialmente disociado según la ecuación:
HCOOH(aq) + H! O(l) D HCOO( (aq) + H% O. (aq)
La expresión de la constante de acidez es:
[HCOO( ] [H% O. ]
𝐾9 =
[HCOOH]
[HCOO( ] = [H% O. ] = 𝑥 y [HCOOH] = 𝑐 − 𝑥
El valor de [H% O. ] para una una disolución que tiene pH = 2,38 es:
[H% O. ] = 10(‡" = 10(!,%F M
El valor de la constante 𝐾9 es:
𝑥! (10(!,%F )!
𝐾9 = = = 1,81·10(2
𝑐 − 𝑥 0,100 − 10(!,%F
4.4. Dada la siguiente reacción:

CN– (aq) + H2 O(l) D HCN(aq) + OH– (aq)
Si K a para el ácido HCN es 4,8·10–10 y K w = 1,0·10–14 , la constante de equilibrio para la reacción anterior
es:
a) 2,1·10–5
b) 2,1·1011
c) –4,8·10–10
d) 4,8·10–10
e) 2,1·10–3
(O.Q.N. Ciudad Real 1997) (O.Q.L. Sevilla 2000) (O.Q.L. Galicia 2016) (O.Q.L. Cantabria 2018)
La relación entre las constantes de un ácido o base y su respectivo conjugado viene dada por la expresión:
𝐾§
𝐾„ =
𝐾9
El valor de la constante de basicidad (hidrólisis) del ion cianuro es:
1,0·10()2
𝐾„ = = 2,1·10($
4,8·10()P
4.5. La constante de equilibrio para la reacción de un ácido débil (K a ) con NaOH es:
a) 1/K a
b) K a
c) K a ·K w
d) K a /K w
e) K w
(O.Q.N. Almería 1999)
La ecuación química ajustada correspondiente a la reacción entre un ácido débil HA y NaOH es:
HA(aq) + NaOH(aq) ® NaA(aq) + H! O(l)
Como NaOH y NaA son electrólitos fuertes, en disolución acuosa se encuentran completamente disocia-
dos en iones, por lo que la ecuación anterior se puede reescribir como:
HA(aq) + Na. (aq) + OH( (aq) ® Na. (aq) + A( (aq) + H! O(l)
La constante de equilibrio de la reacción es:
[A( ]
𝐾=
[HA] [OH( ]
Multiplicando y dividiendo por [H% O. ] queda como:
[A( ] [H% O. ] [A( ] [H% O. ] 1
𝐾= · = ·
[HA] [OH( ] [H% O. ] [HA] [OH( ] [H% O. ]
La constante de equilibrio de la reacción es:
𝐾9
𝐾=
𝐾§
4.6. El bromuro de hidrógeno puede obtenerse por:

a) Reacción de KBr con ácido fosfórico concentrado y caliente.
b) Reacción de KBr con ácido nítrico concentrado y caliente.
c) Reacción de KBr con ácido fluorhídrico concentrado y caliente.
d) Electrólisis de una disolución acuosa de NaBr.
e) Hidrólisis de bromato de sodio.
(O.Q.N. Almería 1999)
a) Verdadero. Para que se produzca HBr a partir de KBr debe tener lugar una reacción ácido-base en la
que es preciso que el ácido que reaccione con el Br ( (base conjugada) del HBr sea lo suficientemente
fuerte. El ácido HF es demasiado débil, mientras que el H% PO2 no lo es tanto. La ecuación química ajustada
correspondiente a la reacción entre ambas sustancias es:
KBr(s) + H% PO2 (aq) ® HBr(g) + KH! PO2 (aq)
b) Falso. El HNO% no es apropiado ya que al ser oxidante produciría la oxidación del Br ( a Br! .
c) Falso. Según se ha justificado en el apartado a).
d) Falso. La electrólisis de KBr(aq) produciría el desprendimiento de H! y Br! .
e) Falso. La hidrólisis del NaBrO% produce un medio alcalino.

4.7. Si el valor de K a para el ion HSO–4 es 1,0·10–2 , ¿cuál es el valor de K b para el ion SO2–
4 ?
–12
a) 1,0·10
b) 1,0·10–8
c) 1,0·10–2
d) 1,0·102
e) 1,0·105
(O.Q.N. Oviedo 2002) (O.Q.L. Asturias 2004)
La relación entre la constante de fuerza de una base y su ácido conjugado viene dada por la expresión:
𝐾§
𝐾„ =
𝐾9
El valor de 𝐾„ para el ion SO!(
2 es:
1,0·10()2
𝐾„ = = 1,0·10()!
1,0·10(!
4.8. En la reacción en equilibrio:

HX(aq) + Y – (aq) D HY(aq) + X – (aq) K c >> 1
¿Qué se verifica?
a) La acidez de la especie HY >> HX.
b) La basicidad de la especie Y – >> X – .
c) La especie X – es mejor aceptora de un protón que Y – .
d) La reacción está poco desplazada hacia la derecha.
e) La basicidad de la especie X – >> Y – .
(O.Q.L. Castilla y León 2002) (O.Q.L. Valencia 2013)
a-d) Falso. Si la constante de equilibrio, 𝐾k >> 1, quiere decir que el equilibrio se encuentra desplazado
hacia la derecha, es decir, que el ácido HX es más fuerte que el HY.
b) Verdadero. La relación entre la constante de un ácido y su base conjugada viene dada por la expresión:
𝐾§
𝐾„ =
𝐾9
Si 𝐾9 (HX) > 𝐾9 (HY), entonces se cumple que, 𝐾„ (Y ( ) > 𝐾„ (X ( ), es decir, Y ( es más fuerte como base
que X ( .
c) Falso. Si el ácido HX es más fuerte que el ácido HY, la base X ( es peor aceptora de protones que la base
Y ( .
e) Falso. Según se ha demostrado en la propuesta b.
4.9. Cuando se añade 10–3 mol de un ácido fuerte a un litro de agua a 25 °C, cuál de las siguientes
afirmaciones es cierta:
a) La constante de ionización del agua aumenta.
b) Aumenta el grado de ionización del agua.
c) Disminuye el porcentaje de ionización del agua.
d) El porcentaje de ionización del agua no se modifica si no cambia la temperatura.
(O.Q.L. Castilla y León 2002) (O.Q.L. Asturias 2008)
El equilibrio de ionización del agua es:

2 H! O(l) D H% O. (aq) + OH( (aq)
El producto iónico del agua a 25 °C, 𝐾w , es:
𝐾w = [H% O. ] [OH( ]
donde se cumple que [H% O. ] = [OH( ] = 𝑥
Sustituyendo en la expresión de 𝐾w se obtiene:
𝐾§ = (10(% + 𝑥) · 𝑥 donde (10(% + 𝑥) ≈ 10(%
Como se observa, el valor de 𝑥 se hace menor, por tanto, el grado de ionización del agua disminuye.
4.10. A la misma temperatura un ácido HX tiene un pK de 4 en el disolvente A y un pK de 2 en el disolvente

B. ¿Qué afirmación es cierta?
a) El disolvente A es más básico que el B.
b) El disolvente B es más básico que el A.
c) Los dos disolventes son igualmente básicos.
d) Es imposible ya que el pK de un ácido no depende del disolvente.
Sea un ácido débil, HX, que se encuentra parcialmente disociado en disolventes A y B según las siguientes
ecuaciones:
HX + A D X ( + AH. HX + B D X ( + BH.
Las respectivas constantes de equilibrio son:
[X ( ] [AH. ] [X ( ] [BH. ]
𝐾6 = 𝐾7 =
[HX] [A] [HX] [B]
Aplicando logaritmos y multiplicando por –1 se obtiene:
[X ( ] [AH. ] [X ( ] [BH. ]
p𝐾6 = – log = 4 p𝐾7 = – log = 2
[HX] [A] [HX] [B]
Si p𝐾7 < p𝐾6 , entonces se cumple que, 𝐾7 > 𝐾6 , lo que indica que el equilibrio con el disolvente B se
encuentra más desplazado hacia la derecha que el equilibrio con el disolvente A, es decir, el disolvente B
es más básico que el disolvente A.
4.11. En dos disoluciones de la misma concentración de dos ácidos débiles monopróticos, HA y HB, se
comprueba que [A– ] es mayor que [B – ].
a) El ácido HA es más débil que el ácido HB.
b) El ácido HA es más fuerte que el ácido HB.
c) El pH de la disolución del ácido HA es mayor que el pH de la disolución del ácido HB.
d) El valor de la constante de disociación del ácido HA es menor que valor de la constante de disociación
del ácido HB.
e) La fuerza de los ácidos depende de su concentración, por lo que no se puede establecer comparaciones
entre ellos cuando están en la misma concentración.
(O.Q.L. Sevilla 2002) (O.Q.L. Sevilla 2003)
Los equilibrios correspondientes a la disociación de los ácidos débiles HA y HB son:

HA(aq) + H! O(l) D A( (aq) + H% O. (aq) HB(aq) + H! O(l) D B( (aq) + H% O. (aq)
La expresión de la constante de acidez de cada uno de ellos es:
[A( ] [H% O. ] [B( ] [H% O. ]
𝐾9 ("6) = 𝐾9 ("7) =
[HA] [HB]
En los respectivos equilibrios se cumple que:
[A( ] = [H% O. ] [B( ] = [H% O. ] [HA] = [HB] » 𝑐

Sustituyendo en las expresiones de las constantes se tiene:
[A( ]! [B( ]!
𝐾9 ("6) = 𝐾9 ("7) =
𝑐 𝑐
Como se sabe que [A( ] > [B( ], entonces se cumple que, 𝐾9 ("6) > 𝐾9 ("7) .
4.12. Se dispone de una disolución acuosa de un ácido HA. Si se quiere saber si se trata de un ácido fuerte
o débil, bastaría conocer:
a) Su pH y su concentración.
b) Solo su pH.
c) Solo su concentración.
d) Su punto de congelación y la constante crioscópica del agua.
e) Solo se puede saber si se conoce la K a .
El ácido HA se encuentra disociado en iones según la ecuación:

HA(aq) + H! O(l) D A( (aq) + H% O. (aq)
[A( ] [H% O. ]
𝐾9 =
[HA]
[A( ] = [H% O. ] [HA] ≈ 𝑐
De la expresión de la constante de acidez y del concepto de pH se obtiene:
[H% O. ]!
𝐾9 = ⎫ 10(! (‡")
𝑐 → 𝐾9 =
⎬ 𝑐
[H% O. ] = 10(‡" ⎭
Como se deduce de la ecuación obtenida, para calcular el valor de 𝐾9 , es decir, determinar la fuerza del ácido,
es necesario conocer el pH y la concentración de la disolución. Si 𝐾9 >> 1, se trata un ácido fuerte, en caso
contrario, el ácido es débil.
4.13. El ácido acético en amoníaco líquido como disolvente:

a) Es un ácido más débil que el agua.
b) Estará más ionizado que en disolución acuosa.
c) Es igualmente débil, porque el pK de un ácido no depende de la naturaleza del disolvente.
d) Actúa como base.
Como el amoníaco es una base más fuerte que el agua, la reacción entre el amoniaco y el ácido acético
viene dada por la siguiente ecuación:
CH% COOH(l) + NH% (l) ® CH% COO( (l) + NH2. (l)
Como no se trata de un equilibrio, la reacción se encuentra completamente desplazada hacia la derecha,
por lo que el ácido acético estará más ionizado que en disolución acuosa.

4.14. El ácido hipocloroso, HClO, tiene una constante de ionización de 3,2·10–8 . ¿Cuál es el porcentaje
de ionización en disoluciones 1,0 M y 0,10 M, respectivamente?
a) 0,018 % y 0,056 %
b) 0,032 % y 0,0032 %
c) 0,56 % y 0,18 %
d) 0,56 % en ambas
e) 0,32 % en ambas
El HClO es un ácido débil que se encuentra parcialmente disociado de acuerdo con la siguiente ecuación:
HClO(aq) + H! O(l) D ClO( (aq) + H% O. (aq)
[ClO( ] [H% O. ]
𝐾9 =
[HClO]
[ClO( ] = [H% O. ] = 𝑐α [HClO] = 𝑐 − 𝑐α ≈ 𝑐
(𝑐α)!
𝐾9 = = 𝑐α!
𝑐
de donde se obtiene que el grado de ionización se puede calcular mediante la expresión:
𝐾9
α=Ð
𝑐
Sustituyendo se obtiene que el valor de α para cada disolución es:
3,2·10(F
𝑐 = 1,0 M → α = Ð · 100 = 0,018 %
1,0
3,2·10(F
𝑐 = 0,10 M → α = Ð · 100 = 0,057 %
0,10
4.15. Un ácido débil monoprótico está ionizado un 1 % a 25 °C. ¿Cuál de los siguientes datos sería necesario
conocer además para calcular la constante de ionización del ácido?
a) La conductividad equivalente a dilución infinita.
b) La masa molar del ácido.
c) El pH de la disolución.
d) El producto iónico del agua.
Un ácido monoprótico débil, HA, se encuentra parcialmente ionizado según la ecuación:

[A( ] [H% O. ]
𝐾9 =
[HA]
[A( ] = [H% O. ] = 𝑐α y [HA] = 𝑐 – 𝑐α ≈ 𝑐

La expresión de la constante de acidez queda como:
(𝑐α)!
𝐾9 = = 𝑐α!
𝑐
Como se observa, el valor de la constante depende del grado de disociación y de la concentración inicial,
y esta, se puede calcular a partir de la conductividad equivalente a dilución infinita.
4.16. ¿Cuál será el pH de una disolución acuosa de HF (K a = 7,2·10–4 ) si se disocia un 10 %?

a) pH = 1
b) pH = 10
c) pH = 2
d) pH = 7
El HF es un ácido débil que se encuentra parcialmente disociado de acuerdo con el equilibrio:

[F ( ] [H% O. ]
𝐾9 =
[HF]
[F ( ] = [H% O. ] = 𝑐α y [HF] = 𝑐 – 𝑐α ≈ 𝑐
(𝑐α)!
𝐾9 = = 𝑐α!
𝑐
El valor de 𝑐 que se obtiene es:
𝐾9 7,2·10(2
𝑐= = = 0,072 M
α! 0,10!
[H% O. ] = 𝑐α = 0,10 · 0,072 M = 7,2·10(% M ® pH = –log (7,2·10(% ) = 2,1
4.17. La metilamina, CH3 NH2 , es una base débil con una constante de equilibrio de ionización básica igual
a 4,4·10–4 . En una disolución 10–2 M de metilamina se tiene que:
a) La concentración de iones OH– es menor que la concentración de H+ .
b) La concentración de iones OH– es mayor que la concentración de H+ .
c) El pH de la disolución es menor de siete.
d) El pH de la disolución es mayor de siete.
La metilamina es una base débil que se encuentra parcialmente disociado en iones según la ecuación:
CH% NH! (aq) + H! O(l) D CH% NH%. (aq) + OH( (aq)
La expresión de la constante de basicidad 𝐾„ es:
[CH% NH%. ] [OH( ]
𝐾„ =
[CH% NH! ]

[CH% NH%. ] = [OH( ] = 𝑥 y [CH% NH! ] = 𝑐 − 𝑥
𝑥!
4,4·10(2 = → [OH( ] = 𝑥 = 1,9·10(% M
10(! − 𝑥
El pOH de la disolución es:
pOH = –log (1,9·10(% ) = 2,7
Para cualquier disolución acuosa se cumple que:
[H% O. ] [OH( ] = 10()2 pH + pOH = 14
Aplicado a este caso:
[OH( ] > [H% O. ] pH > 7
Las respuestas correctas son b y d.
4.18. En disolución acuosa el ácido cianhídrico, HCN, es un ácido débil con K a = 4,9·10–10 . En una diso-
lución acuosa de HCN 1,0 M se tiene que:
a) La concentración de la base conjugada es mayor que la del ácido sin disociar.
b) La concentración de la base conjugada es menor que la del ácido sin disociar.
c) La disolución tiene carácter básico.
d) El pH tiene un valor de 7.
El ácido cianhídrico, HCN, se encuentra parcialmente disociado según la ecuación:

[CN( ] [H% O. ]
𝐾9 =
[HCN]
[CN( ] = [H% O. ] = 𝑥 y [HCN] = 1,0 − 𝑥
Sustituyendo en la expresión de la constante de acidez se obtiene:
𝑥!
4,9·10()P = → 𝑥 = 2,2·10($ M
1,0 − 𝑥
De estos valores se deduce que:
[HCN] ≈ 1,0 M
Ê → [CN( ] ≪ [HCN]
( ($
[CN ] = 2,21·10 M
4.19. ¿Cuál de las siguientes bases es más fuerte?

a) Amoníaco (pK b = 4,75)
b) Metilamina (pK b = 3,44)
c) Urea (pK b = 13,90)
d) Piridina (pK b = 8,75)
(O.Q.L. Madrid 2006) (O.Q.L. Madrid 2012) (O.Q.L. Galicia 2012)
El p𝐾b de una base se define como:

p𝐾„ = –log 𝐾„
Una base será tanto más fuerte cuanto mayor sea el valor de 𝐾„ o menor sea el valor de p𝐾„ .
Las bases propuestas ordenadas de más fuerte a más débil:
Metilamina (3,44) > Amoníaco (4,75) > Piridina (8,75) > Urea (13,90)
4.20. Se puede obtener HCl mediante la siguiente reacción:

a) NaCl + H2 S
b) NaCl + HNO3
c) NaCl + H3 PO4
d) NaCl + HF
e) Electrólisis de una disolución acuosa de NaCl.
(O.Q.N. Vigo 2006)
a-d) Falso. Para que se produzca HCl a partir de NaCl debe tener lugar una reacción ácido-base en la que
es preciso que el ácido que reaccione con el Cl( (base conjugada) del HCl sea lo suficientemente fuerte.
Los ácidos H! S y HF son demasiado débiles para producir esta reacción de desplazamiento.
b) Falso. El HNO% no es apropiado ya que al ser oxidante produciría la oxidación del Cl( a Cl! .
c) Verdadero. El H% PO2 tiene la fuerza suficiente para producir la reacción de desplazamiento. La ecua-
ción química ajustada correspondiente a la reacción entre ambas sustancias es:
NaCl(aq) + H% PO2 (aq) ® HCl(aq) + NaH! PO2 (aq)
e) Falso. La electrólisis de NaCl(aq) produciría el desprendimiento de H! y Cl! .
(Cuestión similar a la propuesta en Almería 1999).
4.21. Dados los equilibrios:

HB1 (aq) + H2 O(l) D B1– (aq) + H3 O+ (aq)
HB𝟐 (aq) + H2 O(l) D B2– (aq) + H3 O+ (aq)
Si para una misma concentración de HB1 y HB2 , [B2– ] es mayor que [B1– ], se puede decir que:
a) El ácido HB2 es más fuerte que el HB1 .
b) K 1 = K 2
c) El ácido HB2 es más débil que el HB1 .
d) K 1 > K 2
(O.Q.L. Asturias 2006) (O.Q.L. La Rioja 2008) (O.Q.L. La Rioja 2011)
Para un ácido débil la expresión de la constante de acidez es:

[B( ] [H% O. ]
𝐾9 =
[HB]
[B( ] = [H% O. ] = 𝑥 y [HB] = 𝑐 – 𝑥 ≈ 𝑐
Sustituyendo en la expresión de 𝐾9 :
𝑥!
𝐾9 =
𝑐
Si se cumple que:
[B!( ] > [B)( ] y [HB! ] = [HB) ]
Entonces, 𝐾! > 𝐾) , lo que significa que el ácido HB! es más fuerte el ácido HB) .
4.22. En una disolución acuosa 1,0·10–3 M de ácido butírico, HC4 H7 O2 , (pK a = 4,82) se cumple que:
a) [H+ ] = [C4 H7 O–2 ] y [HC4 H7 O2 ] > [C4 H7 O–2 ]
b) pH = 3
c) [H+ ] = [C4 H7 O–2 ] = 1,0·10–3 M
d) [HC4 H7 O2 ] = [C4 H7 O–2 ]
El ácido butírico es un un ácido débil que se encuentra parcialmente disociado en iones según la ecuación:
HC2 HE O! (aq) + H! O(l) D C2 HE O( .
! (aq) + H% O (aq)

[C2 HE O( .
! ] [H% O ]
𝐾9 =
[HC2 HE O! ]
[C2 HE O( .
! ] = [H% O ] = 𝑥 y [HC2 HE O! ] = 𝑐 − 𝑥
El valor de 𝐾9 para un ácido cuyo p𝐾9 = 4,82 es:

𝐾9 = 10(‡¬8 = 10(2,F! = 1,51·10($
𝑥!
1,51·10($ = → 𝑥 = 9,94·10(1 M
1,0 · 10(% − 𝑥
La concentración de ácido sin disociar en el equilibrio es:
[HC2 HE O! ] = 1,0·10(% − 9,94·10(1 = 9,90·10(2 M
de donde se deduce que, [HC2 HE O! ] > [C2 HE O(
! ].

pH = –log (9,94·10(1 ) = 5,00
4.23. Entre los siguientes ácidos indique cuál es el más fuerte:

a) HClO
b) HClO2
c) HClO3
d) HClO4
(O.Q.L. Castilla y León 2006) (O.Q.L. Madrid 2016)
En los oxoácidos del cloro, el átomo de hidrógeno se encuentra unido a un átomo de oxígeno formando
un enlace O–H muy polar. Conforme aumenta el número de átomos de oxígeno de la molécula es más fácil
deslocalizar por la estructura la carga negativa que aparece al romperse el enlace citado y liberarse el ion
H. , es decir, más fuerte es el oxoácido, ya que, cuanto más deslocalizada está la carga, el anión formado
es más estable en disolución acuosa y, por ello, es más débil como base de Brönsted. Por tanto, los ácidos
propuestos ordenados por acidez decreciente son:
HClO2 (∞) > HClO% (10) > HClO! (1,1·10(! ) > HClO (4,0·10(F )
Los valores que aparecen entre paréntesis son las constantes de acidez, 𝐾9 , que aparecen en la bibliogra-
fía.
(En la cuestión propuesta en Madrid 2016 se pregunta el más débil).
4.24. Si la K a de un ácido es 10–6 . ¿Qué afirmación será cierta?

a) La K b de su base conjugada es de 10–8 .
b) El pH de una solución 1 M de este ácido será 8.
c) La K b de su base conjugada es 10–6 .
d) El pH de una solución 1 M de este ácido será 3.
a) Verdadero. La constante de acidez (𝐾a ) de un ácido y la constante de basicidad (𝐾b ) de su base conju-
gada están relacionadas mediante la expresión 𝐾w = 𝐾a · 𝐾b , por lo que:
𝐾§ 10()2
𝐾„ = = = 10(F
𝐾9 10(1
b-d) Falso. Para saber el pH de la disolución es necesario, además, conocer su concentración.
c) Falso. Según se ha determinado en el apartado a).
4.25. ¿Qué proposición de las siguientes es cierta?

a) Un ácido y su base conjugada reaccionan para formar sal y agua.
b) El H2 O como ácido es su propia base conjugada.
c) La base conjugada de un ácido débil es una base fuerte.
d) La base conjugada de un ácido fuerte es una base fuerte.
a) Falso. No se produce ninguna reacción entre un ácido y su base conjugada.

b) Falso. La reacción del H! O como ácido es:
2 H! O(l) D H% O. (aq) + OH( (aq)
c) Falso. En el equilibrio correspondiente entre un ácido débil, como por ejemplo, HF, y su base conjugada
F ( :
la relación existente entre ambas constantes es:
𝐾a (HF) · 𝐾b (F ( ) = 𝐾w
Considerando que la constante 𝐾a (HF) = 7,1·10(2 , el valor de la constante 𝐾b (F ( ) es:
𝐾w 1,0·10()2
𝐾b (F ( ) = = = 1,4·10())
𝐾a (HF) 7,1·10(2
Como se deduce del valor de la constante, la base conjugada es aún más débil.
d) Falso. En la disociación de un ácido fuerte, como el HCl, en su base conjugada Cl( :
la relación existente entre ambas constantes es:
𝐾a (HCl) · 𝐾b (Cl( ) = 𝐾w
Considerando que la constante 𝐾9 (HCl) = ∞, el valor de la constante 𝐾„ (Cl( ) es:
𝐾§ 1,0·10()2
𝐾„ (Cl( ) = = = 0
𝐾9 (HCl) ∞
Como se deduce del valor de la constante, la base conjugada es muy débil.
4.26. La K a de un ácido débil vale 2·10–5 . ¿Cuál de los siguientes valores que se dan a continuación es
el valor de la K b de su base conjugada?
a) 3·10–7
b) 5·10–9
c) 5·10–8
d) 1·10–14
e) 2·10–8
La relación entre la constante de fuerza de ácido y su base conjugada viene dada por la expresión:
𝐾§
𝐾„ =
𝐾9
El valor de 𝐾„ es:
1·10()2
𝐾„ = = 5·10(•
2·10(1
4.27. Una disolución acuosa 0,10 M de metilamina, CH3 NH2 , tiene pH = 11,85. A partir de estos datos
se determine que el valor de su constante de basicidad es:
a) 2,7·10–4
b) 5,4·10–5
c) 2·10–23
d) 5,4·10–4
La metilamina es una base débil que se encuentra parcialmente disociado en iones según la ecuación:
CH% NH! (aq) + H! O(l) D CH% NH%. (aq) + OH( (aq)
[CH% NH%. ] [OH( ]
𝐾„ =
[CH% NH! ]
[CH% NH%. ] = [OH( ] = 𝑥 y [CH% NH! ] = 𝑐 − 𝑥
Los valores del pOH y [OH( ] para una disolución que tiene pH = 11,85; son, respectivamente:
pOH = 14,0 – 11,85 = 2,15 ® [OH( ] = 10(‡#" = 10(!,)$ M
El valor de la constante 𝐾„ es:
𝑥! (10(!,)$ )!
𝐾„ = = = 5,4·10(2
𝑐 − 𝑥 0,10 − 10(!,)$
4.28. El pH de una disolución acuosa 1,0·10–4 M de ácido acético (K a = 1,76·10–5 ), a 25 °C, es igual a:
a) 4,00
b) 4,38
c) 4,47
d) 10,0
El ácido acético, CH% COOH, es un ácido débil que se encuentra parcialmente disociado según la ecuación:

[CH% COO( ] [H% O. ]
𝐾9 =
[CH% COOH]
[CH% COO( ] = [H% O. ] = 𝑥 y [CH% COOH] = 𝑐 − 𝑥
Sustituyendo en la expresión de la constante se obtiene que el valor de [H% O. ] es:
𝑥!
1,76·10($ = → 𝑥 = [H% O. ] = 3,41·10($ M
1,0 · 10(2 − 𝑥
pH = –log (3,41·10($ ) = 4,47
4.29. ¿Cuál es la base más débil?

a) Etilamina (K b = 4,3·10–4 )
b) Piridina (K b = 1,5·10–9 )
c) Anilina (K b = 7,4·10–10 )
d) Amoníaco (K b = 1,8·10–5 )
La base más débil es la que tiene la constante de basicidad, 𝐾„ , más pequeña. De las sustancias propuestas
es la anilina (𝐾„ = 7,4·10()P ).
4.30. Razone si son ciertas o falsas las afirmaciones siguientes:

i) Cuanto mayor sea la concentración inicial de ácido acético, mayor será la concentración de iones
acetato en disolución.
ii) El grado de disociación del ácido acético es independiente de la concentración inicial del ácido.
a) Las dos son correctas.
b) Las dos no son correctas.
c) La primera es correcta y la segunda no.
d) La segunda es correcta y la primera no.
i) Correcto. El CH% COOH es un ácido débil que se encuentra parcialmente disociado en iones según la
ecuación:
[CH% COO( ] [H% O. ]
𝐾9 =
[CH% COOH]
[CH% COO( ] = [H% O. ] y [CH% COOH] = 𝑐 − 𝑥 ≈ 𝑐
[CH% COO( ]!
𝐾9 = → [CH% COO( ] = Ö𝐾9 · 𝑐
𝑐
Como se observa, si 𝑐 aumenta, el valor de [CH% COO( ] aumenta.
ii) Falso. El CH% COOH es un ácido débil que se encuentra parcialmente ionizado y las concentraciones en
el equilibrio en función de 𝑐 (concentración inicial) y de α (grado de disociación) son:
[CH% COO( ] = [H% O. ] = 𝑐α [CH% COOH] = 𝑐 (1 – α) ≈ 𝑐
(𝑐α)! 𝐾9
𝐾9 = → α = Ð
𝑐 𝑐
Como se observa, α depende del valor de 𝑐.

4.31. El orden creciente de pH de las disoluciones (todas las concentraciones son 0,1 M) de los com-
puestos siguientes, HCl, H2 SO4 , NaOH, NH3 y CH3 COOH es:
a) HCl < H2 SO4 < NaOH < NH3 < CH3 COOH
b) H2 SO4 < HCl < CH3 COOH < NH3 < NaOH
c) H2 SO4 < HCl < CH3 COOH < NaOH < NH3
d) H2 SO4 < HCl < NH3 < CH3 COOH < NaOH
§ Los ácidos HCl y H! SO2 son fuertes, por lo que se encuentran totalmente ionizados y proporcionan los
valores de [H% O. ] más elevados y sus pH serán los más bajos. A su vez, el H! SO2 es un ácido diprótico por
lo que, de ambos, su valor de [H% O. ] será mayor y su pH menor.
§ El ácido CH% COOH es débil, por lo que se encuentra parcialmente ionizado y proporciona un valor de
[H% O. ] menor que el de los ácidos fuertes antes citados, y su pH será mayor que el de ambos.
§ La base NH% es débil, por lo que se encuentra parcialmente ionizada y proporciona un valor de [H% O. ]
menor aún que el del ácido débil CH% COOH y su pH será mayor que el de los tres ácidos.
§ La base NaOH es fuerte, por lo que se encuentra totalmente ionizada y proporciona un valor de [H% O. ]
menor aún que la de la base débil NH% y su pH será el mayor de todas las sustancias dadas.
El orden creciente de pH de las disoluciones propuestas es:
H! SO2 < HCl < CH% COOH < NH% < NaOH
4.32. Se prepara una disolución 10–2 M con cada uno de los siguientes ácidos débiles:
ácido acético (pK a = 4,75), ácido bórico (pK a1 = 9,23), ácido benzoico (pK a = 4,18),
ácido carbónico (pK a1 = 6,37; pK a2 = 10,31), ácido oxálico (pK a1 = 1,22; pK a2 = 4,19) y
ácido fosfórico (pK a1 = 2,1; pK a2 = 7,2; pK a3 = 12,3).
a) Ácido carbónico
b) Ácido oxálico
c) Ácido benzoico
d) Ácido bórico
e) Ácido acético
f) Ácido fosfórico
(O.Q.L. País Vasco 2009) (O.Q.L. País Vasco 2013) (O.Q.L. País Vasco 2014) (O.Q.L. País Vasco 2016) (O.Q.L. Jaén 2018)
Considerando que en los ácidos dipróticos casi todos los H% O. se liberan en la primera ionización, según
la siguiente ecuación:
[A( ] [H% O. ]
𝐾9 =
[HA]

[A( ] = [H% O. ] y [HA] ≈ 𝑐
[H% O. ]!
𝐾9 =
𝑐
La concentración de iones H% O. de la disolución es:
[H% O. ] = Ö𝐾9 · 𝑐
Aplicando logaritmos y multiplicando por –1 la ecuación anterior y sustituyendo el valor de 𝑐 = 10(! M, se
obtiene la siguiente expresión:
1
pH = p𝐾9 + 1
2
El pH más bajo (más ácido) corresponde a la disolución del ácido que tenga menor valor de p𝐾9 . En este caso,
se trata del ácido oxálico (p𝐾92 = 1,22).
4.33. El pH de una disolución 1,0·10–9 M de un ácido débil, cuya K a = 1,0·10–6 es:

a) 6
b) 5,6
c) 8
d) Aproximadamente 7
Se trata de un ácido débil muy poco concentrado por lo que para el cálculo del pH deben tenerse en cuenta
los protones que suministra el agua, por este motivo, el pH debe ser muy cercano e inferior a 7.
4.34. La constante K a del ácido cianhídrico es 5,0·10–10 . ¿Cómo es el pH de una disolución 0,50 M de
HCN?
a) Entre 3,5 y 4,5
b) Entre 5,0 y 5,5
c) Entre 9,0 y 9,5
d) Entre 10,5 y 11,0
El ácido cianhídrico, HCN, se encuentra parcialmente disociado según la ecuación:

[CN( ] [H% O. ]
𝐾9 =
[HCN]
[CN( ] = [H% O. ] = 𝑥 y [HCN] = 𝑐 − 𝑥
Como se cumple que:
𝑐
> 100 se puede realizar la aproximación 𝑐 − [H% O. ] ≈ 𝑐
𝐾9
La expresión de la constante se reduce a:
[H% O. ]!
𝐾9 =
𝑐
Sustituyendo en la expresión de 𝐾9 se obtiene que el valor de [H% O. ] es:
[H% O. ]!
5,0·10()P = → [H% O. ] = 1,6·10($ M
0,50
pH = –log (1,6·10($ ) = 4,8
4.35. Se disuelve 1,00 g de ácido láctico, HC3 H5 O3 , en 100 mL de agua y la disolución resultante tiene
un pH = 2,40. El valor de la constante de disociación de dicho ácido es:
a) 4·10–3
b) 1,4·10–4
c) 1,4·10–3
d) 1,6·10–6
Suponiendo que al disolver el ácido láctico no se produce variación de volumen, la concentración molar
1,00 g HC% H$ O% 1 mol HC% H$ O% 10% mL disolución
· · = 0,111 M
100 mL disolución 90,0 g HC% H$ O% 1 L disolución
Como se trata de un ácido débil monoprótico que se encuentra parcialmente disociado según la ecuación:
HC% H$ O% (aq) + H! O(l) D C% H$ O( .
% (aq) + H% O (aq)

[C% H$ O( .
% ] [H% O ]
𝐾9 =
[HC% H$ O% ]
[C% H$ O( .
% ] = [H% O ] = 𝑥 y [HC% H$ O% ] = 𝑐 − 𝑥
El valor de [H% O. ] para una disolución que tiene pH = 2,40 es

[H% O. ] = 10(‡" = 10(!,2P M
𝑥! (10(!,2P )!
𝐾9 = = = 1,5·10(2
𝑐 − 𝑥 0,111 − 10(!,2P
4.36. La acidez de los compuestos binarios covalentes aumenta en el orden:

a) HF > NH3 > CH4 > H2 O
b) CH4 > NH3 > H2 O > HF
c) HF > H2 O > NH3 > CH4
d) H2 O > HF > NH3 > CH4
La acidez de estos compuestos binarios del hidrógeno está relacionada con la polaridad del enlace X−H,
es decir, con la diferencia de electronegatividad que existe entre los elementos que forman dicho enlace.
Cuánto más polar sea este, más fácil será que se ceda el protón, H. , y mayor carácter ácido tendrá el
compuesto.
Compuesto Δχ Carácter ácido
HF 3,98 – 2,20 = 1,78 máximo
H! O 3,44 – 2,20 = 1,24 medio
NH% 3,04 – 2,20 = 0,84 medio
CH2 2,55 – 2,20 = 0,35 mínimo
El orden decreciente de acidez es:
HF > H! O > NH% > CH2
(Se pregunta acidez creciente y los símbolos de comparación propuestos corresponden a decreciente).
4.37. Dadas dos disoluciones de dos ácidos de la misma concentración:

ácido acético (K a = 1,8·10–5 ) y ácido metanoico (K a = 1,8·10–4 ), la que posee un pH más ácido es:
a) La de ácido acético.
b) Ambas tienen igual pH.
c) La de ácido metanoico.
d) Faltan datos para decidirse.
Un ácido débil, HA, en disolución acuosa se encuentra parcialmente ionizado de acuerdo con la ecuación:
La expresión constante de acidez es:
[A( ] [H% O. ]
𝐾9 =
[HA]
[A( ] = [H% O. ] y [HA] ≈ 𝑐
Sustituyendo en la expresión de 𝐾9 se obtiene que [H% O. ] de la disolución es:
[H% O. ]!
𝐾9 = → [H% O. ] = Ö𝐾9 · 𝑐
𝑐
Como para ambos ácidos el valor de 𝑐 es el mismo, tendrá mayor [H% O. ], es decir, pH más ácido (menor),
aquél que tenga mayor valor de 𝐾9 . En este caso, como:
𝐾9 (nKC9jBAkB) = 1,8·10(2 > 𝐾9 (9kéCAkB) = 1,8·10($ ® pH(nKC9jBAkB) < pH(9kéCAkB)
(Cuestión similar a la propuesta en País Vasco 2009).
4.38. El pH de una disolución de ácido acético 0,10 M (K a = 1,8·10–5 ) es:

a) 0,1
b) 1,34
c) 2,4
d) 3
El ácido acético, CH% COOH, es un ácido débil que en disolución acuosa se encuentra parcialmente ioni-
zado según la ecuación:
[CH% COO( ] [H% O. ]

𝐾9 =
[CH% COOH]
[CH% COO( ] = [H% O. ] = 𝑥 y [CH% COOH] = 𝑐 − 𝑥
Sustituyendo en la expresión de 𝐾9 se obtiene el valor de [H% O. ] de la disolución es:
𝑥!
1,8·10($ = → 𝑥 = [H% O. ] = 1,3·10(% M
0,10 − 𝑥
pH = –log (1,8·10($ ) = 2,9
4.39. El pH de una disolución 0,1 M de un ácido monoprótico HA es 4,5. Se puede decir que se trata de un
ácido:
a) Muy diluido
b) Orgánico
c) Muy poco soluble en agua
d) Poco disociado
e) Fuerte
f) Débil
(O.Q.L. Castilla y León 2011) (O.Q.L. Jaén 2016)
A partir de los datos propuestos se deduce que se trata de un ácido débil inorgánico u orgánico y, por
tanto, poco disociado en iones, ya que, si se tratara de un ácido fuerte, totalmente disociado en iones, una
disolución acuosa cuya concentración fuese 0,1 M tendría un pH = 1.
Las respuestas correctas son d y f.
4.40. El ácido metanoico es un ácido débil cuya constante de acidez vale 1,84·10–4 . Si se tienen 500 mL
de una disolución acuosa de este ácido en la cual este se encuentra disociado en un 34,0 %, ¿cuál será la
concentración inicial del ácido metanoico en la disolución?
a) 2,10·10–3 M
b) 1,05·10–3 M
c) 1,50·10–3 M
d) 2,55·10–3 M
El HCOOH es un ácido débil que se encuentra parcialmente disociado de acuerdo con el equilibrio:
[HCOO( ] [H% O. ]
𝐾a =
[HCOOH]
[HCOO( ] = [H% O. ] = 𝑐α y [HCOOH] = 𝑐 − 𝑐α
(𝑐α)! 𝑐α!
𝐾a = =
𝑐(1 − α) 1 − α
Sustituyendo en esta expresión se obtiene que el valor de la concentración inicial es:
1 − 0,340
1,84·10(2 = 𝑐 · → 𝑐 = 1,03·10(% M
0,340!
4.41. ¿Qué ácido tiene la base conjugada más fuerte?

a) Ácido acético (K a = 1,8·10–5 )
b) Ácido fórmico (K a = 1,8·10–4 )
c) Ácido fluorhídrico (K a = 6,8·10–4 )
d) Ácido propanoico (K a = 5,5·10–5 )
𝐾§
𝐾„ =
𝐾9
De los ácidos propuestos, tendrá la base conjugada más fuerte el que tenga el menor valor de la constante
𝐾9 y, por tanto, mayor valor de la constante 𝐾„ . En la siguiente tabla se muestran los valores obtenidos:
Ácido Ka Kb
acético 1,8·10 ($ 5,6·10()P
fórmico 1,8·10(2 5,6·10())
fluorhídrico 6,8·10(2 1,5·10())
propanoico 5,5·10($ 1,8·10()P
4.42. El ácido más adecuado para la obtención de bromuro de hidrógeno a partir de NaBr mediante una
reacción de desplazamiento ácido base:
a) H2 SO4
b) HCl
c) HF
d) HNO3
e) H3 PO4
Para que se produzca HBr a partir de NaBr debe tener lugar una reacción ácido-base en la que es preciso
que el ácido que reaccione con el Br ( (base conjugada) del HBr tenga la fuerza adecuada para producir
la reacción de desplazamiento. Los ácidos H! SO2 y HNO% se descartan por tratarse de ácidos oxidantes
capaces de oxidar el HBr a Br! .
El HF es demasiado débil, mientras que el H% PO2 no lo es tanto. La ecuación química ajustada correspon-
diente a la reacción entre ambas sustancias es:
NaBr(s) + H% PO2 (aq) ® HBr(g) + NaH! PO2 (aq)
(Cuestión similar a la propuesta en Almería 1999 y Vigo 2006).
4.43. Una disolución acuosa 0,010 M de un ácido débil tiene un grado de disociación de 0,25. El pOH es:
a) 2,6
b) 2
c) 11,4
d) 12
El HA es un ácido débil que en disolución acuosa se encuentra parcialmente disociado de acuerdo con la
siguiente ecuación:

[A( ] = [H% O. ] = 𝑐α y [HA] = 𝑐 – 𝑐α ≈ 𝑐
[H% O. ] = 0,010 M · 0,25 = 2,5·10(% M ® pH = –log (2,5·10(% ) = 2,6
El valor del pOH de la disolución es:
pOH = 14 – pH = 14 – 2,6 = 11,4
4.44. Si el valor de K a para el ion HCO–𝟑 es 4,7·10–11 , el valor de K b para el ion CO2–
3 será:
a) 4,7·10–3
b) 2,13·10–4
c) 4,7·10–11
d) 4,7·103
La relación entre la constante de fuerza de una base y su ácido conjugado viene dada por la expresión:
𝐾§
𝐾„ =
𝐾9
1,0·10()2
𝐾„ = = 2,1·10(2
4,7·10())
4.45. El ácido benzoico contenido en algunas frutas es un conservante natural cuya constante de acidez
es de 6,50·10–5 y cuya solubilidad en agua es solo 3,42 g L–1 . El pH de una disolución saturada de este
ácido es:
a) 1,50
b) 2,87
c) 5,50
d) 6,55
El ácido benzoico es un ácido débil que en disolución acuosa se encuentra parcialmente disociado de
acuerdo con la siguiente ecuación:
C1 H$ COOH(aq) + H! O(l) D C1 H$ COO( (aq) + H% O. (aq)
[C1 H$ COO( ] [H% O. ]
𝐾9 =
[C1 H$ COOH]
[C1 H$ COO( ] = [H% O. ] y [C1 H$ COOH] = 𝑐 − [H% O. ]
La concentración molar de la disolución saturada de ácido benzoico es:
3,42 g C1 H$ COOH 1 mol C1 H$ COOH
𝑐= · = 0,0280 M
1 L disolución 122 g C1 H$ COOH
Como se cumple que:

𝑐
𝐾9
[H% O. ]!
𝐾9 =
𝑐
Sustituyendo en la expresión de 𝐾9 se obtiene que el valor de [H% O. ] es:
[H% O. ]!
6,50·10($ = → [H% O. ] = 1,35·10(% M
0,0280
pH = –log (1,35·10(% ) = 2,87
4.46. ¿Cuál es el porcentaje de ionización del ácido fórmico o metanoico (K a = 1,8·10–4 ) en una disolu-
ción 0,10 M?
a) 4,2 %
b) 2,7 %
c) 1,8 %
d) 1,3 %
(O.Q.L. Madrid 2013) (O.Q.N. Valencia 2020)
El HCOOH es un ácido débil que en disolución acuosa se encuentra parcialmente disociado de acuerdo
con la siguiente ecuación:
[HCOO( ] [H% O. ]
𝐾9 =
[HCOOH]
[HCOO( ] = [H% O. ] = 𝑐α y [HCOOH] = 𝑐 − 𝑐α
(𝑐α)! 𝑐α!
𝐾9 = =
𝑐(1 − α) 1 − α
Sustituyendo en esta expresión se obtiene que el valor del grado de ionización es:
0,10 α!
1,8·10(2 = → α = 0,042 → 4,2 %
1−α
4.47. Cuantitativamente, la fuerza de los ácidos y las bases se refleja en el valor de las constantes. A
partir de los siguientes valores:
K a (CH3 COOH) = 1,8·10–5 ; pK a (HBr) = –5; pK a (HF) = 3,3; K a (HCN) = 10–10
el orden de mayor a menor fuerza ácida es:
a) HBr > HF > CH3 COOH > HCN
b) HF > CH3 COOH > HBr > HCN
c) HF > HBr > CH3 COOH > HCN
d) HBr > HF > HCN > CH3 COOH
La fuerza de un ácido viene determinada por el valor de su constante de acidez, 𝐾9 . Cuánto mayor es este
valor, mayor es la fuerza del ácido.
El p𝐾9 de un ácido se define como:
p𝐾9 = –log 𝐾9 ® 𝐾9 = 10(‡¬8
Un ácido será más fuerte cuanto menor sea el valor de su p𝐾9 . Aplicado a los ácidos dados:
𝐾9 (HBr) = 10$ 𝐾9 (HF) = 10(%,%
Los ácidos propuestos ordenados de más fuerte a más débil son:
HBr (𝐾9 = 10$ ) > HF (𝐾9 = 10(%,% ) > CH% COOH (𝐾9 = 1,8·10($ ) > HCN (𝐾9 = 10()P )
(Cuestión similar a la propuesta en Navacerrada 1996).
4.48. La constante de acidez del HCO–3 es K a = 4,8·10–11 y la de basicidad del NH3 es K b = 1,8·10–5 . Si
se disuelve carbonato de amonio en agua la constante del equilibrio que se establece es:
a) 8,6·10–16
b) 2,7·10–6
c) 0,086
d) 11,6
e) 3,8·105
El (NH2 )! CO% al disolverlo en agua se disocia de acuerdo con la siguiente ecuación:

(NH2 )! CO% (s) + H! O(l) ® CO!( .
% (aq) + 2 NH2 (aq)
Los iones CO!( .

% reaccionan con los iones NH2 de acuerdo con la siguiente ecuación:
CO!( . (
% (aq) + NH2 (aq) D HCO% (aq) + NH% (aq)
La expresión de la constante de equilibrio de la reacción anterior es:

[HCO(
% ] [NH% ]
𝐾=
[CO% ] [NH2. ]
!(
§ La expresión de la constante de acidez correspondiente a la disociación del HCO(

% es:
[CO!( .
% ] [H% O ]
𝐾9 =
[HCO(%]
§ La expresión de la constante de basicidad correspondiente a la ionización del NH% es:

[NH2. ] [OH( ]
𝐾„ =
[NH% ]
§ La expresión de la constante de equilibrio correspondiente a la ionización del H! O es:
𝐾§ = [H% O. ] [OH( ]
Combinando las diferentes constantes de equilibrio se obtiene:
𝐾§ [HCO(%] [NH% ]
𝐾= = · · [H% O. ] [OH( ]
𝐾9 𝐾„ [CO% ] [H% O. ] [NH2. ] [OH( ]
!(
Simplificando se llega a la expresión buscada:

𝐾§ [HCO(
% ] [NH% ]
𝐾= =
𝐾9 𝐾„ [CO% ] [NH2. ]
!(

𝐾§ 10()2
𝐾= = = 11,6
𝐾9 𝐾„ (4,8·10()) ) · (1,8·10($ )
4.49. Analizando los valores de la tabla se deduce que:

Base Anilina Amoniaco Metilamina
Fórmula C6 H5 NH2 NH3 CH3 NH2
K b 10–9,37 10–4,74 10–3,43
a) La base más débil es la metilamina.
b) En disolución acuosa, a igual concentración de base, tendrá un pH mayor la disolución de amoniaco.
c) La sustancia con mayor grado de disociación es la anilina.
d) Si se compara la acidez relativa de los ácidos conjugados, la especie más ácida es C6 H5 NH3+ .
Para cualquier pareja de ácido y base conjugado se cumple que:

𝐾9 · 𝐾„ = 𝐾§
Los valores de 𝐾9 para los ácidos conjugados de las especies propuestas se muestran en la siguiente tabla:
Especie C1 H$ NH! NH% CH% NH!
𝐾„ 10(•,%E 10(2,E2 10(%,2%
Ácido conjugado C1 H$ NH%. NH2. CH% NH%.
𝐾9 10(2,1% 10(•,!1 10()P,$E
a) Falso. La base más débil es la anilina ya que es la que tiene menor 𝐾„ .
b-c) Falso. A igual concentración, el mayor pH y el mayor grado de disociación lo tiene la base más fuerte,
es decir, la que tiene mayor 𝐾„ , en este caso, metilamina.
d) Verdadero. La base más débil es la anilina ya que es la que tiene menor 𝐾„ , por tanto, su ácido conju-
gado, C1 H$ NH%. , que tiene mayor 𝐾9 , es la especie más ácida.
4.50. La constante de basicidad, pK b , de las siguientes especies químicas se muestra en la tabla:

S 2– CO2–
3 NH3 N2 H4
2,0 3,7 4,7 6,0
¿Qué especie química tiene su ácido conjugado con mayor carácter ácido?
a) Amoniaco
b) Ion sulfuro
c) Hidracina
d) Ion carbonato
e) Ninguna
Para cualquier pareja de ácido y base conjugado se cumple que:

p𝐾9 + p𝐾„ = p𝐾ª
Los valores de p𝐾9 para los ácidos conjugados de las especies propuestas se muestran en la siguiente
tabla:
Especie S!( CO!(
% NH% N! H2
p𝐾„ 2,0 3,7 4,7 6,0
( .
Ácido conjugado (
HS HCO% NH2 N! H$.
p𝐾9 12,0 10,3 9,3 8,0
La base más débil es la hidracina, ya que es la que tiene mayor p𝐾„ , por lo que su ácido conjugado, el ion
hidracinio, que tiene menor p𝐾9 , es el de mayor carácter ácido.
4.51. Una disolución de un ácido débil monoprótico de concentración 0,200 M tiene un pH de 3,50.
¿Cuál es el valor de la constante de disociación de este ácido, K a ?
a) 1,58·10–3
b) 1,00·10–7
c) 5,00·10–7
d) 1,80·10–5
e) 1,58·10–4
Como se trata de un ácido débil monoprótico que en disolución acuosa se encuentra parcialmente diso-
[A( ] [H% O. ]
𝐾9 =
[HA]
El valor de [H% O. ] para una disolución que tiene pH = 3,50 es:
[H% O. ] = 10(‡" = 10(%,$P M
[A( ] = [H% O. ] = 10(%,$P M y [HA] ≈ 0,200 M
(10(%,$P )!
𝐾9 = = 5,00·10(E
0,200
4.52. Un ácido débil monoprótico de concentración 0,100 M se disocia en 3,0 %. La constante de diso-
ciación, K a , es:
a) 9,3·10–5
b) 9,3·10–6
c) 5,4·10–6
d) 1,1·10–6
e) 3,6·10–5
Un ácido débil, HA, en disolución acuosa se encuentra parcialmente disociado según la ecuación:
[A( ] [H% O. ]
𝐾9 =
[HA]
[A( ] = [H% O. ] = 𝑐α y [HA] = 𝑐 − 𝑐α

(𝑐α)!
𝐾9 =
𝑐(1 − α)
El valor de la constante 𝐾R es:
0,100 · (0,03)!
𝐾9 = = 9,3·10($
1 − 0,03
4.53. Calcule la constante de equilibrio para la reacción:

HF(aq) + NH3 (aq) D NH4+ (aq) + F – (aq)
conociendo las constantes para los equilibrios que se citan:
HF(aq) + H2 O(l) D H3 O+ (aq) + F – (aq) K a = 6,9·10–4
NH3 (aq) + H2 O(l) D NH4+ (aq) + OH– (aq) K b = 1,8·10–5
+ –
2 H2 O(l) D H3 O (aq) + OH (aq) K w = 1,0·10–14
a) 1,2·10–𝟖
b) 1,2·106
c) 8,1·107
d) 3,8·1015
La expresión de la constante de equilibrio de la reacción que se desea obtener es:

[F ( ] [NH2. ]
𝐾=
[HF] [NH% ]
§ La expresión de la constante de acidez correspondiente a la disociación del HF es:
[F ( ] [H% O. ]
𝐾9 =
[HF]
§ La expresión de la constante de basicidad correspondiente a la ionización del NH% es:
[NH2. ] [OH( ]
𝐾„ =
[NH% ]
§ La expresión de la constante de equilibrio correspondiente a la ionización del H! O es:
𝐾§ = [H% O. ] [OH( ]
Combinando las diferentes constantes de equilibrio se obtiene:
𝐾9 𝐾„ [F ( ] [H% O. ] [NH2. ] [OH( ] 1
𝐾= = · ·
𝐾§ [HF] [NH% ] [H% O ] [OH( ]
.
Simplificando se llega a la expresión buscada:

𝐾9 𝐾„ [F ( ] [NH2. ]
𝐾= =
𝐾§ [HF] [NH% ]
(6,9·10(2 ) · (1,8·10($ )
𝐾= = 1,2·106
10()2

4.54. Si el pH de una disolución 0,15 M de HF(aq) es 2,02; el pH de una disolución 0,0015 M del mismo
ácido será:
a) 1,14
b) 2,14
c) 3,14
d) 4,14
El ácido fluorhídrico, HF, es un ácido débil que en disolución acuosa se encuentra parcialmente ionizado
[F ( ] [H% O. ]
𝐾9 =
[HF]
[F ( ] = [H% O. ] = 𝑥 y [HF] = 𝑐 − 𝑥
El valor de [H% O. ] de una disolución que tiene pH = 2,02 es:
[H% O. ] = 10(‡" = 10(!,P! M
Sustituyendo estos valores se obtiene que el valor de la constante 𝐾R es:
(10(!,P! )!
𝐾9 = = 6,5·10(2
0,15 − 10(!,P!
Conocido el valor de la constante de acidez se pueden calcular [H% O. ] y el pH para una disolución del
mismo ácido con otra concentración diferente:
𝑥!
6,5·10(2 = → 𝑥 = [H% O. ] = 7,1·10(2 M
0,0015 − 𝑥
pH = –log (7,1·10(2 ) = 3,14
4.55. El ácido metanoico, HCO2 H, es un ácido monoprótico débil en disolución acuosa. Se prepara una
disolución de este ácido disolviendo 1,00 mol del ácido en agua suficiente hasta un volumen de 1,00 L,
¿cuál de las siguientes especies está en gran concentración:
a) H3 O+
b) OH–
c) HCO–2
d) HCO2 H
El ácido metanoico en disolución acuosa se encuentra parcialmente ionizado según la ecuación:

HCO! H(aq) + H! O(l) D HCO( .
! (aq) + H% O (aq)

[H% O. ] = [HCO(
! ] = 𝑥 y [HCO! H] = 𝑐 − 𝑥
Por tratarse de un ácido débil, se encuentra poco ionizado, es decir, 𝑥 es muy pequeño, por lo que se
puede realizar la siguiente aproximación sin cometer gran error:
[HCO! H] = 𝑐 − 𝑥 ≈ 𝑐
De acuerdo con esto, la especie con mayor concentración en la disolución es HCO! H.
4.56. Una disolución 0,10 M de ácido acético tiene un pH de 2,88. ¿Cuál es el porcentaje de disociación
del ácido?
a) 1,3 %
b) 50 %
c) 7,5 %
d) 28,8 %
e) No se puede saber, se necesita el dato del pK a .
El ácido acético, CH% COOH, es un ácido débil que en disolución acuosa se encuentra parcialmente
disociado según la siguiente ecuación:
[H% O. ] = 10(‡" = 10(!,FF M = 1,32·10(% M
[H% O. ] = [CH% COO( ] = 𝑥 = 1,32·10(% M y [CH% COOH] ≈ 𝑐 = 0,10 M
El grado de disociación se define como:
moles disociados 𝑥
α= =
moles iniciales 𝑐
El valor del grado de disociación es:
1,32·10(%
α= = 1,3·10(! → 1,3 %
0,10
4.57. A 25 °C, el pH de una disolución acuosa de amoniaco (K b = 1,8·10–5 ) es de 11,13. La molaridad

de la disolución será:
a) 1,1
b) 0,10
c) 0,25
d) 1,5
e) 2,0
El NH% es una base débil que en disolución acuosa se encuentra parcialmente disociada de acuerdo con
el equilibrio:
[NH2. ] = [OH( ] [NH% ] = 𝑐 - [OH( ]
[NH2. ] [OH( ]
𝐾„ =
[NH% ]
Los valores del pOH y [OH( ] para una disolución que tiene pH = 11,13; son, respectivamente:
pOH = 14,0 – 11,13 = 2,87 ® [OH( ] = 10(‡#" = 1,35 · 10(% M
Sustituyendo en la expresión de 𝐾„ se obtiene que el valor de la concentración inicial es:
(1,35·10(% )!
1,8·10($ = → 𝑐 = 0,10 M
𝑐 − 1,35·10(%
4.58. La adición de un ácido fuerte a una disolución acuosa de un ácido débil:

a) Favorece la disociación del ácido débil.
b) Disminuye la disociación del ácido débil.
c) No afecta en absoluto.
d) Aumenta el pH.
(O.Q.L. Jaén 2016)
El equilibrio correspondiente a la disociación de un ácido débil HA es:

Si se añade un ácido fuerte, aumenta la cantidad de H% O. en el equilibrio y, de acuerdo con el principio
de Le Châtelier (1884), el equilibrio se desplaza en el sentido en el que se consuman los H% O. añadidos,
en este caso, hacia los reactivos, lo que provoca que disminuya la disociación del ácido débil.
4.59. El amoniaco es un gas de olor irritante que encuentra en múltiples aplicaciones en el ámbito do-
méstico, industrial y los laboratorios. En una disolución 0,1 M de amoniaco:
NH3 (aq) + H2 O(l) D NH4+ (aq) + OH– (aq)
a) La adición de un ácido aumenta la constante de basicidad del amoniaco.
b) La adición de hidróxido de sodio reduce la concentración de iones amonio.
c) La adición de una base fuerte aumenta la disociación del amoniaco.
d) La adición de un ácido aumenta la concentración de iones OH– debido a la mayor disociación del amo-
niaco.
(O.Q.L. Jaén 2016)
a) Falso. El valor de la constante de basicidad del amoniaco solo depende de la temperatura.

b) Verdadero. Si se añade NaOH, una base fuerte, aumenta la cantidad de OH( en el equilibrio y, de
acuerdo con el principio de Le Châtelier (1884), el equilibrio se desplaza en el sentido en el que se con-
suman los OH( añadidos reaccionando con los NH4+ , reduciendo su concentración y desplazando el equi-
librio hacia los reactivos.
d) Falso. La adición de un ácido produce un aumento de la cantidad de H% O. que se neutralizan con los
iones OH( procedentes del amoniaco, lo que provoca que disminuya la cantidad de estos en el equilibrio.
4.60. Indique cuál es el pH de una disolución acuosa 2,60 M de hidracina, N2 H4 , sabiendo que su
constante K b = 1,30·10–6 .
a) 11,27
b) 0,17
c) 2,73
d) 13,83
La hidracina, N! H2 , es una base débil que en disolución acuosa se encuentra parcialmente disociada de
N! H2 (aq) + H! O(l) D N! H$. (aq) + OH( (aq)
[N! H$. ] = [OH( ] y [N! H2 ] = 𝑐 - [OH( ]

[N! H$. ] [OH( ]
𝐾„ =
[N! H2 ]
Como se cumple que:
𝑐
𝐾„
[OH( ]!
𝐾„ =
𝑐
[OH( ]!
1,30·10(1 = → [OH( ] = 1,84·10(% M
2,60
pOH = –log (1,84·10(% ) = 2,73 ® pH = 14,0 - 2,73 = 11,3
4.61. El ácido nitroso, HNO2 , tiene una K a = 4,5·10–4 . De las siguientes descripciones del sistema, ¿cuál
es la que mejor describe las especies presentes en una disolución acuosa 0,1 M de ácido nitroso?
a) El HNO2 (aq) es la especie predominante, y en mucha menor cantidad también existen H+ (aq) y
NO–2 (aq).
b) Solo los H+ (aq) y NO–2 (aq) están presentes en cantidades apreciables.
c) El HNO2 (aq), los H+ (aq) y los NO–2 (aq) están todos ellos presentes en cantidades comparables.
d) Los H+ (aq) y NO–2 (aq) son las especies predominantes, y en mucha menor cantidad también existe el
HNO2 (aq).
De acuerdo con el valor de 𝐾9 , el ácido nitroso es un un ácido débil que se encuentra parcialmente
disociado en iones según la ecuación:
HNO! (aq) + H! O(l) D NO( .
! (aq) + H% O (aq)

[NO( .
! ] [H% O ]
𝐾9 =
[HNO! ]
[NO( .
! ] = [H% O ] = 𝑥 y [HNO! ] = 𝑐 − 𝑥
𝑥!
4,5·10(2 = → 𝑥 = 6,5·10(% M
0,10 − 𝑥
La concentración de ácido sin disociar en el equilibrio es:
[HNO! ] = 0,10 – (6,5·10(% ) ≈ 0,10 M
de donde se deduce que [HNO! ] >> [NO( .
! ] = [H% O ].
4.62. El primer paso del metabolismo del etanol para los seres humanos es su oxidación en el estómago
por una enzima denominada alcohol deshidrogenasa (ADH). ¿Cuál de los siguientes es el producto ma-
yoritario de la reacción enzimática sabiendo que el pK a de la sustancia producto se encuentra en torno a
un valor de 16?
a) C2 H6
b) CH3 COOH
c) CH3 CHO
d) C2 H4
Dos de las sustancias propuestas, C! H1 y C! H2 , no son productos de oxidación del etanol, sino todo lo
contrario, son productos de reducción.
El ácido acético, CH% COOH, y el acetaldehído, CH% CHO, son productos resultantes de la oxidación del eta-
nol, pero el ácido acético, CH% COOH, es un ácido débil con un p𝐾a mucho más bajo que el propuesto (4,8
según la bibliografía) por lo que la sustancia que se forma en dicha reacción enzimática es acetaldehído,
CH% CHO.
4.63. El grado de ionización de un electrolito débil (α) se define como la fracción de moléculas de dicho
electrolito que se disocian en sus iones.
Para el caso del ácido acético, ácido monoprótico débil, ¿en qué caso será mayor el grado de ionización
en disolución acuosa?
a) Ácido acético glacial (prácticamente puro)
b) Ácido acético 2,0 M
c) Ácido acético 0,5 M
d) Ácido acético 0,01 M
(O.Q.L. Madrid 2017) (O.Q.L. Jaén 2019)
El CH% COOH es un ácido débil que se encuentra parcialmente disociado en iones según la ecuación:
[CH% COO( ] [H% O. ]
𝐾9 =
[CH% COOH]
[CH% COO( ] = [H% O. ] = 𝑐α [CH% COOH] = 𝑐 (1 – α) ≈ 𝑐
Sustituyendo en la expresión de 𝐾9 se obtiene:
(𝑐α)! 𝐾9
𝐾9 = → α = Ð
𝑐 𝑐
Como se observa, α aumenta conforme disminuye 𝑐, por lo que la disolución 0,01 M es la que presenta
mayor grado de ionización.
4.64. ¿Cuál debe ser la concentración inicial en agua (mol L–1 ) de un ácido HA que producirá una diso-
lución con un pH igual al pK a del ácido en el equilibrio?
a) K a
b) 2 K a
c) 1/K a
d) (K a )½
(Nota. pK a = –log K 𝐚 ).
La ecuación química correspondiente al equilibrio de disolución un ácido débil HA es:

[A( ] [H% O. ]
𝐾9 =
[HA]
[H% O. ] = [A( ] y [HA] = 𝑐 - [H% O. ]
[H% O. ]!
𝐾9 =
𝑐 − [H% O. ]
Si para la disolución se cumple que, pH = p𝐾9 :
–log [H% O. ] = –log 𝐾9 → [H% O. ] = 𝐾9
Sustituyendo en la expresión de 𝐾9 se obtiene que:
𝐾9 !
𝐾9 = → 𝑐 = 2 𝐾R
𝑐 − 𝐾9
4.65. En el fluido intracelular a un pH = 7,4 la concentración total de fosfatos es 20 mM (milimolar).

Las concentraciones de los iones son:
a) [H2 PO–4 ] = 4,0 mM [HPO2–
4 ] = 16 mM
–
b) [H2 PO4 ] = 3,0 mM [HPO2–
4 ] = 17 mM
–
c) [H2 PO4 ] = 15 mM [HPO2–
4 ] = 5,0 mM
–
d) [H2 PO4 ] = 16 mM [HPO2–
4 ] = 4,0 mM
– –7
(Dato. K a (H2 PO4 ) = 1,58·10 ).
El HPO!(2 es un ácido débil que en disolución acuosa se encuentra parcialmente disociado de acuerdo con
H! PO( !( .

[HPO!( .
2 ] [H% O ] .
[HPO!(
2 ]
𝐾9 = ( = [H% O ]
[H! PO2 ] [H! PO(
2]

[H% O. ] = 10(‡" = 3,98·10(F M
Si se cumple que:
[HPO!( (
2 ] + [H! PO2 ] = 20 mM
Llamando 𝑥 = [HPO!(2 ] y sustituyendo en la expresión de la constante de acidez se obtiene:

𝑥
1,58·10(E = · (3,98·10(F ) → 𝑥 = 16 mM
20 − 𝑥
Las concentraciones de los iones fosfato son:
[HPO!(
2 ] = 16 mM [H! PO(
2 ] = 4,0 mM
4.66. La azetidina, C3 H7 N, es una sustancia monobásica con una K a = 5,10·10–12 . Al disolver 0,570 g de
azetidina en 100 mL de agua el pH de la disolución resultante será:
a) 2,7
b) 6,1
c) 11,3
d) 12,1
La azetidina, C% HE N, es una base débil que en disolución acuosa se encuentra parcialmente ionizada se-
gún la ecuación:
C% HE N(aq) + H! O(l) D C% HE N. (aq) + OH( (aq)
La constante de basicidad de la azetidina es:
[C% HE N. ] [OH( ] 𝐾§ 1,00·10()2
𝐾„ = donde 𝐾„ = = = 1,96·10(%
[C% HE N] 𝐾9 5,10·10()!
Considerando que al disolver la azetidina en agua no se produce variación apreciable de volumen, la con-
centración de la disolución resultante es:
0,570 g C% HE N 1 mol C% HE N 10% mL disolución
𝑐= · · = 0,100 M
100 mL disolución 57,0 g C% HE N 1 L disolución
[C% HE N. ] = [OH( ] y [C% HE N] = 𝑐 − [OH( ]
La expresión de la constante de basicidad queda como:
[OH( ]!
𝐾b =
𝑐 − [OH( ]
[OH( ]!
1,96·10(% = → [OH( ] = 1,31·10(! M
0,100 − [OH( ]
pOH = –log (1,31·10(! ) = 1,90 ® pH = 14,0 – 1,90 = 12,1
4.67. El pH para una disolución acuosa 0,50 M de etilamina, CH3 CH2 NH2 , es 12,17. El valor de su cons-
tante de basicidad, K b , es:
a) 4,5·10–5
b) 4,5·10–4
c) 2,9·10–2
d) 2,2·10–10
La etilamina es una base débil que se encuentra parcialmente disociado en iones según la ecuación:
CH% CH! NH! (aq) + H! O(l) D CH% CH! NH%. (aq) + OH( (aq)
[CH% CH! NH%. ] [OH( ]
𝐾„ =
[CH% CH! NH! ]
[CH% CH! NH%. ] = [OH( ] = 𝑥 y [CH% CH! NH! ] = 𝑐 − 𝑥
Los valores del pOH y [OH( ] para una disolución que tiene pH = 12,17 son, respectivamente:
pOH = 14,0 – 12,17 = 1,83 ® [OH( ] = 10(‡#" = 10(),F% M
𝑥! (10(),F% )!
𝐾„ = = = 4,5·10(2
𝑐 − 𝑥 0,50 − 10(),F%
4.68. Las siguientes reacciones tienen constante de equilibrio mayores que 1. Indique cuál es el ácido
más fuerte:
H3 PO4 + HCO–3 D H2 PO–4 + H2 CO3
H3 O+ + H2 PO–4 D H2 O + H3 PO4
a) H3 O+
b) H2 CO3
c) H3 PO4
d) H2 PO–4
e) HCO–3
(O.Q.L. Jaén 2017)
Las expresiones de las constantes de equilibrio de ambas reacciones son, respectivamente:

[H2 CO3 ] [H2 PO(
4] 𝐾9 (H3 PO4 )
𝐾) = ( = > 1
[H3 PO4 ][HCO% ] 𝐾9 (H2 CO3 )
[H3 PO4 ] 𝐾9 (H3 O+ )
𝐾! = = > 1
[H3 O+ ][H2 PO(
4] 𝐾9 (H3 PO4 )
Del valor de ambas constantes se deduce que:
𝐾9 (H3 O+ ) > 𝐾9 (H3 PO4 ) > 𝐾9 (H2 CO3 )
por tanto, el ácido más fuerte es H3 O+ .

a) El ácido conjugado de una base débil es un ácido débil.
b) Una disolución de un ácido fuerte es necesariamente concentrada.
c) Un ácido débil en disolución está parcialmente disociado.
d) La base conjugada de un ácido fuerte es una base débil.
a-d) Verdadero. Según la teoría de Brönsted (1923), el ácido conjugado de una base débil es un ácido aún
más débil que la base de la procede, y la base conjugada un ácido fuerte es más débil que el ácido del que
procede; y la relación entre las constantes de ambas especies viene dada por la expresión:
𝐾§
𝐾„ =
𝐾9
b) Falso. La concentración de un ácido hace referencia a la cantidad de moles de este que contiene la
disolución, mientras que, la fuerza hace referencia a cuántas moléculas del mismo se encuentran ioniza-
das.
c) Verdadero. La característica de un ácido débil es que no todas sus moléculas se encuentran disociadas
en iones, por lo que presenta disociación parcial.
4.70. Calcule la concentración de iones oxidanio en una disolución 0,12 M de ácido nitroso, HNO2 , (K a
= 7,1·10–4 ).
a) 9,2·10–3 M
b) 0,027 M
c) 0,076 M
d) 4,5·10–3 M
El ácido nitroso es un un ácido débil que se encuentra parcialmente disociado en iones según la ecuación:
! (aq) + H% O (aq)

[NO( .
! ] [H% O ]
𝐾9 =
[HNO! ]
[NO( .
! ] = [H% O ] = 𝑥 y [HNO! ] = 𝑐 − 𝑥
Como se cumple que:

𝑐
𝐾9
𝑥!
7,1·10(2 = → 𝑥 = 9,2·10(% M
0,12
La concentración de oxidanio en el equilibrio es:
𝑥 = [H% O. ] = 9,2·10(% M
4.71. Una disolución acuosa de amoniaco 0,100 M tiene un pH de 11,11. Calcule el grado de disociación
del amoniaco.
a) 0,0063
b) 0,0077
c) 0,0129
d) 0,129
e) 0,386
El NH% es una base débil que en disolución acuosa se encuentra parcialmente disociada de acuerdo con
el equilibrio:
[NH2. ] = [OH( ] [NH% ] = 𝑐 - [OH( ]
Los valores del pOH y [OH( ] para una disolución que tiene pH = 11,13 son, respectivamente:
pOH = 14,0 – 11,13 = 2,89 ® [OH( ] = 10(‡#" = 1,29·10(% M
El grado de disociación del amoniaco es:
[OH( ] 1,29·10(%
α= = = 0,129
[NH% ]P 0,100
4.72. Cuanto mayor es la constante de acidez (K a ) de un ácido:

a) Menos disociado está el ácido y, por tanto, es un ácido más fuerte.
b) Más disociado está el ácido y, por tanto, es un ácido más fuerte.
c) Menos disociado está el ácido y, por tanto, es un ácido más débil.
d) Más disociado está el ácido y, por tanto, es un ácido más débil.
e) Más disociado está el ácido y, por tanto, produce un menor aumento de la concentración de H3 O+ .
El equilibrio correspondiente a una disociación de un ácido HA es:

[A( ] [H% O. ]
𝐾9 =
[HA]
Cuanto mayor sea el valor de la constante, más disociado en iones se encuentra y más fuerte es el ácido.
4.73. La niacina es el ácido nicotínico, HC6 H4 O2 N, es una vitamina del grupo B que se puede considerar
como ácido monoprótico. Sabiendo que una disolución 0,0200 M de dicha sustancia tiene un pH de 3,25;
indique la constante de disociación, K a , de la niacina:
a) 1,63·10–5
b) 2,73·10–4
c) 3,51·10–6
d) 8,72·10𝟒
Se trata de un ácido débil monoprótico que se encuentra parcialmente disociado según la ecuación:
HC1 H2 O! N(aq) + H! O(l) D NC1 H2 O( .
! (aq) + H% O (aq)
[NC1 H2 O( .
! ] [H% O ]
𝐾9 =
[HC1 H2 O! N]
[NC1 H2 O( .
! ] = [H% O ] = 𝑥 y [HC1 H2 O! N] = 𝑐 − 𝑥
[H% O. ] = 10(‡" = 10(%,!$ M
𝑥! (10(%,!$ )!
𝐾9 = = = 1,63·10($
𝑐 − 𝑥 0,0200 − 10(%,!$
(Cuestión similar a la propuesta en Madrid 2010 y otras).
4.74. Si a una disolución acuosa de ácido metanoico K a (HCOOH) = 1,7·10–4 se añaden unas gotas de
disolución acuosa de amoniaco se puede señalar que la afirmación falsa será:
a) El pH aumenta.
b) El grado de disociación del ácido aumenta.
c) La constante de acidez del ácido metanoico disminuye.
d) La acidez de la disolución disminuye.
a) Verdadero. Si a una disolución ácida (HCOOH) se le añade una pequeña cantidad de base (NH3 ), los
OH( aportados por la base neutralizan H% O. del ácido y el pH de la disolución resultante aumenta.
b) Verdadero. La expresión de la constante de acidez de un ácido monoprótico en función del grado de
disociación y la concentración inicial de la disolución es:
(𝑐α)! 𝑐α!
𝐾9 = =
𝑐(1 − α) 1 − α
Al neutralizarse algo de ácido, disminuye la concentración de la disolución, 𝑐, por tanto, el grado de diso-
ciación, α, debe aumentar para que se mantenga el valor de la constante de acidez.
c) Falso. La constante de acidez solo varía al cambiar la temperatura.
d) Verdadero. Según se ha justificado en el apartado a).
4.75. Calcule la concentración inicial de un ácido monoprótico HA, cuya K a = 2,0·10–4 sabiendo que su
grado de disociación es del 7,0 %.
a) 0,038 M
b) 0,0028 M
c) 3,7 M
d) 1,2 M
Un ácido débil, HA, en disolución acuosa se encuentra parcialmente disociado según la ecuación:
[A( ] [H% O. ]
𝐾9 =
[HA]
[A( ] = [H% O. ] = 𝑐α y [HA] = 𝑐 − 𝑐α
(𝑐α)! 𝑐α!
𝐾9 = =
𝑐(1 − α) 1 − α
Sustituyendo en la expresión de la constante se obtiene:
𝑐 (0,070)!
2,0·10(2 = → 𝑐 = 0,038 M
1 − 0,070
4.76. Considere los siguientes ácidos y sus constantes de acidez:

HClO4 HF HClO NH4+
ácido fuerte K a = 7,0·10–4 K a = 3,2·10–8 K a = 5,6·10–1𝟎
Las constantes de fuerza de sus respectivas bases conjugadas, dispuestas en orden creciente son:
a) K b (ClO–4 ) < K b (F – ) < K b (ClO– ) < K b (NH3 )
b) K b (ClO– ) < K b (F – ) < K b (ClO–4 ) < K b (NH3 )
c) K b (NH3 ) < K b (F – ) < K b (ClO– ) < K b (ClO–4 )
d) K b (ClO–4 ) < K b (NH3 ) < K b (F – ) < K b (ClO– )
𝐾§
𝐾„ =
𝐾9
De los ácidos propuestos, tendrá la base conjugada más fuerte el que tenga el menor valor de la constante
𝐾9 y, por tanto, mayor valor de la constante 𝐾„ . En la siguiente tabla se muestran los valores obtenidos:
Ácido Ka Base Kb
HClO4 ∞ ClO(
2 0
HF 7,0·10(2 (
F 1,4·10())
HClO 3,2·10(F ClO( 3,1·10(E
NH4+ 5,6·10()P NH3 1,8·10($
Las constantes de las bases conjugadas dispuestas en orden creciente son:
K b (ClO(2 ) < K b (F ( ) < K b (ClO( ) < K b (NH3 )
(Cuestión similar a la propuesta en Castilla-La Mancha 2011).
4.77. El vinagre contiene un 5,50 % en masa de ácido acético. Asumiendo que la densidad del vinagre
es la misma que la del agua (1,00 g mL–1 a 25 °C), el pH del vinagre típico será:
a) 13,0
b) 3,90
c) 2,39
d) 1,39
(Dato. K a (CH3 COOH) = 1,75·10–5 ).
Tomando una base de cálculo de 100 g de disolución, la concentración molar de CH% COOH en el vinagre
es:
5,50 g CH% COOH 1 mol CH% COOH 1,00 g vinagre 10% mL vinagre
𝑐= · · · = 0,917 M
100 g vinagre 60,0 g CH% COOH 1 mL vinagre 1 L vinagre
El ácido acético es un ácido débil que en disolución acuosa se disocia parcialmente de acuerdo con la
[CH% COO( ] [H% O. ]
𝐾9 =
[CH% COOH]
Aplicando los correspondientes balances y aproximaciones se obtiene:
[CH% COO( ] = [H% O. ] y [CH% COOH] = 𝑐 - [H% O. ]
[H% O. ]!
𝐾9 =
𝑐 − [H% O. ]
Como se cumple que:
𝑐
𝐾9
[H% O. ]!
𝐾9 =
𝑐
Sustituyendo en la expresión de 𝐾9 se obtiene que el valor de [H% O. ] de la disolución es:
[H% O. ]!
1,75·10($ = → [H% O. ] = 4,01·10(% M
0,917
pH = –log (4,01·10(% ) = 2,40
4.78. Una disolución 0,0010 M de una base débil BOH esta ionizada en un 12 %, la constante de basici-
dad es:
a) 10–3
b) 1,3·10–2
c) 1,36·10–4
d) 1,6·10–5
El equilibrio correspondiente a una disociación de la base débil BOH es:

BOH(aq) + H! O(l) D BOH!. (aq) + OH( (aq)
[BOH!. ] [OH( ]
𝐾„ =
[BOH]
[BOH!. ] = [OH( ] y [BOH] = 𝑐 - [OH( ]
[OH( ]!
𝐾„ =
𝑐 − [OH( ]
Si la base se encuentra disociada un 12 %:
[OH( ] = [BOH!. ] = 0,12 · (0,0010 M) = 1,2·10(2 M
(1,2·10(2 )!
𝐾„ = = 1,6·10($
0,0010 − 1,2·10(2
4.79. Al mezclar volúmenes iguales de una disolución de un ácido fuerte y otra de un ácido débil, ambas
con las mismas concentraciones, se obtiene:
a) La sal correspondiente y agua.
b) Una disolución más ácida que la del ácido fuerte.
c) Una disolución menos ácida que la del ácido fuerte.
d) Una disolución igual de ácida que la del ácido fuerte.
Un ácido débil se encuentra parcialmente ionizado de acuerdo con la siguiente ecuación:

Un ácido fuerte se encuentra totalmente ionizado de acuerdo con la siguiente ecuación:
HA(aq) + H! O(l) " A( (aq) + H% O. (aq)
Si se mezclan volúmenes iguales de disoluciones de idéntica concentración de ambos ácidos se produce
un desplamiento del equilibrio correspondiente al ácido débil.

modificada”.
De acuerdo con el principio de Le Châtelier, si se añade H% O. a la disolución, el equilibrio se desplaza en
el sentido en el que se consuma el H% O. añadido, es decir, hacia la formación de HA. Esto provoca que
descienda la cantidad de H% O. en el equilibrio y se obtenga una disolución menos ácida que las que se
han mezclado.

5. ÁCIDOS POLIPRÓTICOS
5.1. ¿Qué ocurrirá si aumenta el pH de una disolución acuosa saturada de H2 S?
a) Aumentará la [H2 S].
b) Aumentarán la [H2 S] y [S 2– ].
c) Disminuirá [H2 S] y aumentará [S 2– ].
d) Aumentará [H3 O+ ].
(O.Q.L. Castilla y León 2002) (O.Q.L. Asturias 2007)
El H! S es un ácido diprótico débil que se encuentra parcialmente disociado según las siguientes ecuacio-
nes:
H! S(aq) + H! O(l) D HS( (aq) + H% O. (aq)
HS( (aq) + H! O(l) D S!( (aq) + H% O. (aq)
La ecuación global del proceso es:
H! S(aq) + 2 H! O(l) D S!( (aq) + 2 H% O. (aq)
La constante de equilibrio del proceso es:
[S!( ] [H% O. ]!
𝐾9 =
[H! S]
Si el pH de la disolución aumenta, [H% O. ] disminuye y, como se trata de una disolución saturada de H! S, el
valor de [H! S] debe disminuir y el de [S!( ] aumentar para que se mantenga el valor de la constante 𝐾9 .
5.2. Indique cuál de las siguientes proposiciones es falsa:

a) En las disoluciones ácidas el pH < 7.
b) En las disoluciones básicas el pOH < 7.
c) Los ácidos orgánicos son ácidos débiles.
d) Los ácidos polipróticos débiles ceden a la vez todos los protones.
a-b) Verdadero. Las disoluciones ácidas tienen pH < 7 y las básicas, pOH < 7.
c) Verdadero. Los ácidos orgánicos contienen en su estructura el grupo carboxilo, –COOH, unido a una
cadena carbonada y, la fuerza del ácido depende de la atracción de los electrones del grupo hidroxilo,
O−H, por el resto de la cadena. Teniendo en cuenta que los elementos carbono e hidrógeno son poco
electronegativos, no favorecen la mayor polarización de dicho enlace con la consiguiente liberación del
ion H% O. , por lo que los ácidos orgánicos son débiles.
d) Falso. Los ácidos polipróticos débiles, como por ejemplo el H! CO% , liberan los protones por etapas de
acuerdo con los siguientes equilibrios y constantes de acidez:
% (aq) + H% O (aq)
HCO( !( .
% (aq) + H! O(l) D CO% (aq) + H% O (aq)
[HCO( .
% ][H% O ]
𝐾92 =
[H! CO% ]
[CO!( .
% ] [H% O ]
𝐾9! =
[HCO(%]
donde se cumple que 𝐾92 >> 𝐾9! .

La respuesta falsa es la d.

5.3. El aminoácido glicina (H2 NCH2 COOH) en disolución acuosa se disocia según las siguientes reac-
ciones:
H3 N+ CH2 COOH + H2 O D H3 N+ CH2 COO– + H3 O+ pK 1 = 2,35
H3 N+ CH2 COO– + H2 O D H2 NCH2 COO– + H3 O+ pK 2 = 9,78
¿Cuál es el pH isoeléctrico de la disolución, es decir, cuando el número de moléculas de glicina cargadas
positivamente se iguala al de moléculas de glicina cargadas negativamente?
a) 1,17
b) 4,89
c) 9,78
d) 7,01
e) 6,06
La expresión de la constante de equilibrio de la primera reacción es:

[H% N. CH! COO( ] [H% O. ]
𝐾) =
[H% N. CH! COOH]
.
[H% N. CH! COO( ] [H% O. ]
[H% N CH! COOH] =
𝐾)
La expresión de la constante de equilibrio de la segunda reacción es:
[H! NCH! COO( ] [H% O. ]
𝐾! =
[H% N. CH! COO( ]
[H% N. CH! COO( ]
[H! NCH! COO( ] = · 𝐾!
[H% O. ]
Como en el punto isoeléctrico se cumple que:
[H! NCH! COO( ] = [H% N. CH! COO( ]
se obtiene:
[H% N. CH! COO( ] [H% O. ] [H% N. CH! COO( ]
= · 𝐾!
𝐾) [H% O. ]
Simplificando queda:
[H% O. ] = Ö𝐾) · 𝐾!
Aplicando logaritmos y multiplicando por –1, se obtiene que el pH del punto isoeléctrico es:
1 1
pH = (p𝐾) + p𝐾! ) = (2,35 + 9,78) = 6,06
2 2
5.4. Calcule el pH de una disolución de H3 PO4 0,020 M, sabiendo que K 1 = 7,5·10–3 y K 2 = 6,2·10–8 :
a) 3,50
b) 2,35
c) 2,04
d) 0,96
e) 4,50
Se trata de un ácido poliprótico en el que se cumple que 𝐾) >> 𝐾! , por lo que se puede aproximar, sin
cometer gran error, que prácticamente todos los protones se liberan en la primera ionización.
La ecuación química correspondiente a la primera ionización del H% PO2 es:

H% PO2 (aq) + H! O(l) D H! PO( .
2 (aq) + H% O (aq)
La tabla de concentraciones en el equilibrio es:

H% PO2 H! PO(2 H% O.
𝑐AjAkA9l 0,020 ¾ ¾
𝑐Cm9j3HBmn95B 𝑥 ¾ ¾
𝑐HBmn95B ¾ 𝑥 𝑥
𝑐K‚ƒAlA„mAB 0,020 - 𝑥 𝑥 𝑥
[H! PO( .
2 ] [H% O ]
𝐾) =
[H% PO2 ]
Sustituyendo en la expresión de la constante de acidez se obtiene:
𝑥!
7,5·10(% = → 𝑥 = [H% O. ] = 9,1·10(% M
0,020 − 𝑥
pH = –log (9,1·10(% ) = 2,0
5.5. Calcule el pH de una disolución de ácido sulfúrico 0,100 M (K a2 = 1,26·10–2 ).

a) 0,73
b) 1,02
c) 1,20
d) 0,96
e) 1,90
El ácido sulfúrico es un ácido diprótico que se comporta como ácido fuerte en la primera ionización y
como débil en la segunda. Resolviendo el problema por medio de equilibrios y balances:
H! SO2 (aq) + H! O(l) ® HSO( .
2 (aq) + H% O (aq)
§ Balance de materia:
[H! SO2 ] = [HSO(
2 ]
§ Balance de cargas:
[H% O. ] = [HSO( .
2 ] ® [H% O ] = [H! SO2 ]
Al tratarse de un ácido fuerte y concentrado, se desprecia la ionización del agua.

El HSO(
2 sufre una segunda ionización como ácido débil según la ecuación:
HSO( !( .
2 (aq) + H! O(l) D SO2 (aq) + H% O (aq)
cuya constante de acidez viene dada por la expresión:

[SO!( .
2 ] [H% O ]
𝐾a2 =
[HSO(2]
La tabla de concentraciones en el equilibrio para una disolución de H! SO2 0,100 M es:

HSO( 2 SO!(
2 H% O.
𝑐AjAkA9l 0,100 ¾ 0,100
𝑐K‚ƒAlA„mAB 0,100 - 𝑥 𝑥 0,100 + 𝑥
Sustituyendo en los valores de la tabla en la expresión de 𝐾R! :
𝑥 · (0,100 + 𝑥)
1,26·10(! = → 𝑥 = 1,03·10(! M
(0,100 − 𝑥)
[H% O. ] = (0,100 + 1,03·10(! ) M = 0,110 M ® pH = –log (0,110) = 0,959
5.6. Sabiendo que:

H3 PO4 +H2 O D H2 PO–4 + H3 O+ K a1 = 10–2
H2 PO–4 +H2 O D HPO2– +
4 + H3 O K a2 = 10–6,9
HPO2– 3– +
4 + H2 O D PO4 + H3 O K a3 = 10–11,7
La constante de equilibrio de la reacción:
HPO2– + –
4 +H3 O D H2 PO4 + H2 O es:
a) 10–6,9
b) 106,9
c) 104,8
d) 10–8,9
e) 10–11,7
Las expresiones de las constantes de equilibrio de las reacciones propuestas son, respectivamente:
[H! PO( .
2 ] [H% O ]
𝐾92 = = 10(!
[H% PO2 ]
[HPO!( .
2 ] [H% O ]
𝐾9! = = 10(1,•
[H! PO(
2 ]
[PO%( .
2 ] [H% O ]
𝐾9" = = 10()),E
[HPO!(2 ]
La expresión de la constante de equilibrio de la reacción problema es:
[H! PO(
2] 1
𝐾= !( = = 101,•
[HPO2 ] [H% O. ] 𝐾9!
5.7. En una disolución 0,75 M de H2 SO4 (K 2 = 1,0·10–2 ), ¿cuál de las siguientes especies tendrá mayor
concentración:
a) SO𝟐𝟒–
b) H2 SO4
c) HSO–𝟒
d) Las tres tendrán la misma concentración.
e) Faltan datos para saberlo.
(O.Q.L. Madrid 2015) (O.Q.L. Sevilla 2018)
El ácido sulfúrico es un ácido fuerte que en disolución acuosa se encuentra completamente ionizado se-
gún la ecuación:
H! SO2 (aq) + H! O(l) ® HSO( .

2 (aq) + H% O (aq)
Resolviendo el problema por medio de equilibrios y balances:

§ Balance de materia:
[H! SO2 ] = [HSO(
2 ]
§ Balance de cargas:
[H% O. ] = [HSO( .
2 ] ® [H% O ] = [H! SO2 ]
El HSO(
2 formado sufre una segunda ionización como ácido débil según la ecuación:
HSO( !( .
2 (aq) + H! O(l) D SO2 (aq) + H% O (aq)
cuya constante de acidez viene dada por la expresión:

[SO!( .
2 ] [H% O ]
𝐾9! =
[HSO(2]
Para una disolución de H! SO2 0,75 M, la tabla de concentraciones es:

HSO( 2 SO!(
2 H% O.
𝑐AjAkA9l 0,75 ¾ 0,75
𝑐K‚ƒAlA„mAB 0,75 - 𝑥 𝑥 0,75 + 𝑥
Sustituyendo los valores de la tabla en la expresión de 𝐾9! :
𝑥 · (0,75 + 𝑥)
1,0·10(! = → 𝑥 = 5,4·10(! M
0,75 − 𝑥
Los valores de [HSO( !(
2 ] y [SO2 ] en el equilibrio son, respectivamente:
[HSO(
2 ] = (0,75 - 𝑥) = 0,70 M [SO!( (!
2 ] = 5,4·10 M
De las especies propuestas, la que tiene mayor concentración en la disolución es HSO(

2 .
5.8. Considere el ácido glutámico, cuya fórmula es:

Los pK a de este aminoácido son 1,9; 3,1 y 10,5 para sus grupos α-carboxilo, γ-carboxilo y amino,
respectivamente. A pH = 7, ¿cuál será el estado de los grupos carboxilo y amino?
a) Los dos carboxilos desprotonados (–COO– ) y el amino protonado (NH3+ ).
b) El α-carboxilo desprotonado y el amino y el γ-carboxilo protonados.
c) Todos desprotonados.
d) Todos protonados.
e) El γ-carboxilo desprotonado y el amino y el α-carboxilo protonados.
Atendiendo a los valores del p𝐾9 , cuando el pH = 7, el ácido glutámico debe

tener la estructura en la que se comporte como ácido lo más débil posible. Por
este motivo, ambos grupos carboxilo deben estar desprotonados y el grupo
amino debe encontrarse protonado. Presenta la siguiente estructura:
5.9. La alanina, NH2 CH(CH3 )CO2 H, tiene una K a = 4,5·10–3 y K b = 7,4·10–5 . ¿Qué especie se encuentra
en mayor concentración a un pH de 7,00 en H2 O?
a) NH2 CH(CH3 )CO2 H
b) +NH3 CH(CH3 )CO2 H
c) NH2 CH(CH3 )CO–2
d) +NH3 CH(CH3 )CO–2
Las ecuaciones químicas ajustadas correspondientes a las reacciones de ionización de la alanina son:
.
NH% CH(CH% )CO! H(aq) + H! O(l) D .NH% CH(CH% )CO( .
! (aq) + H% O (aq)
.
NH% CH(CH% )CO( ( .
! (aq) + H! O(l) D NH! CH(CH% )CO! (aq) + H% O (aq)
Las expresiones de las respectivas constantes de equilibrio son:

ã .NH% CH(CH% )CO( .
! ä [H% O ]
𝐾92 = = 4,5·10(% [1]
ã .NH% CH(CH% )CO! Hä
[NH! CH(CH% )CO( .
! ] [H% O ] 1,0·10()2
𝐾9! = = = 1,4·10()P [2]
ã .NH% CH(CH% )CO(
!ä 7,4·10($
Realizando un balance de materia se puede escribir:
ã .NH% CH(CH% )CO! Hä + [NH! CH(CH% )CO( . (
! ] + ã NH% CH(CH% )CO! ä = 100 [3]
De la ecuación [1] se obtiene:

[ .NH% CH(CH% )CO( .
! ] [H% O ]
[ .NH% CH(CH% )CO! H] =
𝐾92
De la ecuación [2] se obtiene:
ã .NH% CH(CH% )CO(
!ä
[NH! CH(CH% )CO(
!] = · 𝐾9!
[H% O ]
.
Sustituyendo estas ecuaciones en la ecuación [3] se obtiene:

[ .NH% CH(CH% )CO( .
! ] [H% O ] ã .NH% CH(CH% )CO(
!ä
+ · 𝐾9! + ã .NH% CH(CH% )CO(
! ä = 100
𝐾92 [H% O ]
.
El porcentaje molar del “zwitterion” es:

100
ã .NH% CH(CH% )CO(
!ä =
[H% O. ] 𝐾9!
+ +1
𝐾92 [H% O. ]
Si pH = 7,0; entonces [H% O. ] = 1,0·10(E M, y el valor de [ .NH% CH(CH% )CO(
! ] es:
100
ã .NH% CH(CH% )CO(
!ä = = 99,9 %
1,0·10(E 1,4·10()P
+ + 1
4,5·10(% 1,0·10(E
La especie que presenta mayor concentración a pH = 7 es el “zwitterion”, .NH% CH(CH% )CO(
! .
La gráfica correspondiente a la representación del porcentaje de cada especie frente al pH confirma el

resultado obtenido.

5.10. Se conoce un número inmenso de aminoácidos (compuestos orgánicos que contienen un grupo
amino y un grupo carboxilo). Pero solo 22 de ellos, que además son alfa-aminoácidos (los grupos amino
y ácido se unen al mismo carbono de la cadena), forman parte de las proteínas. En una disolución acuosa
cuyo pH sea inferior al pK a del grupo carboxilo, ¿bajo qué forma o especie se encontrará presente un
aminoácido?
a) Existirá como anión.
b) Existirá como catión.
c) Existirá como zwitterión (globalmente neutro, pero con cargas eléctricas opuestas deslocalizadas so-
bre átomos diferentes).
d) Existirá como especie neutra sin cargas opuestas separadas.
El equilibrio correspondiente a la ionización del aminoácido es:

Cuando pH < pK 1 , predomina el catión, la especie en la que tanto el grupo amino como el carboxilo se
encuentran protonados.
5.11. Una disolución acuosa contiene H2 S 0,10 M y HCl 0,20 M. Si las constantes de los equilibrios de
disociación para la formación de iones HS – y S 2– son 1,0·10–7 y 1,2·10–13 , respectivamente, entonces la
concentración (M) de S 2– en dicha disolución acuosa será:
a) 3,0·10–20
b) 6,0·10–21
c) 5,0·10–19
d) 5,0·10–8
El HCl es un ácido fuerte que en disolución acuosa se encuentra totalmente ionizado según la ecuación:
Haciendo un balance de materia se tiene que el valor de [OH( ] es:
[H% O. ] = [HCl] = 0,20 M
El H2 S un ácido débil que en disolución acuosa se encuentra parcialmente ionizado de acuerdo con las
siguientes ecuaciones:
H2 S(aq) + H2 O(l) D HS( (aq) + H% O. (aq)
HS( (aq) + H2 O(l) D S!( (aq) + H% O. (aq)
Las respectivas constantes de acidez son:

[HS( ][H% O. ] [S!( ][H% O. ]
𝐾92 = 𝐾9! =
[H2 S ] [HS( ]
Multiplicando ambas expresiones se obtiene:
[HS( ][H% O. ] [S!( ][H% O. ] [H2 S]
𝐾92 ·𝐾9! = · (
→ [S!( ] = 𝐾92 ·𝐾9! ·
[H2 S] [HS ] [H% O. ]!
Considerando que como el HCl es un ácido fuerte, [H% O. ] ≈ 0,20 M y, que como el H2 S es un ácido débil,
[H2 S] ≈ 0,20 M:
0,10
[S!( ] = (1,0·10(E ) · (1,2·10()% ) · = 3,0·10(!P M
(0,20)!
6. HIDRÓLISIS
6.1. Señale cuáles de las siguientes propuestas son falsas:
a) El pH de una disolución de Na2 CO3 es ácido.
b) El pH de una disolución 10–5 M de HNO3 es 5.
c) El pH de una disolución 0,1 M de ácido acético es menor que el de una disolución 0,1 M de HCl.
d) El pH de una disolución de NH4 Cl es ácido.
e) El punto de equivalencia de una valoración se alcanza cuando el pH es 7.
a) Falso. El carbonato de sodio, Na! CO% , en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:
Na! CO% (aq) ® CO!( .
% (aq) + 2 Na (aq)
§ El ion Na. es la especie conjugada de una base fuerte y no se hidroliza.
§ El ion CO!( (
% es la base conjugada del ácido débil HCO% que se hidroliza según la ecuación:
CO!( ( (
Como se observa, se producen iones OH( por lo que la disolución resultante es básica.
b) Verdadero. El HNO% es un ácido fuerte que en disolución acuosa se encuentra completamente ionizado
HNO% (aq) + H! O(l) ® NO( .
% (aq) + H% O (aq)
Los valores de [H% O. ] y pH de esta disolución son, respectivamente:
[H% O. ] = [HNO% ] = 10($ mol L()
pH = –log (10($ ) = 5,0
c) Falso. El CH% COOH (ácido débil) se encuentra parcialmente disociado en iones, de forma que una di-
solución 0,1 M de dicho ácido proporciona una [H% O. ] menor que la que proporcionaría una disolución
de HCl (ácido fuerte) de la misma concentración que está totalmente ionizado, por lo que:
pH (HCl 0,1 M) < pH (CH% COOH 0,1 M)
d) Verdadero. El cloruro de amonio, NH2 Cl, en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecua-
ción:
NH2 Cl(aq) ® Cl( (aq) + NH2. (aq)
§ El ion Cl( es la especie conjugada de un ácido fuerte y no se hidroliza.
§ El ion NH2. es el ácido conjugado de la base débil NH% y se hidroliza según la ecuación:
Como se observa, se producen iones H% O. por lo que la disolución resultante es ácida.
e) Falso. El pH del punto de equivalencia de una volumetría viene dado por las sustancias existentes en
ese momento en la disolución.
Para que el pH sea 7, la sal formada debe proceder de ácido fuerte y base fuerte, ya que ni el anión proce-
dente del ácido, ni el catión procedente de la base se hidrolizan y el pH lo proporciona el H! O.
Las respuestas correctas son a, c y e.
6.2. ¿Cuál de las siguientes sales forma una disolución ácida cuando se disuelve en agua?
a) (NH4 )3 PO4
b) NH4 F
c) NH4 CN
d) (NH4 )2 CO3
e) (NH4 )2 S
(O.Q.N. Navacerrada 1996) (O.Q.L. Sevilla 2004)
Se trata de cinco sales amónicas de ácidos débiles en las que se produce una hidrólisis doble.
§ La hidrólisis del ion amonio viene dada por la siguiente ecuación:
§ La hidrólisis de los aniones viene dada por la siguiente ecuación:
A( (aq) + H! O(l) ® HA(aq) + OH( (aq)
Para que la disolución sea ácida debe cumplirse la condición de que:
[H% O. ] procedentes del NH2. > [OH( ] procedentes del A(
Para que eso ocurra es preciso que:
𝐾9 (NH2. ) > 𝐾„ (A( ) → 𝐾„ (NH% ) < 𝐾9 (HA)
Consultando la bibliografía de todos los ácidos propuestos (se deberían haber proporcionado los datos
de las constantes de acidez), el HF (𝐾9 = 6,6·10(2 ) es el único que tiene una constante de acidez mayor
que la de basicidad del NH% (𝐾„ = 1,8·10($ ), por lo que la sal que produce una disolución ácida es NH2 F.
6.3. Calcule el pH de una disolución de acetato de sodio 1,0 M.

a) 9,38
b) 2,38
c) 5,38
d) 4,77
e) 7,00
(Dato. K a ácido acético = 1,7·10–5 ).
(O.Q.N. Navacerrada 1996) (O.Q.N. Córdoba 2007)
El acetato de sodio, NaCH% COO, en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:
NaCH% COO(aq) ® CH% COO( (aq) + Na. (aq)
§ El ion CH% COO( es la base conjugada del ácido débil CH% COOH y se hidroliza según la ecuación:
CH% COO( (aq) + H! O(l) D CH% COOH(aq) + OH( (aq)
La constante de basicidad (hidrólisis) del ion acetato es:
[CH% COOH] [OH( ] 𝐾§ 1,0·10()2
𝐾„ = donde 𝐾„ = = = 5,9·10()P
[CH% COO( ] 𝐾9 1,7·10($
[CH% COOH] = [OH( ] y [CH% COO( ] ≈ 1,0 M
Como se cumple que:
𝑐
𝐾„
[OH( ]!
𝐾„ =
𝑐
[OH( ]!
5,9·10()P = → [OH( ] = 2,4·10($ M
1,0

pOH = – log (2,4·10($ ) = 4,6 → pH = 14 – 4,6 = 9,4
6.4. Indique cuál de las siguientes reacciones de hidrólisis es la correcta:

a) Ca3 N2 + 2 H2 O ® N2 + 2 Ca(OH)2 + Ca2+
b) Ca3 N2 + 3 H2 O ® 2 NH3 + 3 CaO
c) Ca3 N2 + 6 H2 O ® 2 NH3 + 3 Ca(OH)2
d) 4 Ca3 N2 + 9 H2 O ® 3 HNO3 + 5 NH3 + 12 Ca
e) NaCl + H2 O ® NaOH + HCl
f) Ca3 N2 + 5 H2 O ® HNO2 + NH3 + 3 CaO + 3 H2
(O.Q.N. Ciudad Real 1997) (O.Q.N. Almería 1999) (O.Q.L. País Vasco 2008) (O.Q.N. Ávila 2009) (O.Q.L. Madrid 2011)
En las cuatro primeras reacciones se plantea la posible hidrólisis del Ca% N! , especie que disuelta en agua
se disocia según la ecuación:
Ca% N! (aq) ® 3 Ca!. (aq) + 2 N%( (aq)
§ La hidrólisis del ion calcio:
Ca!. (aq) + 2 H! O(l) D Ca(OH)! (aq) + 2 H. (aq)
§ La hidrólisis del ion nitruro:
N%( (aq) + 3 H! O(l) D NH% (aq) + 3 OH( (aq)
Multiplicando cada ecuación por el número de iones que se hidrolizan:
3 [Ca!. (aq) + 2 H! O(l) D Ca(OH)! (aq) + 2 H. (aq)]
2 [N%( (aq) + 3 H! O(l) D NH% (aq) + 3 OH( (aq)]
Sumando ambas ecuaciones, y simplificando el agua, se obtiene:
Ca% N! (aq) + 6 H! O(l) ® 2 NH% (aq) + 3 Ca(OH)! (aq)
6.5. ¿Cuál de las siguientes sales forma una disolución básica cuando se disuelve en agua?
a) NH4 NO2 K a (HNO2 ) = 4,6·10–𝟒
b) NH4 CNO K a (HCNO) = 1,2·10-4
c) NH4 ClO K a (HClO) = 3,7·10–8
d) NH4 F K a (HF) = 7,2·10–4
e) NH4 Cl K b (NH3 ) = 1,8·10–5
(O.Q.N. Burgos 1998) (O.Q.L. País Vasco 2006)
Se trata de cinco sales amónicas de ácidos débiles en las que se produce una hidrólisis doble.
§ La hidrólisis del ion amonio viene representada por la siguiente ecuación:
§ La hidrólisis de los aniones viene representada por la siguiente ecuación:
A( (aq) + H! O(l) D HA(aq) + OH( (aq)
Para que la disolución sea básica debe cumplirse la condición de que:
[OH( ] procedentes del A( > [H% O. ] procedentes del NH2.
𝐾„ (A( ) > 𝐾9 (NH2. ) → 𝐾9 (HA) < 𝐾„ (NH% )

De todos los ácidos propuestos, el HClO (𝐾9 = 3,7·10(F ) es el único que tiene una constante de acidez
menor que la de basicidad del NH% (𝐾„ = 1,8·10($ ), por lo que la sal que produce una disolución básica
es NH4 ClO.
6.6. ¿Cuál es el pH de una disolución de NH4 Br 0,30 M?

a) 5,29
b) 8,71
c) 4,88
d) 9,74
e) 9,11
(Dato. K b (NH3 ) = 1,7·10–5 ).
(O.Q.N. Burgos 1998) (O.Q.L. País Vasco 2007)
El bromuro de amonio, NH2 Br, en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:
NH2 Br(aq) ® Br ( (aq) + NH2. (aq)
§ El ion Br ( es la especie conjugada de un ácido fuerte y no se hidroliza.
La constante de acidez (hidrólisis) del ion amonio es:
[H% O. ] [NH% ] 𝐾§ 1,0·10()2
𝐾9 = donde 𝐾9 = = = 5,9·10()P
[NH2. ] 𝐾„ 1,7·10($
[NH% ] = [H% O. ] y [NH2. ] ≈ 0,30 M
[H% O. ]!
5,9·10()P = → [H% O. ] = 1,3·10($ M
0,30
pH = –log (1,3·10($ ) = 4,9
6.7. ¿Cuál es el pH de una disolución etiquetada como NaF 0,136 mol L–1 ?
a) 2,02
b) 8,15
c) 3,17
d) 11,98
e) 5,85
(Dato. K a (HF) = 6,8·10–4 ).
(O.Q.N. Almería 1999) (O.Q.L. Asturias 2004) (O.Q.L. Sevilla 2013) (O.Q.L. La Rioja 2020) (O.Q.L. Málaga 2020)
El fluoruro de sodio, NaF, en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:

NaF(aq) ® F ( (aq) + Na. (aq)
§ El ion F ( es la base conjugada del ácido débil HF y se hidroliza según la ecuación:

F ( (aq) + H! O(l) D HF(aq) + OH( (aq)
La constante de basicidad (hidrólisis) del ion fluoruro es:
[HF] [OH( ] 𝐾§ 1,0·10()2
𝐾„ = siendo 𝐾„ = = = 1,5·10())
[F ( ] 𝐾9 6,8·10(2
[HF] = [OH( ] y [F ( ] ≈ 0,136 M
[OH( ]!
1,5·10()) = → [OH( ] = 1,4·10(1 M
0,136
pOH = –log (1,4·10(1 ) = 5,9 ® pH = 14 – 5,9 = 8,1

a) Al disolver NaNO3 en agua, el pH no cambia.
b) Al disolver NaCN en H2 O, el pH será básico.
c) Al disolver NaHCOO en agua, el pH será ácido.
d) Si el ácido HA tiene K a = 10–5 y el valor de K b para la base BOH vale 10–5 , al disolver BA en agua el pH
no sufre modificación.
e) Las disoluciones acuosas de NH3 son débilmente básicas.
(O.Q.N. Murcia 2000) (O.Q.L. Madrid 2009) (O.Q.L. Málaga 2018) (O.Q.L. Cádiz 2018)
a) Verdadero. El nitrato de sodio, NaNO% , en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:
NaNO% (aq) ® NO( .
% (aq) + Na (aq)
Los iones Na. y NO(

% son, respectivamente, las especies conjugadas de una base y de un ácido fuerte y no
se hidrolizan.
El pH de la disolución es 7 ya que lo proporciona el agua.
b) Verdadero. El cianuro de sodio, NaCN, en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:
NaCN(aq) ® CN( (aq) + Na. (aq)
§ El ion CN( es la base conjugada del ácido débil HCN y se hidroliza según la ecuación:
CN( (aq) + H! O(l) D HCN(aq) + OH( (aq)
Como se observa, se producen iones OH( por lo que el pH > 7.
c) Falso. El formiato de sodio, NaHCOO, en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:
NaHCOO(aq) ® HCOO( (aq) + Na. (aq)
§ El ion HCOO( es la base conjugada débil del ácido débil HCOOH y se hidroliza según la ecuación:
HCOO( (aq) + H! O(l) D HCOOH(aq) + OH( (aq)
Como se observa, se producen iones OH( por lo que el pH > 7, es básico y no ácido.
d) Verdadero. La ecuación química correspondiente a la reacción entre el ácido débil HA y la base débil
BOH es:
HA(aq) + BOH(aq) ® BA(aq) + H! O(l)

La sal BA, en disolución acuosa se encuentra disociada según la ecuación:
BA(aq) ® A( (aq) + B. (aq)
§ El ion B. , es el ácido conjugado de la base débil BOH y se hidroliza según la ecuación:
B. (aq) + 2 H! O(l) D BOH(aq) + H% O. (aq)
§ El ion A( es la base conjugada del ácido débil HA y se hidroliza según la ecuación:
Como se observa, se producen iones H% O. y OH( procedentes de la hidrólisis de los dos iones de la sal.
Además, como la fuerza de los iones es la misma ya que proceden de especies con igual valor de la cons-
tante, 𝐾9 = 𝐾„ = 10($ , además, las concentraciones iniciales de los iones A( y B. son iguales por proceder
de la misma sal, las cantidades de H% O. y OH( formadas es la misma, por lo que el pH de la disolución es
7 ya que lo proporciona el agua.
e) Verdadero. El NH% es una base débil que se encuentra poco ionizada de acuerdo con la ecuación:
Como se observa, se producen iones OH( por lo que el pH > 7, básico.
6.9. Sabiendo que los valores de pK a para el ácido cianhídrico, HCN(aq), y el ion amonio, NH4+ (aq),
son 8,7 y 9,2; respectivamente, y que el agua neutra a 25 °C tiene pH = 7, indique si una disolución acuosa
de NH4 CN, a esa temperatura, tendrá pH:
a) Débilmente ácido
b) Débilmente básico
c) Neutro
d) Muy ácido (pH < 3)
e) Muy básico (pH > 11)
(O.Q.N. Murcia 2000)
La sal NH2 CN, en disolución acuosa se encuentra disociada según la ecuación:

NH2 CN(aq) ® CN( (aq) + NH2. (aq)
Como se observa, se producen iones H% O. y OH( procedentes de la hidrólisis de los dos iones de la sal.
La relación entre el p𝐾9 y p𝐾„ de un ácido y su base conjugada viene dada por la expresión:
p𝐾9 + p𝐾„ = p𝐾§
El valor del p𝐾„ del CN( es:
p𝐾„ (CN( ) = 14 – p𝐾9 (HCN) = 14 – 8,7 = 5,3
Como se observa, p𝐾„ (CN( ) > p𝐾9 (NH2. ), lo que quiere decir que el cianuro es más fuerte como base
(produce más iones OH( ) que el amonio como ácido (produce menos iones H% O. ), por lo que la disolu-
ción resultante es débilmente básica.
6.10. Se dispone de una disolución 0,5 M de cada una de las siguientes sales. ¿Cuál de ellas tiene un pH
más bajo?
a) KCl
b) NaC2 H3 O2
c) NaI
d) KNO3
e) NH4 Cl
(O.Q.N. Oviedo 2002) (O.Q.L. La Rioja 2014)
a) El cloruro de potasio, KCl, en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:

KCl(aq) ® Cl( (aq) + K . (aq)
Los iones K . y Cl( son, respectivamente, las especies conjugadas de una base y de un ácido fuerte y no se
hidrolizan.
El pH de la disolución es 7 ya que lo proporciona el H! O.
b) El acetato de sodio, NaC! H% O! , en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:
c) El yoduro de sodio, NaI, en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:
NaI(aq) ® I ( (aq) + Na. (aq)
Los iones Na. y I ( son, respectivamente, las especies conjugadas de una base y de un ácido fuerte y no se
hidrolizan.
d) El nitrato de potasio, KNO% , en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:
KNO% (aq) ® NO( .
% (aq) + K (aq)
Los iones K . y NO(

se hidrolizan.
e) El cloruro de amonio, NH2 Cl, en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:
Como se observa, se producen iones H% O. por lo que la disolución tiene pH < 7.
6.11. Indique cuál de las siguientes proposiciones es falsa:

a) No todos los indicadores viran cuando el pH es igual 7.
b) Las disoluciones de NaCH3 COO tienen carácter ácido debido a la hidrólisis.
c) La constante de hidrólisis depende de la temperatura.
d) La disolución que contiene amoniaco presenta pH > 7.
a) Verdadero. De acuerdo con la teoría de Ostwald para indicadores, la zona de viraje de un indicador
depende del valor de su p𝐾. Así para un indicador que sea un ácido débil:
InH(aq) + H! O(l) D In( (aq) + H% O. (aq)
La constante de fuerza es:
[In( ] [H% O. ] [HIn]
𝐾9 = → [H% O. ] = 𝐾9 ·
[HIn] [In( ]
Tomando logaritmos y multiplicando por –1 se obtiene:
[In( ]
pH = p𝐾9 + log
[HIn]
b) Falso. El acetato de sodio, NaCH% COO, en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:
Como se observa, se producen iones OH( y la disolución es básica.
c) Verdadero. La constante de hidrólisis o constante de acidez o basicidad se calcula mediante la expre-
sión:
𝐾§
𝐾ˆ = donde las constantes 𝐾9 y 𝐾§ dependen de la temperatura.
𝐾9
d) Verdadero. El amoníaco, NH% , es una base débil que en disolución acuosa se encuentra parcialmente
Como se observa, se producen iones OH( por lo que la disolución es básica y tiene pH > 7.
6.12. Si el pH de una disolución es 1,7 indique cuál de las siguientes proposiciones es cierta:
a) Se trata de un ácido débil.
b) Es un caso de hidrólisis de sal de ácido fuerte y base débil.
c) La concentración de iones oxidanio en la disolución es 2·10–2 M.
d) El pOH vale 11,3.
(O.Q.L. Castilla y León 2003) (O.Q.L. Castilla-La Mancha 2012)
a) Falso. El pH de una disolución no indica si se trata de un ácido fuerte o débil, ya que también depende
de la concentración de la disolución.
b) Falso. La hidrólisis de una sal procedente de ácido fuerte y base débil tiene un pH < 7 pero no tan bajo
como 1,7; ya que el catión que se hidroliza es un ácido débil y no produce una concentración de protones
tan alta como para alcanzar ese valor del pH.
c) Verdadero. El valor de [H% O. ] de una disolución que tiene pH = 1,7 es:
[H% O. ] = 10(‡" = 10(),E M = 2,0·10(! M
d) Falso. La relación entre pH y pOH de una disolución viene dada por la expresión:
pH + pOH =14
El valor del pOH de una disolución que tiene pH = 1,7 es:
pOH = 14 – 1,7 = 12,3
6.13. Si la K a del ácido cianhídrico es 6,2·10–10 y la K b del amoníaco es 1,8·10–5 , el pH de la disolución

acuosa del cianuro de amonio será:
a) pH = 7
b) pH > 7
c) pH < 7
d) pH = 0
(O.Q.L. Madrid 2003) (O.Q.L. La Rioja 2004) (O.Q.L. País Vasco 2005) (O.Q.L. Asturias 2007)
La sal NH2 CN, en disolución acuosa se encuentra disociada según la ecuación:

NH2 CN(aq) ® CN( (aq) + NH2. (aq)
𝐾§ 1,0·10()2
𝐾9 = = = 5,6·10()P
𝐾„ 1,8·10($
La constante de basicidad (hidrólisis) del ion cianuro es:
K § 1,0·10()2
𝐾„ = = = 1,6·10($
𝐾9 6,2·10()P
Se producen iones H% O. y OH( procedentes de la hidrólisis de los dos iones de la sal.
Como se observa, 𝐾b (CN( ) > 𝐾a (NH2. ), lo que quiere decir que el cianuro es más fuerte como base (pro-
duce más OH( ) que el amonio como ácido (produce menos H% O. ), por lo que la disolución resultante es
básica y su pH > 7.
6.14. ¿Cuál de las siguientes disoluciones acuosas presenta carácter ácido?

a) NaCl
b) NH4 OH
c) NH4 Cl
d) KNO3
(O.Q.L. Madrid 2003) (O.Q.L. La Rioja 2004) (O.Q.L. Asturias 2009) (O.Q.L. Málaga 2018)
a) Falso. El cloruro de sodio, NaCl, en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:
NaCl(aq) ® Cl( (aq) + Na. (aq)
Los iones Na. y Cl( son, respectivamente, las especies conjugadas de una base y de un ácido fuerte y no
se hidrolizan.
El pH de la disolución es 7, ya que lo proporciona el H! O y la disolución es neutra.
b) Falso. El hidróxido de amonio, NH2 OH, es una base débil que en disolución acuosa se encuentra par-
cialmente ionizada según la ecuación:
Como se observa, se producen iones OH( por lo que el pH > 7 y la disolución es básica.
c) Verdadero. El cloruro de amonio, NH2 Cl, en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecua-
ción:

Como se observa, se producen iones H% O. por lo que el pH < 7 y la disolución es ácida.
d) El nitrato de potasio, KNO% , en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:
KNO% (aq) ® NO( .
% (aq) + K (aq)
Los iones K . y NO(

se hidrolizan.
6.15. Cuando se disuelve acetato de sodio en agua:

a) Se producen iones hidróxido.
b) Se producen iones oxidanio.
c) Se produce ácido acético e hidróxido de sodio.
d) Se hidratan simplemente los iones acetato y sodio.
El acetato de sodio, NaCH% COO, al disolverse en agua se ioniza según la ecuación:

NaCH% COO(s) + H! O(l) ® CH% COO( (aq) + Na. (aq)
Como se observa, se producen iones hidróxido, OH( , y la disolución es básica.
6.16. Un jabón comercial está formado principalmente por palmitato de sodio. ¿Cuál será el pH de una
disolución 0,10 M de este jabón?
a) 10
b) 3
c) 7
d) 9
e) 11
(Dato. K a ácido palmítico = 1,0·10–5 ).
El palmitato de sodio es una sal procedente de ácido débil y base fuerte, NaA, que en disolución acuosa
se encuentra disociada según la ecuación:
NaA(aq) ® A( (aq) + Na. (aq)
La constante de basicidad (hidrólisis) del ion palmitato es:
[HA] [OH( ] 𝐾w 1,0·10()2

𝐾b = siendo 𝐾b = = = 1,0·10(•
[A( ] 𝐾a 1,0·10($
[HA] = [OH( ] [A( ] = 𝑐 − [OH( ]
Como se cumple que:
𝑐
𝐾„
[OH( ]!
𝐾„ =
𝑐
[OH( ]!
1,0·10(• = → [OH( ] = 1,0·10($ M
0,10
pOH = –log (1,0·10($ ) = 5,0 ® pH = 14 – 5,0 = 9,0
6.17. De las sustancias que se citan a continuación, señale aquella que al disolverse en agua produce
una modificación del pH:
a) KCl
b) KNO3
c) K 2 SO4
d) Na2 CO3

Los iones K . y Cl( son, respectivamente, las especies conjugadas de una base y de un ácido fuerte por lo
que no tienen ni carácter ácido ni básico y no se hidrolizan.
El pH de la disolución no sufre ninguna modificación ya que lo proporciona el H! O y es igual a 7.
b) El nitrato de potasio, KNO% , en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:
KNO% (aq) ® NO( .
% (aq) + K (aq)
Los iones K . y NO(

se hidrolizan.
c) El sulfato de potasio, K ! SO2 , en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:
K ! SO2 (aq) ® SO!( .
2 (aq) + 2 K (aq)
§ El ion K . es la especie conjugada de una base fuerte y no se hidroliza.

§ Se puede aproximar, sin cometer gran error, que el ion SO!(
2 es la especie conjugada de un ácido fuerte
y no se hidroliza.
d) El carbonato de sodio, Na! CO% , en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:
Na! CO% (aq) ® CO!( .

% (aq) + 2 Na (aq)

§ El ion CO!( (
CO!( ( (
Como se observa, se producen iones OH( por lo que se modifica el pH, que se hace mayor que 7, y la
disolución resultante es básica.
6.18. Tres disoluciones de igual concentración conteniendo tres sales sódicas de fórmula general NaX,
NaY, NaZ presentan valores de pH 7, 8 y 9, respectivamente. Diga cuál o cuáles de los aniones X – , Y – o Z –
da lugar a una reacción ácido-base (hidrólisis) frente al agua.
a) X – , Z –
b) X – , Y –
c) Y – , Z –
d) Ninguno
Se trata de tres sales procedentes de una base fuerte, NaOH, y ácidos de diferente fuerza. En ellas el catión
Na. no se hidroliza.
De los aniones, sufrirán hidrólisis los que procedan de ácidos débiles, y lo hacen de acuerdo con la
ecuación:
La constante de basicidad (hidrólisis) del anión se calcula mediante la relación:
[HA] [OH( ]
𝐾„ = ⎫
[A( ] ⎪ 𝐾§ [HA] [OH( ]
→ =
𝐾§ ⎬ 𝐾9 [A( ]
𝐾„ = ⎪
𝐾9 ⎭
[OH( ] = [HA] y [A-] = 𝑐 − 𝑥 ≈ 𝑐
La expresión obtenida queda como:
𝐾§ [OH( ]!
=
𝐾9 𝑐
Teniendo en cuenta que:
𝐾§ = [H% O. ] [OH( ] y [H% O. ] = 10(‡"
Sustituyendo en la expresión anterior se obtiene que:
10(! ‡"
𝐾9 = 𝑐
𝐾§
expresión que permite obtener el valor de 𝐾9 en función de 𝑐 y el pH de la disolución:
Suponiendo para todas las sales disoluciones 1 M, los valores de las constantes de los ácidos son:
10((!·E)
§ Sal NaX (pH = 7) → 𝐾9 = 1 · = 1
10()2
El ácido HX es un ácido fuerte, por lo que el anión X ( no se hidroliza.
10((!·F)
§ Sal NaY (pH = 8) → 𝐾9 = 1 · = 10(!
10()2
El ácido HY es un ácido débil, por lo que el anión Y ( se hidroliza.
10((!·•)
§ Sal NaZ (pH = 9) → 𝐾9 = 1 · = 10(2
10()2
El ácido HZ es un ácido débil, por lo que el anión Z( se hidroliza.
6.19. Si se quiere impedir la hidrólisis que sufre el NH4 Cl, ¿cuál de los siguientes métodos será más
eficaz?
a) Añadir NaOH a la disolución.
b) Diluir la disolución.
c) Añadir NaCl a la disolución.
d) Añadir NH3 a la disolución.
e) Añadir HCl a la disolución.
(O.Q.L. Castilla-La Mancha 2004) (O.Q.L. Asturias 2006) (O.Q.L. Asturias 2007) (O.Q.L. Castilla-La Mancha 2009)
El NH2 Cl en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:

NH2 Cl(aq) ® NH2. (aq) + Cl( (aq)
Si se desea que no se produzca la hidrólisis del ion NH2. es preciso que el equilibrio se encuentre
desplazado hacia la izquierda.
modificada”.
a) Falso. El NaOH en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:
Los iones OH( reaccionan con los iones H% O. producidos en la hidrólisis del NH2. , por lo que, de acuerdo
con el principio de Le Châtelier, la adición de NaOH a la disolución favorece la hidrólisis del NH2. .
b) Falso. La adición de H! O, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, desplaza el equilibrio hacia la
derecha y favorece la hidrólisis del NH2. .
c) Falso. El NaCl en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:
NaCl(aq) ® Na. (aq) + Cl( (aq)
El NaCl no presenta ningún ion común con el equilibrio correspondiente a la hidrólisis del NH2. , por lo
que no le afecta.
d) Verdadero. De acuerdo con el principio de Le Châtelier, si se añade NH% a la disolución, el equilibrio se
desplaza en el sentido en el que se consuma el NH% añadido, es decir, hacia la formación de NH2. impi-
diendo su hidrólisis.
e) Verdadero. El HCl en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:
Los iones H% O. añadidos con el HCl hacen que aumente la concentración de estos en el equilibrio, por lo
que de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el equilibrio se desplaza hacia la izquierda para disminuir
dicha concentración, por tanto, la adición de HCl a la disolución impide la hidrólisis del NH2. .
Las respuestas correctas son d y e.
6.20. ¿Cuál de las siguientes sales produce una disolución básica al disolverse en agua?
a) KF
b) K 2 SO4
c) NH4 NO3
d) KCl
a) El fluoruro de potasio, KF, en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:

KF(aq) ® F ( (aq) + K . (aq)
b) El sulfato de potasio, K ! SO2 , en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:
K ! SO2 (aq) ® 2 K . (aq) + SO!(
2 (aq)

por lo que no tiene carácter básico y no se hidroliza.
El pH de la disolución es 7 y lo proporciona el H! O.
c) El nitrato de amonio, NH2 NO% , en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:
NH2 NO% (aq) ® NO( .
% (aq) + NH2 (aq)
§ El ion NO(
% es la especie conjugada de un ácido fuerte y no se hidroliza.
d) El cloruro de potasio, KCl, en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:
§ Los iones K . y Cl( son, respectivamente, las especies conjugadas de una base y de un ácido fuerte y no
se hidrolizan.
El pH de la disolución es 7 y lo proporciona el H! O.
6.21. ¿Cómo sería el pH aproximado de una disolución 0,01 M en NH4 Cl?

a) Neutro
b) Ligeramente básico
c) Muy básico
d) Ligeramente ácido
El cloruro de amonio, NH2 Cl, en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:

Como se observa, en la hidrólisis se producen iones H% O. por lo que la disolución resultante será ligera-
mente ácida.
a) (NH4 )3 PO4
b) NH4 Cl
c) KCN
d) (NH4 )2 CO3
e) NaCl
f) NH4 CN
g) NH4 F
(O.Q.L. Sevilla 2005) (O.Q.L. Málaga 2020)
a-d-f-g) En el caso de las sales fosfato de amonio, carbonato de amonio, cianuro de amonio y fluoruro de
amonio para que la disolución sea ácida debe cumplirse la condición de que:
[H% O. ] procedentes de la hidrólisis del NH2. > [OH( ] procedentes de la hidrólisis del anión
𝐾9 (NH2. ) > 𝐾„ (A( ) → 𝐾„ (NH% ) < 𝐾9 (HA)
Consultando la bibliografía (se debían haber proporcionado los valores de las constantes 𝐾9 y 𝐾„ ), se
observa que las constantes de basicidad de los aniones procedentes de los ácidos fosfórico, carbónico,
cianhídrico y fluorhídrico son mayores que la constante de acidez del NH2. , por lo que estas sales forman
una disolución básica.
b) El cloruro de amonio, NH2 Cl, en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:
c) El cianuro de potasio, KCN, en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:
KCN(aq) ® CN( (aq) + K . (aq)
§ El ion CN( es la base conjugada del ácido débil HF y se hidroliza según la ecuación:
Como se observa se producen iones OH( por lo que la disolución resultante es básica.
e) El cloruro de potasio, KCl, en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:
KCl(aq) ® K . (aq) + Cl( (aq)
se hidrolizan.
El pH de la disolución lo proporciona el H! O y es igual a 7.
6.23. ¿Cuál de las siguientes sales producirá una disolución básica cuando se disuelve en agua?
a) KCl
b) NaF
c) KNO3
d) NH4 NO3
e) KClO3
(O.Q.N. Vigo 2006)

se hidrolizan.
El pH es 7 ya que lo proporciona el H! O y la disolución es neutra.
b) El fluoruro de sodio, NaF, en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:
c) El nitrato de potasio, KNO% , en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:
KNO% (aq) ® NO( .
% (aq) + K (aq)
§ Los iones K . y NO(
se hidrolizan.
d) El nitrato de amonio, NH2 NO% , en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:
% (aq) + NH2 (aq)
§ El ion NO(
Como se observa, se producen iones H% O. por lo que el pH < 7 y la disolución es ácida.
e) El clorato de potasio, KClO% , en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:
KClO% (aq) ® ClO( .
% (aq) + K (aq)
§ Los iones K . y ClO(
% son, respectivamente, las especies conjugadas de una base y de un ácido fuerte y
no se hidrolizan.
6.24. ¿De las siguientes disoluciones de concentración 0,10 M, cuál es la de menor pH?
a) NaCl
b) NaF
c) NaNO3
d) NH4 NO3
a) El cloruro de sodio, NaCl, en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:

§ Los iones Na. y Cl( son, respectivamente, las especies conjugadas de una base y de un ácido fuerte y no
se hidrolizan.
c) El nitrato de potasio, NaNO% , en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:
NaNO% (aq) ® NO( .
% (aq) + Na (aq)
§ Los iones Na. y NO(

no se hidrolizan.
d) El nitrato de amonio, NH2 NO% , en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:
% (aq) + NH2 (aq)
§ El ion NO(
Como se observa, se producen iones H% O. por lo que el pH < 7.
6.25. ¿Cuál de las siguientes sustancias al disolverse en agua forma un ácido?

a) NaCl
b) CaO
c) SO3
d) NH3

se hidrolizan.
b) El óxido de calcio, CaO, es un óxido básico de un metal alcalinotérreo que al reaccionar con agua forma
un hidróxido que produce iones OH( :
CaO(s) + 2 H! O(l) ® Ca!. (aq) + 2 OH( (aq)
c) El trióxido de azufre, SO% , es un óxido de un no metal que presenta propiedades ácidas ya que al reac-
cionar con agua forma un oxoácido produce iones H% O. :
SO% (g) + H! O(l) ® H! SO2 (aq) ® HSO( .
2 (aq) + H% O (aq)
d) El amoniaco, NH% , es una sustancia con propiedades básicas ya que al reaccionar con agua produce
iones OH( :
6.26. Una disolución acuosa de NaCl tendrá:

a) Más protones que iones hidróxido.
b) Más iones hidróxido que protones.
c) No tendrá protones ni iones hidróxido.
d) Tendrá la misma concentración de protones que de iones hidróxido.
El cloruro de sodio, NaCl, en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:

se hidrolizan.
La disolución contiene, además, los iones H% O. y OH( cuyas concentraciones son idénticas ya que proce-
den del H! O:
2 H! O(l) D H% O. (aq) + OH( (aq)
6.27. ¿Cuál de las siguientes sustancias no produce una disolución ácida al disolverla en agua?
a) Cloruro de amonio
b) Carbonato de sodio
c) Cloruro de hidrógeno
d) Sulfato de hierro(II)
e) Hidrogenosulfato de sodio
a) El cloruro de amonio, NH2 Cl, en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:
Como se observa, se producen iones H% O. , por lo que la disolución resultante es ácida.
b) El carbonato de sodio, Na! CO% , en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:
Na! CO% (aq) ® CO!( .
% (aq) + 2 Na (aq)

§ El ion CO!( (
CO!( ( (
Como se observa, se producen iones OH( , por lo que la disolución resultante es básica.
c) El cloruro de hidrógeno, HCl es un ácido fuerte que en disolución acuosa se encuentra totalmente
ionizado según la ecuación:
HCl(g) + H! O(l) ® Cl( (aq) + H% O. (aq)
d) El sulfato de hierro(II), FeSO2 , en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:

FeSO2 (aq) ® Fe!. (aq) + SO!(
2 (aq)

y no se hidroliza.
§ Fe!. en agua se oxida fácilmente a Fe%. , un ion que al tener una carga tan elevada se hidroliza según la
ecuación:
[Fe(H! O)² ]%. (aq) + H! O(l) D [Fe(OH)(H! O)²() ]%. (aq) + H% O. (aq)
e) El hidrogenosulfato de sodio, NaHSO2 , en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:
NaHSO2 (aq) ® Na. (aq) + HSO( 2 (aq)

§ El ion HSO(
2 es un ácido débil que se disocia según la ecuación:
HSO( !( .
2 (aq) + H! O(l) D SO2 (aq) + H% O (aq)

6.28. Una disolución de cianuro de sodio es:

a) Ácida porque la sal proviene de un ácido fuerte.
b) Neutra porque es una sal, y todas las sales son neutras.
c) Básica porque la sal procede de una base fuerte.
d) Básica porque la sal tiene un anión que se hidroliza y capta protones del agua, ya que es la base conju-
gada de un ácido débil.
El cianuro de sodio, NaCN, es una sal procedente de ácido débil y base fuerte que en disolución acuosa se
encuentra disociada de acuerdo con la siguiente ecuación:
NaCN(aq) ® Na. (aq) + CN( (aq)
Como se observa, se producen iones OH( , por lo que la disolución resultante es básica.
6.29. Indique cuál de las siguientes reacciones representa correctamente los productos de la hidrólisis
del tricloruro de aluminio.
a) AlCl3 + H2 O ® Al(OH)3 + Cl2
b) AlCl3 + H2 O ® Al(OH)3 + HCl
c) AlCl3 + H2 O ® Al(OH)3 + Cl2 + H2
d) AlCl3 + H2 O ® Al2 O3 + HCl
e) AlCl3 + H2 O ® Al(OH)3 + H2
f) AlCl3 + H2 O ® Na3 AlO3 + 3 HCl
(O.Q.L. Madrid 2008) (O.Q.N. Madrid 2015)
a-c) Falso. Las reacciones propuestas no son posibles como reacciones de hidrólisis ya que en ellas tiene
lugar la oxidación del Cl( a Cl! .
b) Verdadero. El AlCl% es una sal procedente de la reacción de neutralización entre HCl y Al(OH)% , por lo
que la hidrólisis de los iones Al%. y Cl( producirá estas sustancias.
d) Falso. Los productos de hidrólisis no se corresponden con los del apartado anterior.
e) Falso. Las reacciones propuestas no son posibles como reacciones de hidrólisis ya que en ellas tiene
lugar la oxidación del H. a H! .
f) Falso. La reacción propuesta es absurda ya que aparece Na en los productos sin estar en los reactivos.
6.30. ¿Cuál de las siguientes sustancias no da una disolución ácida cuando se disuelve en agua?
a) KCl
b) NH4 Cl
c) SO2
d) ZnCl2
(O.Q.L. Madrid 2008) (O.Q.L. Castilla-La Mancha 2017)

se hidrolizan.
La disolución resultante es neutra ya que los iones H% O. y OH( los suministra el H! O.
b) El cloruro de amonio, NH2 Cl, en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:
c) El dióxido de azufre, SO! , es un óxido no metálico que al disolverse en agua produce H! SO% , un ácido
débil que se encuentra parcialmente ionizado según la ecuación:
SO! (g) + H! O(l) ® H! SO% (aq) + H! O(l) D HSO( .
% (aq) + H% O (aq)

d) El cloruro de zinc, ZnCl! , en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:
ZnCl! (aq) ® 2 Cl( (aq) + Zn!. (aq)
§ Zn!. es el ácido conjugado de la base débil Zn(OH)! y se hidroliza según la ecuación:
Zn!. (aq) + 2 H! O(l) D Zn(OH). (aq) + H% O. (aq)
6.31. Razone si son ciertas o falsas las afirmaciones siguientes:

i) Una disolución de cloruro de amonio tiene un pH básico.
ii) Si se añade acetato de sodio a una disolución de ácido acético, el pH aumenta.
b) Las dos no son correctas.
i) Incorrecto. El cloruro de amonio, NH2 Cl, en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:
ii) Correcto. El CH% COOH es un ácido débil que se encuentra parcialmente disociado según la ecuación:
[CH% COO( ] [H% O. ]
𝐾9 =
[CH% COOH]
Si se añade NaCH% COO, el valor de [CH% COO( ] aumenta, por lo que para se mantenga el valor de la
constante 𝐾9 el valor de [H% O. ] debe disminuir, por lo que el pH de la disolución resultante aumenta.
6.32. Se dispone de las siguientes disoluciones acuosas 0,01 M, ¿cuál presentará el pOH más bajo?
a) H2 SO4
b) NaF
c) HF
d) NH4 Cl
(Datos. K a (HF) = 6,8·10–4 ; K a (NH4+ ) = 5,7·10–10 ).
Como para cualquier disolución acuosa se cumple que, pH + pOH = 14, cuanto más bajo sea el pOH, más
alto será el pH.
a-c) Los ácidos sulfúrico y fluorhídrico, H! SO2 y HF, son respectivamente, un ácido fuerte y un ácido débil,
por lo que sus disoluciones tienen pH << 7 y pOH >> 7.
Como se observa, se producen iones OH( , por lo que la disolución resultante es básica y su pOH < 7.
d) El cloruro de amonio, NH2 Cl, en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:
Como se observa, se producen iones H% O. , por lo que la disolución resultante es ácida y su pOH > 7.

6.33. ¿Cuál de los siguientes compuestos no da una disolución ácida cuando se disuelve en agua?
a) KCl
b) CO2
c) AlCl3
d) (NH4 )2 SO4
e) HCNO

§ Los iones K . y Cl( son, respectivamente, las especies conjugadas de una base y un ácido fuerte y no se
hidrolizan.
La disolución es neutra ya que los iones H% O. y OH( los suministra el H! O.
b) El dióxido de carbono, CO! , es un óxido no metálico que al disolverse en agua produce H! CO% , un ácido
CO! (g) + H! O(l) ® H! CO% (aq) + H! O(l) D HCO( .
% (aq) + H% O (aq)
Como se observa, se producen iones H% O. , por lo que la disolución es ácida.

c) El tricloruro de aluminio, AlCl% , en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:
AlCl% (aq) ® 3 Cl( (aq) + Al%. (aq)
§ El ion Al%. es el ácido conjugado de la base débil Al(OH)% y se hidroliza según la ecuación:
Al%. (aq) + 3 H! O(l) D Al(OH)!. .
! (aq) + H% O (aq)

d) El sulfato de amonio, (NH2 )! SO2 , en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:
(NH2 )! SO2 (aq) ® 2 NH2. (aq) + SO!(
2 (aq)

y no se hidroliza.
e) El ácido fulmínico, HCNO, es un ácido débil que disolución acuosa se encuentra disociado según la
ecuación:
HCNO(aq) + H! O(l) D CNO( (aq) + H% O. (aq)
6.34. ¿Cuál es el pH de una disolución fluoruro de potasio 0,45 M?

a) 2,8
b) 5,6
c) 8,4
d) 10,9
(Dato. K a (HF) = 6,6·10–4 ).
El fluoruro de potasio, KF, en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:

KF(aq) ® F ( (aq) + K . (aq)
La expresión de la constante de basicidad (hidrólisis) del ion fluoruro es:
[HF] [OH( ] 𝐾§ 1,0·10()2
𝐾„ = siendo 𝐾„ = = = 1,5·10())
[F ( ] 𝐾9 6,6·10(2
[HF] = [OH( ] y [F ( ] ≈ 0,45 M
Sustituyendo en la expresión de 𝐾S se obtiene el valor de [OH( ]:
[OH( ]!
1,5·10()) = → [OH( ] = 2,6·10(1 M
0,45
pOH = –log (2,6·10(1 ) = 5,6 ® pH = 14 – 5,6 = 8,4
(Cuestión similar a las propuestas en Almería 1999 y Asturias 2004).
6.35. Se preparan tres disoluciones de concentración 0,1 M de ácido clorhídrico, ácido acético y acetato
de sodio. Indique cuál es el orden de acidez:
a) Ácido acético > acetato de sodio > ácido clorhídrico
b) Ácido clorhídrico > acetato de sodio > ácido acético
c) Ácido clorhídrico > ácido acético > acetato de sodio
d) Ácido acético > ácido clorhídrico > acetato de sodio
§ El ácido clorhídrico, HCl, es un ácido fuerte, por lo que se encuentra totalmente ionizado y proporciona
el valor de [H% O. ] más elevado y la disolución tiene pH << 7.
§ El ácido acético, CH% COOH, es un ácido débil, por lo que se encuentra parcialmente ionizado y propor-
ciona un valor de [H% O. ] menor que el del ácido fuerte. El pH de la disolución es mayor que el de la de
HCl.
§ El acetato de sodio, NaCH% COO, en disolución acuosa se encuentra ionizado según la ecuación:
NaCH% COO(s) + H! O(l) ® CH% COO( (aq) + Na. (aq)
Como se observa, se producen iones OH( , por lo que la disolución es básica y tiene pH > 7.
El orden de acidez decreciente de las disoluciones propuestas es:
ácido clorhídrico > ácido acético > acetato de sodio

6.36. Se preparan tres disoluciones de acetato de amonio de concentraciones 1 M; 0,01 M y 0,001 M. El

pH de las mismas será, respectivamente:
a) 4,75; 5,75; 6,75
b) 9,25; 8,25; 7,25
c) 7,00; 7,50; 8,00
d) 8,00; 8,50; 9,00
e) 7,00 para cualquier disolución.
(Datos. Ácido acético, pK a = 4,75; amonio, pK a = 9,25).
El acetato de amonio, NH2 CH% COO, en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:
NH2 CH% COO(aq) ® CH% COO( (aq) + NH2. (aq)
p𝐾9 = 9,25 → 𝐾9 = 10(‡¬8 = 5,6·10()P
§ El ion CH% COO( es la base conjugadabdébil del ácido débil CH% COOH y se hidroliza según la ecuación:
La constante de basicidad (hidrólisis) del ion acetato es:
p𝐾a = 4,75 → 𝐾a = 10(‡¬a = 1,8·10($
𝐾w 1,0·10()2
𝐾b = = = 5,6·10()P
𝐾a 1,8·10($
Se producen iones H% O. y OH( procedentes de la hidrólisis de los dos iones de la sal.
Como se observa, 𝐾b (CH% COO( ) = 𝐾a (NH2. ), lo que quiere decir que ambos iones son igual de fuertes
como base y como ácido, respectivamente, independientemente del valor del concentración inicial de la
sal, por lo que la disolución resultante es neutra y, siempre, pH = 7.
6.37. ¿Cuál de las siguientes afirmaciones no es verdadera?

a) El agua pura tiene propiedades ácidas y básicas.
b) El ácido clorhídrico es más fuerte que el ácido acético.
c) Una disolución de cloruro de amonio es ácida.
d) Una disolución de carbonato de sodio es ácida.
a) Verdadero. El equilibrio de ionización del agua viene dado por la siguiente ecuación:
2 H! O(l) D H% O. (aq) + OH( (aq)
Como se observa, se produce la misma cantidad de ácido, H% O. , que de base, OH( .
b) Verdadero. El ácido clorhídrico, HCl, es un ácido fuerte, por lo que se encuentra totalmente ionizado y
proporciona un valor de [H% O. ] elevado y su pH << 7.
El ácido acético, CH% COOH, es un ácido débil, por lo que se encuentra parcialmente ionizado y propor-
ciona un valor de [H% O. ] menor que el del HCl y su pH < 7.
c) Verdadero. El cloruro de amonio, NH2 Cl, en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecua-
ción:
d) Falso. El carbonato de sodio, Na! CO% , en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:
Na! CO% (aq) ® CO!( .
% (aq) + 2 Na (aq)

§ El ion CO!( (
% es la base conjugada del ácido débil HCO% y se hidroliza según la ecuación:
CO!( ( (
Como se observa, se producen iones OH( , por lo que la disolución es básica.

6.38. El pH de una disolución de acetato de amonio es aproximadamente 7, lo cuál se puede explicar

porque:
a) La disolución es muy diluida.
b) El acetato de amonio es un electrólito débil.
c) Las sales de ácidos y bases débiles son neutras.
d) Los iones amonio y acetato se hidrolizan aproximadamente en la misma magnitud.
El acetato de amonio, NH2 CH% COO, en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:
Si el pH aproximado de la disolución es 7, quiere decir que la cantidad de iones H% O. que produce el
amonio y la de iones OH( que produce el acetato es la misma. Como la concentración inicial de ambos
iones es la misma, la constante de acidez (hidrólisis) del ion amonio debe tener, aproximadamente, el
mismo valor que la constante de basicidad (hidrólisis) del ion acetato.
6.39. ¿Cuál de las siguientes sustancias no da una disolución ácida cuando se disuelve en agua?
a) NaCl
b) CO2
b) NH4 NO3
d) CH3 COOH

NaCl(s) ® Na. (aq) + Cl( (aq)
se hidrolizan.
La disolución es neutra ya que los iones H% O. y OH( los suministra el H! O.
b) El dióxido de carbono, CO! , es un óxido no metálico que al disolverse en agua produce H! CO% , un ácido
CO! (g) + H! O(l) ® H! CO% (aq) + H! O(l) D HCO( .

% (aq) + H% O (aq)

c) El nitrato de amonio, NH2 NO% , en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:
% (aq) + NH2 (aq)
§ El ion NO(
d) El ácido acético, CH% COOH, es un ácido débil que en disolución acuosa se encuentra disociado según la
ecuación:
(Cuestión similar a la propuesta en Madrid 2008 y Ávila 2009).
6.40. Razone si son ciertas o falsas las siguientes afirmaciones:

i) Una disolución de acetato de sodio tiene un pH básico.
ii) Si se añade nitrato de amonio a una disolución de hidróxido de amonio, el pH disminuye.
b) Ninguna es correcta.
i) Correcta. El acetato de sodio, CH% COONa, en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecua-
ción:
CH% COONa(aq) ® CH% COO( (aq) + Na. (aq)
Como se observa, se producen iones OH( , por lo que la disolución tiene pH básico.
ii) Correcta. El NH% es una base débil que en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:
[NH2. ] [OH( ]
𝐾„ =
[NH% ]
El nitrato de amonio, NH2 NO% , en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:
% (aq) + NH2 (aq)
§ El ion NO(
Si a la disolución de NH% se le añade NH2 NO% , de acuerdo con el principio de Le Châtelier (1884), el
equilibrio se desplaza en el sentido en el que se consuma el NH2. añadido, es decir, que este reaccione con
los iones OH( y que se forme NH% ; esto provoca que el valor de [OH( ] disminuya y que el valor de [H% O. ]
aumente, lo que hace que disminuya el pH de la disolución.
6.41. Indique el orden correcto de pH creciente para las disoluciones 0,1 M de los siguientes compues-
tos químicos:
a) HCl < ZnCl2 < KCl < KF < KOH
b) KCl < KF < ZnCl2 < KOH < HCl
c) KF < KCl < ZnCl2 < HCl < KOH
d) ZnCl2 < KCl < HCl < KF < KOH
e) ZnCl2 < KOH < HCl < KCl < KF
§ El ácido clorhídrico, HCl, es un ácido fuerte que se encuentra totalmente ionizado, por lo que su disolu-
ción tiene el valor de [H% O. ] más elevado de las sustancias propuestas y su pH será el menor de todos.
§ El cloruro de zinc, ZnCl! , en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:
ZnCl! (aq) ® Zn!. (aq) + 2 Cl( (aq)
El ion Cl( es la especie conjugada de un ácido fuerte y no se hidroliza.
El ion Zn!. es el ácido conjugado de la base débil Zn(OH)! y se hidroliza según la ecuación:
Zn!. (aq) + 2 H! O(l) D Zn(OH). (aq) + H% O. (aq)
El ácido Zn!. es más débil que el ácido fuerte HCl por lo que el pH de esta disolución es inferior a 7, pero
superior al de la disolución de HCl.
§ El cloruro de potasio, KCl, en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:
hidrolizan.
La disolución resultante tiene un pH neutro ya que los iones H% O. y OH( los suministra el H! O.
§ El hidróxido de potasio, KOH, es una base fuerte que se encuentra totalmente ionizada, por lo que su
disolución tiene el valor de [H% O. ] más bajo de las sustancias propuestas y su pH será el mayor de todos.
§ El fluoruro de potasio, KF, en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:
KF(aq) ® K . (aq) + F ( (aq)
El ion K . es la especie conjugada de una base fuerte y no se hidroliza.
El ion F ( es la base conjugada del ácido débil HF y se hidroliza según la ecuación:
La base F ( es más débil que la base fuerte KOH por lo que el pH de esta disolución es superior a 7, pero
inferior al de la disolución de KOH.
HCl < ZnCl! < KCl < KF < KOH

6.42. Se tienen disoluciones 0,1 M de HF, HCl, NH4 OH y KCl. ¿Cuál es el orden correcto de menor a
mayor pH?
a) HF, HCl, NH4 OH, KCl
b) HCl, HF, NH4 OH, KCl
c) HCl, HF, KCl, NH4 OH
d) HF, HCl, KCl, NH4 OH
§ El ácido clorhídrico, HCl, es un ácido fuerte que se encuentra totalmente ionizado, por lo que su disolu-
ción tiene el valor de [H% O. ] más elevado de las sustancias propuestas y su pH será el menor de todos.
§ El ácido fluorhídrico, HF, es más débil que el ácido fuerte HCl por lo que el pH de esta disolución es
inferior a 7, pero superior al de la disolución de HCl.
§ El cloruro de potasio, KCl, en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:
hidrolizan.
§ El hidróxido de amonio, NH2 OH, es una base débil que se encuentra parcialmente ionizada y su disolu-
ción tiene un valor de [H% O. ] muy bajo, por lo que le corresponde el pH más alto de todas las disoluciones
propuestas.
HCl < HF < KCl < NH2 OH
6.43. Las siguientes sales, KNO2 y NaClO, en disolución acuosa tienen un pH de:
a) 7
b) Menor que 7
c) Mayor que 7
d) Ninguna es verdad.
§ El nitrito de potasio, KNO! , en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:

KNO! (aq) ® NO( .
! (aq) + K (aq)

El ion NO(
! es la base conjugada del ácido débil HNO! y se hidroliza según la ecuación:
NO( (
! (aq) + H! O(l) D HNO! (aq) + OH (aq)
Como se observa, se producen iones OH( , por lo que la disolución tiene pH > 7.
§ El hipoclorito de sodio, NaClO, en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:
NaClO(aq) ® ClO( (aq) + Na. (aq)
El ion Na. es la especie conjugada de una base fuerte y no se hidroliza.
El ion ClO( es la base conjugada del ácido débil HClO y se hidroliza según la ecuación:
ClO( (aq) + H! O(l) D HClO(aq) + OH( (aq)
6.44. Teniendo en cuenta que el ion CH3 COO– es la base conjugada del ácido acético, CH3 COOH, que es
un ácido débil, señale cuál de las siguientes afirmaciones es falsa:
a) El anión CH3 COO– es una base débil.
b) Las sales formadas por anión CH3 COO– modifican el pH al disolverse en agua destilada.
c) El anión CH3 COO– reacciona con el agua según:
CH3 COO– (aq) + H2 O(l) D CH3 COOH(aq) + OH– (aq)
d) La sal NaCH3 COO dará una disolución acuosa de pH < 7.
El acetato de sodio, CH% COONa, en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:
6.45. Considere disoluciones acuosas de idéntica concentración de HNO3 , NH4 Cl, NaCl y KF. Ordénelas
según pH creciente:
a) HNO3 < NH4 Cl < NaCl < KF
b) KF < NaCl < NH4 Cl < HNO3
c) NaCl < KF < HNO3 < NH4 Cl
d) KF < NH4 Cl < NaCl < HNO3
(Datos. K a (HF) = 1,4·10–4 ; K b (NH3 ) = 1,8·10–5 ).
§ El ácido nítrico, HNO% , es un ácido fuerte que se encuentra totalmente ionizado, por lo que su disolución
tiene el valor de [H% O. ] más elevado de las sustancias propuestas y su pH será el menor de todos.
§ El cloruro de amonio, NH2 Cl, en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:
El ion NH2. es el ácido conjugado de la base débil NH% y se hidroliza según la ecuación:
El ácido NH2. es más débil que el ácido fuerte HNO% por lo que el pH de esta disolución es inferior a 7,
pero superior al de la disolución de HNO% .
§ El cloruro de sodio, NaCl, en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:
se hidrolizan.
§ El fluoruro de potasio, KF, en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:
KF(aq) ® K . (aq) + F ( (aq)
El ion F ( es la base conjugada del ácido débil HF y se hidroliza según la ecuación:
Como el F ( es una base débil que se encuentra parcialmente ionizada, su disolución tiene un valor de
[H% O. ] muy bajo por lo que su pH será el mayor de todos los propuestos
HNO% < NH2 Cl < NaCl < KF
6.46. ¿Cuál de las siguientes sales KCl, NH4 NO3 , RbF, NaCH3 COO y KHCO3 al ser disuelta en agua forma
una disolución cuyo pH sea 7?
a) KCl
b) NH4 NO3
c) RbF
d) KHCO3
e) NaCH3 COO

se hidrolizan.
La disolución resultante es neutra ya que los iones H% O. y OH( los proporciona el H! O y el pH = 7.
b) El nitrato de amonio, NH2 NO% , en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:
% (aq) + NH2 (aq)
§ El ion NO(
c) El fluoruro de rubidio, RbF, en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:
RbF(aq) ® F ( (aq) + Rb. (aq)
§ El ion Rb. es la especie conjugada de una base fuerte y no se hidroliza.
Como se observa, se producen iones OH( por lo que la disolución tiene pH > 7.
d) El hidrogenocarbonato de potasio, KHCO% , en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecua-
ción:
KHCO% (aq) ® HCO( .
% (aq) + K (aq)

§ El ion HCO(% , es la base conjugada débil del ácido débil H! CO% , pero también es el ácido conjugado débil
de la base débil CO!( % . Se trata de un anfótero que se comporta como ácido y como base de acuerdo con
las siguientes ecuaciones:
HCO( !( .
% (aq) + H! O(l) D CO% (aq) + H% O (aq)
HCO( (
Sumando ambas ecuaciones y teniendo en cuenta que los iones H% O. y OH( formados se neutralizan
entre sí:
2 HCO( !( !(
% (aq) D CO% (aq) + H! CO% (aq) ® [CO% ] = [H! CO% ]
La expresión de las constantes de acidez y basicidad (hidrólisis) de ambas reacciones es:
[CO!( .
% ] [H% O ]
𝐾92 = (
⎫
[HCO% ] ⎪
→ 𝐾92 · 𝐾9! = [H% O. ]!
𝐾§ [H! CO% ][OH( ]⎬
𝐾ˆ = = ⎪
𝐾9! [HCO(
%] ⎭
1
pH = ©p𝐾92 + p𝐾9! ª
2
1
pH = (6,3 + 10,3) = 8,30
2
Como se observa, la disolución tiene pH > 7.
e) El acetato de sodio, NaCH% COO, en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:
Como se observa, se producen iones OH( por lo que la disolución tiene pH > 7.
6.47. Se tiene una disolución 0,1 M de acetato de amonio, NH4 CH3 COO, y otra 0,2 M de cianuro de po-
tasio, KCN. ¿Cómo serán estas disoluciones?
a) La de acetato de amonio, neutra y la de cianuro de potasio, ácida.
b) La de acetato de amonio, básica y la de cianuro de potasio, básica.
c) La de acetato de amonio, ácida y la de cianuro de potasio, neutra
d) La de acetato de amonio, neutra y la de cianuro de potasio, básica.
(Datos: pK a (CH3 COOH) = 4,76; pK a (NH4+ )= 9,24; pK a (HCN) = 9,21).
§ El acetato de amonio, NH2 CH% COO, en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:
Como se observa, se producen iones H% O. .
El ion CH% COO( es la base conjugada del ácido débil CH% COOH y se hidroliza según la ecuación:
Como se observa, se producen iones OH( .
Para cualquier pareja de ácido y base conjugada se cumple que:
p𝐾9 + p𝐾„ =14
Aplicado al ácido acético se obtiene:

p𝐾9 (CH% COOH) + p𝐾„ (CH% COO( ) = 14 ® p𝐾„ (CH% COO( ) = 9,24
Comparando los valores de los p𝐾 de los iones acetato y amonio se observa que:
p𝐾„ (CH% COO( ) = p𝐾9 (NH2. ) =9,24
esto quiere decir que se trata de especies con la misma fuerza. Como además, la concentración de ambas
es la misma, la cantidad de iones OH( y H% O. que producen, respectivamente, es idéntica, por lo que la
disolución acuosa de esta sal es neutra.
§ El cianuro de potasio, KCN, en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:
El ion CN( es la base conjugada del ácido débil HCN y se hidroliza según la ecuación:
Como se observa, se producen iones OH( por lo que la disolución es básica.
6.48. El pH de una disolución de NH4 NO3 es:

a) Menor que 7.
b) Igual a 7.
c) Mayor que 7.
d) Depende de la solubilidad de la sal en agua.
El nitrato de amonio, NH2 NO% , en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:
% (aq) + NH2 (aq)
§ El ion NO(
Como se observa, se producen iones H% O. , por lo que la disolución tiene pH < 7.
6.49. Al mezclar volúmenes iguales de disoluciones 0,2 M de HClO4 y KNO3 , el pH de la disolución re-
sultante será:
a) > 7
b) < 7
c) = 7
d) Igual al pK a del HNO3 .
Si se mezclan un ácido fuerte, HClO2 , con una sal de ácido fuerte y base fuerte, KNO% , no se produce reac-
ción entre ambos.
§ El nitrato de potasio, KNO% , en disolución se encuentra disociado según la ecuación:
KNO% (aq) ® NO( .
% (aq) + K (aq)
Los iones K . y NO(

se hidrolizan, por este motivo, esta sal no afecta al pH de la disolución.
§ El ácido perclórico, HClO2 , es un ácido fuerte que en disolución acuosa se encuentra ionizado según la
ecuación:
HClO2 (aq) + H! O(aq) ® H% O. (aq) + ClO(

2 (l)

(Cuestión similar a la propuesta en Ciudad Real 1997).
6.50. Se ha preparado un litro de disolución acuosa 0,01 M de ácido acético. Indique cuál de las afirma-
ciones es correcta:
a) El grado de disociación del ácido acético aumentará al añadir 1 mL de HCl 1 M.
b) El pH de la disolución será 7,0 tras añadir 10 mL de NaOH 1 M.
c) El grado de disociación del ácido acético aumentará al añadir 1 mL de NaOH 1 M.
d) El pH de la disolución será ligeramente inferior a 7,0 tras añadir 10 mL de NaOH 1 M.
a) Incorrecto. El ácido acético, CH% COOH, es un ácido débil que en disolución acuosa se encuentra par-
cialmente ionizado según la ecuación:
El ácido clorhídrico, HCl, es un ácido fuerte que se encuentra totalmente ionizado según la ecuación:
modificada”.
Si se añade H% O. al equilibrio, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el equilibrio se desplaza en el
sentido en el que se consuma la sustancia añadida, en este caso hacia la formación de CH% COOH, por lo
que el grado de disociación de este disminuye.
b-d) Incorrecto. La ecuación química ajustada correspondiente a la reacción entre CH% COOH y NaOH es:
CH% COOH(aq) + NaOH(aq) ® NaCH% COO(aq) + H! O(l)
La cantidad de cada especie es:
10% mL CH% COOH 0,01 M 0,01 mmol CH% COOH
1 L CH% COOH 0,01 M · · = 10 mmol CH% COOH
1 L CH% COOH 0,01 M 1 mL CH% COOH 0,01 M
1 mmol NaOH
10 mL NaOH 1 M · = 10 mmol NaOH
1 mL NaOH 1 M
Como la reacción es mol a mol y existe igual número de moles de ambas sustancias iniciales, se trata de
cantidades estequiométricas que reaccionan completamente. Al final de la reacción solo quedan 10 mmol
de NaCH% COO formado. Esta sustancia en disolución acuosa se encuentra disociada según la ecuación:
Como se observa, se producen iones OH( , por lo que la disolución resultante es básica y su pH > 7.
c) Correcto. El ácido acético, CH% COOH, es un ácido débil que en disolución acuosa se encuentra parcial-
mente ionizado según la ecuación:
El hidróxido de sodio, NaOH, es una base fuerte que en disolución acuosa se encuentra totalmente ioni-
zada de acuerdo con la ecuación:
Si se añade OH( al equilibrio, estos iones consumen una cantidad igual de H% O. , por lo que de acuerdo
con el principio de Le Châtelier, el equilibrio evoluciona en el sentido en el que se reponga la especie
consumida, en este caso hacia la formación de H% O. , por lo que el grado de disociación del CH% COOH
aumenta.
a) NH4 NO3
b) NaCH3 COO
c) NH4 CH3 COO
d) NaCl
(Datos. K a (CH3 COOH) = 1,8·10–5 ; K b (NH3 ) = 1,8·10–5 ).
a) El nitrato de amonio, NH2 NO% , en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:
% (aq) + NH2 (aq)
§ El ion NO(
Como se observa, se producen iones H% O. por lo que la disolución resultante es ácida y su pH < 7.
b) El acetato de sodio, NaCH% COO, en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:
Como se observa, se producen iones OH( por lo que la disolución resultante tiene pH > 7.
c) El acetato de amonio, NH2 CH% COO, en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:
NH2 CH% COO(aq) ® NH2. (aq) + CH% COO( (aq)
§ El ion NH2. es el ácido conjugado débil de la base débil NH% y se hidroliza según la ecuación:
Como se observa, se producen iones H% O. y OH( procedentes de la hidrólisis doble de ambos iones de la
sal. La fuerza de los iones es la misma ya que proceden de especies con igual valor de la constante, 𝐾9 =
𝐾„ = 1,8·10($ :
𝐾ª 𝐾§ 1,0·10()2
𝐾9 (8"4( ) = 𝐾„ (;"" ;##5 ) = = = = 5,6·10()P
𝐾„ (8"" ) 𝐾9 (;"" ;##") 1,8·10($
Si además se tiene en cuenta que las concentraciones iniciales de ambos iones también son iguales, la
cantidad de H% O. y OH( formados a partir de ellos es la misma, por lo que la disolución es neutra y su pH
= 7 ya que lo proporciona el agua.
d) El cloruro de sodio, NaCl, en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:

se hidrolizan.
El pH de la disolución es 7 ya que lo proporciona el H! O y la disolución es neutra.
6.52. Se dispone de cuatro disoluciones separadas, conteniendo cada una de ellas en concentración
0,10 M: ácido cianhídrico (pK a = 9,2); ácido acético (pK a = 4,7); amoniaco (pK a (ion amonio) = 4,7);
fluoruro de sodio (pK a (ácido fluorhídrico) = 3,0). De las siguientes proposiciones, señale la que sea falsa:
a) Al mezclar las disoluciones de ácido cianhídrico y ácido acético no se producirá ninguna reacción apre-
ciable.
b) Al mezclar las disoluciones de amoniaco y fluoruro de sodio no se producirá ninguna reacción apre-
ciable.
c) Al mezclar las disoluciones de ácido acético y fluoruro de sodio no se producirá ninguna reacción apre-
ciable.
d) Al mezclar las disoluciones de ácido cianhídrico y fluoruro de sodio no se producirá ninguna reacción
apreciable.
e) Al mezclar las disoluciones de ácido acético y amoniaco no se producirá ninguna reacción apreciable.
a) Verdadero. Al mezclar dos ácidos débiles, acético y cianhídrico no se produce ninguna reacción.
b) Verdadero. El fluoruro de sodio, NaF, en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:
Como se observa, se producen iones OH( , por lo que el NaF se comporta como una base débil y el valor
del p𝐾„ del ion fluoruro es:
p𝐾„ (F ( ) = p𝐾§ − p𝐾9 (HF) = 14 − 3,0 = 11
Al mezclar dos bases débiles, amoniaco y fluoruro no se produce ninguna reacción.
c) Verdadero. La ecuación química ajustada correspondiente a la reacción entre ácido acético (débil) e
ion fluoruro (base débil) es:
CH% COOH(aq) + F ( (aq) D CH% COO( (aq) + HF(aq)
La expresión de la constante de equilibrio de dicha reacción es:
[CH% COO( ] [HF]
𝐾=
[CH% COOH] [F ( ]
Multiplicando y dividiendo por [H% O. ] se obtiene:
[CH% COO( ] [H% O. ] [HF] 𝐾9 (CH% COOH)
𝐾= · =
[CH% COOH] [H% O ] [F ]
. ( 𝐾9 (HF)
El valor de la constante de equilibrio de la reacción es:
10(2,E
𝐾 = (%,P = 10(),E
10
El pequeño valor de la constante de equilibrio indica que no hay reacción apreciable.
d) Verdadero. La ecuación química ajustada correspondiente a la reacción entre ácido cianhídrico (débil)
e ion fluoruro (base débil) es:
HCN(aq) + F ( (aq) D CN( (aq) + HF(aq)
[CN( ] [HF]
𝐾=
[HCN] [F ( ]
[CN( ] [H% O. ] [HF] 𝐾9 (HCN)
𝐾= · =
[HCN] [H% O ] [F ]
. ( 𝐾9 (HF)
10(•,!
𝐾= = 10(1,!
10(%,P
El pequeño valor de la constante de equilibrio indica que no hay reacción apreciable.
e) Falso. La ecuación química ajustada correspondiente a la reacción entre ácido acético (débil) y amo-
niaco (base débil) es:
CH% COOH(aq) + NH% (aq) D CH% COO( (aq) + NH2. (aq)
[CH% COO( ] [NH2. ]
𝐾=
[CH% COOH] [NH% ]
[CH% COO( ] [H% O. ] [NH2. ] 𝐾9 (CH% COOH)
𝐾= · =
[CH% COOH] [H% O ] [NH% ]
. 𝐾9 (NH2. )
10(2,E
𝐾= = 102,E
10(•,2
El elevado valor de la constante de equilibrio indica que no se trata de un equilibrio y que la reacción
transcurre hacia la derecha.
6.53. ¿Cuál de las siguientes sales genera, al disolverse en agua, una disolución con el menor pH?
a) KOCl
b) KBr
c) KNO2
d) KF
a) El hipoclorito de potasio, KClO, en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:

KClO(aq) ® ClO( (aq) + K . (aq)
§ El ion ClO( es la base conjugada débil del ácido débil HClO y se hidroliza según la ecuación:
b) El bromuro de potasio, KBr, se disuelve en agua de acuerdo con la ecuación:

KBr(aq) ® K . (aq) + Br ( (aq)
§ Los iones K . y Br ( son, respectivamente, las especies conjugadas de una base y de un ácido fuerte y no
se hidrolizan.
Los únicos H% O. y OH( del medio los suministra el H! O, por lo que la disolución tiene pH = 7.
c) El nitrito de potasio, KNO! , en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:
KNO! (aq) ® NO( .
! (aq) + K (aq)

§ El ion NO(
! es la base conjugada del ácido débil HNO! y se hidroliza según la ecuación:
NO( (
d) El fluoruro de potasio, KF, en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:
KF(aq) ® F ( (aq) + K . (aq)
6.54. Señale cuál de las disoluciones acuosas de las siguientes sustancias químicas, en igual concentra-
ción molar, tendrá el mayor pH:
a) CH3 COOH
b) NaCH3 COO
c) HNO3
d) NaNO3
a) El ácido acético, CH% COOH, es un ácido débil que en disolución acuosa se disocia parcialmente de
b) El acetato de sodio, NaCH% COO, en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:
NaCH% COO (aq) ® Na. (aq) + CH% COO( (aq)
c) El ácido nítrico, HNO% , es un ácido fuerte que en disolución acuosa se disocia totalmente de acuerdo
con la ecuación:
HNO% (aq) + H! O(l) " NO( .
% (aq) + H% O (aq)

d) El nitrato de potasio, NaNO% , en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:

NaNO% (aq) ® NO( .
% (aq) + Na (aq)
§ Los iones Na. y NO(

no se hidrolizan.
La disolución tiene pH = 7 ya que lo proporciona el H! O.
6.55. Tras diluir 25,0 mL de una disolución de NH4 Cl 1,00 M en 100 mL de agua, el pH resultante es:
a) 5,25
b) 3,80
c) 4,92
d) 7,25
e) 1,73
(Dato. K b (NH3 ) = 1,80·10–5 ).
[H% O. ] [NH% ] 𝐾§ 1,0·10()2
𝐾9 = . donde 𝐾9 = = = 5,56·10()P
[NH2 ] 𝐾„ 1,8·10($
Considerando volúmenes aditivos la concentración de la disolución que se obtiene después de la dilución
es:
25,0 mL NH2 Cl 1,00 M 1,00 mmol NH2 Cl
𝑐= · = 0,200 M
(25,0 + 100) mL disolución 1 mL NH2 Cl 1,00 M
[NH% ] = [H% O. ] y [NH2. ] = 𝑐 − [H% O. ]
Como se cumple que:
𝑐
𝐾9
La expresión de la constante de acidez se reduce a:
[H% O. ]!
𝐾9 =
𝑐
[H% O. ]!
5,56·10()P = → [H% O. ] = 1,05·10($ M
0,200 M
pH = –log (1,05·10($ ) = 4,98
(El resultado obtenido se aproxima al propuesto en el apartado c) que presupone que el volumen final
de la disolución debería ser 100 mL y no 125 mL como se deduce del enunciado).
6.56. Se han preparado en el laboratorio las siguientes disoluciones en concentración 0,01 M:

NaBO3 (pK a = 9,14), Na2 CO3 (pK a1 = 6,35; pK a2 = 10,33), Na2 SO4 (pK a2 = 1,99); Na3 PO4 (pK a1 = 2,15;
pK a2 = 7,21; pK a3 = 12,34), NaCH3 COO (pK a = 4,75). ¿Cuál de todas ellas muestra el mayor valor de pH?
a) NaBO3
b) Na2 CO3
c) Na2 SO4
d) Na3 PO4
e) NaCH3 COO
En todos los casos se trata de sales sódicas y, teniendo en cuenta que el ion Na. no sufre hidrólisis por
proceder de una base fuerte como el NaOH, el pH de la disolución resultante dependerá de la hidrólisis
del anión correspondiente.
El anión A( es la base conjugada del ácido débil HA y se hidroliza de acuerdo con la ecuación:
[HA] [OH( ]
𝐾„ =
[A( ]
[HA] = [OH( ] y [A( ] = 𝑐 - [OH( ]
[OH( ]!
𝐾„ =
𝑐 − [OH( ]
El valor de la constante de basicidad (hidrólisis) del anión se calcula mediante la siguiente expresión:
𝐾§
p𝐾„ (65 ) = p𝐾§ − p𝐾9 → 𝐾„ (65 ) =
𝐾9 ("6)
Como se cumple que:
𝑐
𝐾„
La expresión de la constante de basicidad se reduce a:
[OH( ]!
𝐾„ =
𝑐
En la siguiente tabla se muestran los resultados obtenidos para las sales propuestas. El pH más alto, es
decir, mayor valor de [OH( ], corresponde a la disolución de Na% PO2 que contiene el anión con menor valor
de p𝐾„ .
sal p𝐾9 p𝐾„ pH
NaBO% 9,14 4,86 10,6
Na! CO% 10,33 3,67 11,2
Na! SO2 1,99 12,01 6,995
Na% PO2 12,34 1,66 12,2
NaCH% COO 4,75 9,25 8,4

6.57. El pH de la disolución formada por NaHCO3 y agua:

a) Es neutro.
b) Es ácido debido a la formación de CO2 .
c) Es básico como consecuencia de la reacción de hidrólisis del anión HCO–3 .
d) Será ácido o básico según la concentración de la misma.
El hidrogenocarbonato de sodio, NaHCO% , en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:

NaHCO% (aq) ® HCO( .
% (aq) + Na (aq)

§ El ion HCO(% , es la base conjugada débil del ácido débil H! CO% , pero también es el ácido conjugado débil
HCO( !( .
% (aq) + H! O(l) D CO% (aq) + H% O (aq)
HCO( (
entre sí:
2 HCO( !( !(
% (aq) D CO% (aq) + H! CO% (aq) ® [CO% ] = [H! CO% ]

[CO!( .
% ] [H% O ]
𝐾92 = (
⎫
[HCO% ] ⎪
→ 𝐾92 · 𝐾9! = [H% O. ]!
𝐾§ [H! CO% ][OH( ]⎬
𝐾ˆ = = ⎪
𝐾9! [HCO(
%] ⎭
1
pH = ©p𝐾92 + p𝐾9! ª
2
1
pH = (6,3 + 10,3) = 8,30
2
Como se observa, la disolución tiene pH > 7.
(Para poder responder de forma adecuada es necesario proporcionar los valores de los p𝐾9 del H! CO% ).
6.58. Indique la concentración del ion amonio sin hidrolizar en equilibrio en una disolución de sulfato
de amonio que tiene pH = 4,50.
a) 1,35 M
b) 0,84 M
c) 1,69 M
d) 4,12 M
(Dato. K b (NH3 ) =1,70∙10–5 ).
El sulfato de amonio, (NH2 )! SO2 , en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:
.
(NH2 )! SO2 (aq) ® SO!(
2 (aq) + 2 NH2 (aq)
y no se hidroliza.
[H% O. ] [NH% ] 𝐾§ 1,00·10()2
𝐾9 = donde 𝐾9 = = = 5,88·10()P
[NH2. ] 𝐾„ 1,70·10($
[H% O. ] = 10(‡" = 10(2,$P = M = 3,16·10($ M
[NH% ] = [H% O. ]
El valor de [NH2. ] es:
(3,16·10($ )!
5,88·10()P = → [NH2. ] = 1,70 M
[NH2. ]
6.59. Se han preparado disoluciones acuosas de la misma concentración de los siguientes compuestos:
HNO3 , NH4 Cl, NaCl, NaHCO3 y NaAc. Sabiendo que: pK a (NH4+ /NH3 ) = 9,4; pK a1 (H2 CO3 /HCO–3 ) = 6,4;
pK a2 (HCO–3 /CO2– –
3 ) = 10,3 y pK a (HAc/Ac ) = 4,6; ¿cuál de las siguientes opciones ordene correctamente,
en orden creciente, los pH de las disoluciones obtenidas?
a) HNO3 < NH4 Cl < NaCl < NaHCO3 < NaAc
b) HNO3 < NaHCO3 < NaCl < NH4 Cl < NaAc
c) HNO3 < NH4 Cl < NaCl < NaAc < NaHCO3
d) HNO3 < NaCl < NH4 Cl < NaAc < NaHCO3
e) HNO3 < NaHCO3 < NH4 Cl < NaCl < NaAc
Suponiendo que todas las disoluciones son 0,10 M.

§ El ácido nítrico, HNO% es un ácido fuerte que en disolución acuosa se encuentra completamente ionizado
de acuerdo con la siguiente ecuación:
HNO% (aq) + H! O(l) ® H% O. (aq) + NO(
% (aq)

[HNO% ] = [H% O. ] = 0,10 M
pH = –log (0,10) = 1,0
§ El cloruro de amonio, NH2 Cl, en disolución acuosa se encuentra disociado de acuerdo con la siguiente
ecuación:
NH2 Cl (aq) ® NH2. (aq) + Cl( (aq)
[H% O. ] [NH% ]
𝐾9 = donde 𝐾9 = 10(•,2
[NH2. ]

[NH% ] = [H% O. ] y [NH2. ] ≈ 0,10 M
[H% O. ]!
10(•,2 = → [H% O. ] = 6,3·10(1 M
0,10
pH = –log (6,3·10(1 ) = 5,2
se hidrolizan, por lo que el pH = 7 ya que lo proporciona el H! O.
§ El hidrogenocarbonato de sodio, NaHCO% , en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecua-
ción:
NaHCO% (aq) ® HCO( .
% (aq) + Na (aq)

El ion HCO(% , es la base conjugada débil del ácido débil H! CO% , pero también es el ácido conjugado débil
HCO( !( .
% (aq) + H! O(l) D CO% (aq) + H% O (aq)
HCO( (
entre sí:
2 HCO( !( !(
% (aq) D CO% (aq) + H! CO% (aq) ¾® [CO% ] = [H! CO% ]

[CO!( .
% ] [H% O ]
𝐾a1 = ⎫
[HCO(%] ⎪
→ 𝐾a1 · 𝐾a2 = [H% O. ]!
𝐾w [H! CO% ][OH( ]⎬
𝐾h = = ⎪
𝐾a2 [HCO(
%] ⎭
Aplicando logaritmos y multiplicando por –1 se obtiene que el pH de la disolución es:
1 1
pH = ©p𝐾a1 + p𝐾a2 ª = (6,4 + 10,3) = 8,3
2 2
§ El acetato de sodio, NaAc, en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:
NaAc(aq) ® Ac ( (aq) + Na. (aq)
El ion Ac ( es la base conjugada del ácido débil CH% COOH y se hidroliza según la ecuación:
Ac ( (aq) + H! O(l) D HAc(aq) + OH( (aq)
La expresión de la constante de basicidad (hidrólisis) del ion acetato es:
[HAc] [OH( ]
𝐾b =
[Ac ( ]
El valor de la constante de basicidad (hidrólisis) del ion acetato se calcula mediante la expresión:
p𝐾a + p𝐾b = p𝐾w → 4,6 + p𝐾b = 14 → p𝐾b = 9,4 → 𝐾„ = 10(•,2
[HAc] = [OH( ] y [Ac ( ] ≈ 𝑐
Sustituyendo en la expresión de 𝐾„ se obtiene que el valor de [OH( ] de la disolución es:
[OH( ]!
10(•,2 = → [OH( ] = 6,3·10(1 M
0,10
pOH = –log (6,3·10(1 ) = 5,2 ® pH = 14 – 5,2 = 8,8
De acuerdo con los valores obtenidos para las diferentes disoluciones, el orden creciente del pH es:
HNO% < NH2 Cl < NaCl < NaHCO% < NaAc
6.60. Para el catión NH4+ en disolución acuosa, K a = 5,6·10–10 , señale la afirmación falsa:
a) El catión NH4+ es un ácido débil.
b) Las sales formadas por el anión NH4+ modifican el pH al disolverse en agua destilada.
c) El catión NH4+ reacciona con el agua según: NH4+ (aq) + H2 O(l) D NH3 (aq) + H3 O+ (aq).
d) La sal NH4 Br dará una disolución acuosa de pH > 7.
a) Verdadero. Dado el valor de la constante de equilibrio, el amonio es un ácido muy débil.

b) Verdadero. El ion NH2. es el ácido conjugado de la base débil NH% y se hidroliza según la ecuación:
Si el anión que le acompaña en la sal no se hidroliza, es decir, procede de un ácido fuerte, la disolución
resultante tendrá un pH ácido.
d) Falso. El bromuro de amonio, NH2 Br, en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:
Como se observa, se producen iones H% O. por lo que el pH < 7.
6.61. ¿Cuál es el pH de una disolución de NH4 F 0,1 M?

a) > 7
b) < 7
c) 7
d) No se puede saber.
El fluoruro de amonio, NH2 F, en disolución acuosa se encuentra disociada según la ecuación:

NH2 F(aq) ® F ( (aq) + NH2. (aq)

Sin conocer el valor de las constantes de basicidad del NH% y de acidez de HF no es posible determinar la
cantidad de iones H% O. y OH( que producen el amonio y el fluoruro, respectivamente, por lo que no es
posible conocer el pH de la disolución.
6.62. Si se preparan disoluciones 0,5 M de NH3 , NaCl y NH4 Cl, ¿cuál tendrá el pH más ácido?
a) NH3
b) NaCl
c) NH4 Cl
d) NaCl y NH4 Cl tienen igual pH.
§ El amoniaco, NH% , es una base débil que en disolución acuosa se encuentra parcialmente disociado se-
gún la siguiente ecuación:
Como se observa, se producen iones OH( , por lo que la disolución es básica y tiene pH > 7.
se hidrolizan.
Como se observa, se producen iones H% O. , por lo que la disolución es ácida y tiene pH < 7.
6.63. La hidrólisis es un fenómeno en virtud del cual:

a) Como indica la palabra, se rompe la molécula de dihidrógeno.
b) Como indica la palabra, se rompe la molécula de agua.
c) Se desplaza el equilibrio de autoionización del agua.
d) Como indica la palabra, se rompe la estructura de la molécula.
La hidrólisis es la rotura de la molécula de agua en sus iones para que estos reaccionen con otros y formen
una especie química.

7. DISOLUCIONES REGULADORAS
7.1. Una disolución es 0,100 M en ácido acético y 0,100 M en acetato de sodio. Siendo K a = 1,80·10–5 ,
¿cuál será la concentración de H3 O+ en la disolución?
a) 1,36·10–3 M
b) 1,80·10–5 M
c) 0,100 M
d) 0,200 M
Una mezcla formada por ácido acético, CH% COOH, (débil) y acetato de sodio, sal que contiene su base
conjugada, CH% COO( , constituye una disolución reguladora. El equilibrio correspondiente viene dado por
[CH% COO( ] [H% O. ] [CH% COO( ]
𝐾9 = = [H% O. ]
[CH% COOH] [CH% COOH]
Si [CH% COO( ] = [CH% COOH], se obtiene:
[H% O. ] = 𝐾9 = 1,80·10–5 M
7.2. Un estudiante de química necesita 250 mL de una disolución de un pH 9,00. ¿Cuántos gramos de
cloruro de amonio deben de ser añadidos a 250 mL de amoniaco 0,200 M para preparar la disolución?
Considere que la adición de la sal sólida no cambia el volumen y que el cloruro de amonio está totalmente
disociado.
a) 19,3
b) 4,87
c) 1,62
d) 6,60
(Dato. pK b (NH3 ) = 4,74).
Una mezcla formada por amoniaco, NH% , (base débil) y cloruro de amonio, sal que contiene su ácido con-
jugado, NH2. , constituye una disolución reguladora. El equilibrio correspondiente viene dado por la si-
guiente ecuación:
[NH2. ] [OH( ] [NH2. ]
𝐾„ = = [OH( ]
[NH% ] [NH% ]
Tomando logaritmos y multiplicando por –1 se obtiene la ecuación de Henderson-Hasselbach (1908) que
permite calcular el pH de una disolución reguladora:
[NH2. ] [NH2. ]
pOH = p𝐾„ + log → pH = 14 − p𝐾„ − log
[NH% ] [NH% ]
Sustituyendo en la ecuación anterior se obtiene:
[NH2. ]
9,00 = 14,0 − 4,74 − log → [NH2. ] = 0,348 mol L()
0,200
Considerando que todo el NH2. de la disolución procede, prácticamente, del NH2 Cl, la masa de este a di-
solver es:
1 L disolución 0,348 mol NH2 Cl 53,5 g NH2 Cl

250 mL disolución · %
· · = 4,87 g NH2 Cl
10 mL disolución 1 L disolución 1 mol NH2 Cl
7.3. ¿Cuál de las siguientes mezclas acuosas no es una verdadera disolución reguladora?
a) 1,0 mol NH3 + 0,5 mol KOH
b) 1,0 mol NH3 + 0,5 mol HCl
c) 1,0 mol NH3 + 0,5 mol NH4 Cl
d) 1,0 mol NH4 Cl + 0,5 mol KOH
e) Ninguna de estas disoluciones.
(Dato. El volumen total es un litro).
(O.Q.N. Navacerrada 1996) (O.Q.L. Madrid 2005) (O.Q.L. La Rioja 2005) (O.Q.L. Asturias 2011) (O.Q.L. La Rioja 2012)
Una disolución reguladora está formada un ácido o base débil y una sal que contenga la base o el ácido
conjugado de estos.
a) Verdadero. La reacción química entre NH% y KOH no es posible ya que se trata de dos bases, por lo que
esa mezcla no constituye una disolución reguladora.
b) Falso. La ecuación química ajustada correspondiente a la reacción entre NH% y HCl es:
HCl(aq) + NH% (aq) ® NH2 Cl(aq) + H! O(l)
Como la reacción es mol a mol y existen inicialmente 0,5 mol de HCl, esta sustancia es el limitante de la
reacción y consume 0,5 mol de NH% . Al final, quedan 0,5 mol de NH% sin reaccionar (base débil) y 0,5 mol
de NH2 Cl formado (sal que contiene el ácido conjugado). Dicha mezcla constituye una disolución regula-
dora.
c) Falso. Una mezcla de NH% (base débil) y NH2 Cl (sal que contiene el ácido conjugado) constituye una
disolución reguladora.
d) Falso. La ecuación química ajustada correspondiente a la reacción entre NH2 Cl y KOH es:
NH2 Cl(aq) + KOH(aq) ® NH% (aq) + KCl(aq) + H! O(l)
Como la reacción es mol a mol y existen inicialmente 0,5 mol de KOH, esta sustancia es el limitante de la
reacción y consume 0,5 mol de NH2 Cl. Al final, quedan 0,5 mol de NH% formado (base débil) y 0,5 mol de
NH2 Cl sin reaccionar (sal que contiene el ácido conjugado). Dicha mezcla constituye una disolución re-
guladora.
7.4. ¿Cuál de las siguientes disoluciones es una disolución reguladora con un pH mayor de 7?
a) 10 mL NH3 0,1 M + 5,0 mL HCl 0,1 M
b) 10 mL HCNO 0,1 M + 10 mL NaOH 0,1 M
c) 10 mL HCNO 0,1 M + 5,0 mL NaOH 0,1 M
d) 10 mL NH3 0,1 M + 10 mL HCl 0,1 M
e) Ninguna de estas mezclas.
(Datos. K a (HCNO) = 2,2·10–4 y K b (NH3 ) = 1,7·10–5 ).
(O.Q.N. Ciudad Real 1997)
Para que una disolución reguladora tenga pH > 7 debe estar formada por una base débil y una sal que
contenga el ácido conjugado de esta.
a) Verdadero. La ecuación química ajustada correspondiente a la reacción entre NH% y HCl es:
Si se mezclan 10 mL de NH% 0,1 M con 5,0 mL de HCl 0,1 M las cantidades de ambas especies son:
0,1 mmol HCl

5 mL HCl 0,1 M · = 0,5 mmol HCl
1 mL HCl 0,1 M
0,1 mmol NH%
10 mL NH% 0,1 M · = 1,0 mmol NH%
1 mL NH% 0,1 M
Como la reacción es mol a mol y existen inicialmente 0,5 mmol de HCl, esta sustancia es el limitante de la
reacción y consume 0,5 mmol de NH% . Al final, quedan 0,5 mmol de NH% sin reaccionar (base débil) y 0,5
mmol de NH2 Cl formado (sal que contiene el ácido conjugado). Dicha mezcla constituye una disolución
reguladora básica.
El equilibrio correspondiente a una disolución reguladora formada por NH% y NH2 Cl es:
[NH2. ] [OH( ] [NH2. ]
𝐾„ = = [OH( ]
[NH% ] [NH% ]
[NH2. ] [NH2. ]
[NH% ] [NH% ]
0,5
pH = 14 − log (1,7·10($ ) − log = 9,2
0,5
b-c) Falso. La ecuación química ajustada correspondiente a la reacción entre HCNO y NaOH es:
HCNO(aq) + NaOH(aq) ® NaCNO(aq) + H! O(l)
Las mezclas formadas por estas especies no constituyen una disolución reguladora básica ya que no están
integradas por una base débil y una sal que contenga al ácido conjugado de esta.
d) Falso. Si se mezclan 10 mL de NH% 0,1 M con 10 mL de HCl 0,1 M las cantidades de ambas especies son:
0,1 mmol HCl
1 mL HCl 0,1 M
0,1 mmol NH%
10 mL NH% 0,1 M · = 1,0 mmol NH%
1 mL NH% 0,1 M
Como la reacción es mol a mol y existe igual número de moles de ambas sustancias iniciales se trata de
cantidades estequiométricas que reaccionan completamente.
Se trata de una situación similar a la propuesta en el apartado a) pero con la diferencia de que al final de
la reacción solo hay 1,0 mmol de NH2 Cl formado.
7.5. Una disolución reguladora contiene concentraciones iguales de un ácido débil, HA, y su base con-
jugada, A– . Si K a para HA es 1,0·10–9 , el pH de la disolución reguladora es:
a) 1,0
b) 7,0
c) 5,0
d) 13,0
e) 9,0
(O.Q.N. Ciudad Real 1997) (O.Q.L. Madrid 2015)
El equilibrio correspondiente a una disolución reguladora formada por un ácido HA y una sal que con-
tiene la base conjugada A( es:
[A( ] [H% O. ] [A( ]
𝐾9 = = [H% O. ]
[HA] [HA]
Si [A( ] = [HA] se obtiene:
[H% O. ] = 𝐾9 = 1,0·10(• M
pH = –log (1,0·10(• ) = 9,0
7.6. Para el ion H2 PO–4 el pK a es 7,21. Calcule el pH de 1,00 L de una disolución reguladora que contiene
0,500 mol de NaH2 PO4 y 0,500 mol de Na2 HPO4 , después de la adición de 0,0500 mol de KOH.
a) 7,12
b) 7,29
c) 7,75
d) 7,16
e) 7,21
(O.Q.N. Burgos 1998) (O.Q.N. El Escorial 2017)
El equilibrio correspondiente a una disolución reguladora formada por el ácido H! PO(

2 y una sal que con-
tiene su base conjugada, HPO!(
2 es:
H! PO( !( .
[HPO!( .
2 ] [H% O ] .]
[HPO!(
2 ]
𝐾9 = = [H% O (
[H! PO(
2 ] [H! PO2 ]

[HPO!(
2 ]
pH = p𝐾9 + log
[H! PO(
2]
Las concentraciones antes de la adición de KOH son:
0,500 mol
[HPO!( (
2 ] = [H! PO2 ] = = 0,500 M
1,00 L
El pH de la disolución antes de la adición de KOH es:
0,500
pH = 7,21 + log = 7,21
0,500
La adición de 0,0500 mol de KOH (base) hace que se lleve a cabo la siguiente reacción:
H! PO( ( !(
2 (aq) + OH (aq) ® HPO2 (aq) + H! O(l)
0,0500 mol de KOH consumen 0,0500 mol de H! PO( !(

2 (ácido) y forman 0,0500 mol de HPO2 (base).
El pH de la disolución después de la adición de KOH es:

(0,500 + 0,0500)
pH = 7,21 + log = 7,30
(0,500 − 0,0500)
7.7. ¿Cuál de las siguientes disoluciones acuosas forma una disolución reguladora cuando se mezclan
los dos reactivos en cantidades apropiadas?
a) HCl + NaCl
b) NaCN + NaCl
c) HCN + NaCl
d) NaCN + HCN
e) HNO3 + HCl
(O.Q.N. Burgos 1998) (O.Q.L. Valencia 2018)
conjugado de estos.
a) Falso. No se trata de una disolución reguladora ya que el HCl es un ácido fuerte y no reacciona con el
NaCl para formar un ácido débil.
b) Falso. No se trata de una disolución reguladora ya que las dos sales propuestas no reaccionan entre sí
para formar un ácido débil.
c) Falso. No se trata de una disolución reguladora ya que el HCN es un ácido demasiado débil como para
formar NaCN a partir del NaCl.
d) Verdadero. La mezcla de HCN (ácido débil) y NaCN (sal que que contiene la base conjugada), en las
proporciones adecuadas, forman una disolución reguladora.
e) Falso. No se trata de una disolución reguladora ya que se trata de dos ácidos fuertes.
7.8. Una disolución reguladora contiene concentraciones iguales de una base débil, B, y su ácido con-
jugado, BH+ . Si K b para B es 1,0·10–9 , el pH de la disolución reguladora es:
a) 7,0
b) 13,0
c) 9,0
d) 1,0
e) 5,0
(O.Q.N. Almería 1999) (O.Q.L. País Vasco 2012)
El equilibrio correspondiente a una disolución reguladora formada por la base débil B y una sal que con-
tiene su ácido conjugado BH. es:
B(aq) + H! O(l) D BH. (aq) + OH( (aq)
[BH. ] [OH( ] [BH. ]
𝐾„ = = [OH( ]
[B] [B]
Si [BH. ] = [B] se obtiene:
[OH( ] = 𝐾„ = 1,0·10(• M
pOH = –log (1,0·10(• ) = 9,0 ® pH = 14 – 5,0 = 5,0
7.9. ¿Cuál de las siguientes mezclas es una disolución reguladora con un pH menor de 7?
a) 10 mL de ácido acético 0,10 M + 10 mL de NaOH 0,10 M.
b) 10 mL de ácido acético 0,10 M + 5,0 mL de NaOH 0,10 M.
c) 10 mL de NH3 0,10 M + 5,0 mL de HCl 0,10 M.
d) 10 mL de NH3 0,10 M + 10 mL de HCl 0,10 M.
e) Ninguna de estas mezclas.
(Datos. K a (ácido acético) = K b (NH3 ) = 1,7·10–5 ).
(O.Q.N. Barcelona 2001) (O.Q.L. País Vasco 2008)
Para que una disolución reguladora tenga pH < 7 debe estar formada por un ácido débil y una sal que
contenga la base conjugada de este.
a) La ecuación química ajustada correspondiente a la reacción entre CH% COOH y NaOH es:
Si se mezclan 10 mL de CH% COOH 0,10 M con 10 mL de NaOH 0,10 M, las cantidades de cada especie son:
0,10 mmol CH% COOH
10 mL CH% COOH 0,10 M · = 1,0 mmol CH% COOH
1 mL CH% COOH 0,10 M
0,10 mmol NaOH
10 mL NaOH 0,10 M · = 1,0 mmol NaOH
1 mL NaOH 0,10 M
Al final solo queda 1,0 mmol de NaCH% COO formado. Se trata de una sal que presenta hidrólisis básica de
acuerdo con las siguientes ecuaciones:
b) Si se mezclan 10 mL de CH% COOH 0,10 M con 5,0 mL de NaOH 0,10 M, las cantidades de cada especie
son:
0,10 mmol CH% COOH
0,10 mmol NaOH
5,0 mL NaOH 0,10 M · = 0,50 mmol NaOH
1 mL NaOH 0,10 M
Como la reacción es mol a mol y existen inicialmente 0,50 mmol de NaOH, esta sustancia es el limitante
de la reacción y consume 0,50 mmol de CH% COOH. Al final, quedan 0,50 mmol de CH% COOH sin reaccionar
(ácido débil) y 0,50 mmol de NaCH% COO formado (sal que contiene la base conjugada). Dicha mezcla
constituye una disolución reguladora ácida y tiene pH < 7.
La ecuación química correspondiente al equilibrio entre CH% COOH y NaCH% COO es:
[CH% COO( ] [H% O. ] .]
[CH% COO( ]
𝐾9 = [H
= %O
[CH% COO( ]
pH = p𝐾9 + log
[CH% COOH]
En este caso, [CH% COO( ] = [CH% COOH] y el valor del pH de esta disolución es:
pH = p𝐾9 = – log(1,7·10($ ) = 4,8
c) La ecuación química ajustada correspondiente a la reacción entre NH% y HCl es:
Si se mezclan 10 mL de NH% 0,10 M con 5,0 mL de HCl 0,10 M, las cantidades de cada especie son:
0,10 mmol HCl

5,0 mL HCl 0,10 M · = 0,50 mmol HCl
1 mL HCl 0,10 M
0,10 mmol NH%
10 mL NH% 0,10 M · = 1,0 mmol NH%
1 mL NH% 0,10 M
Como la reacción es mol a mol y existen inicialmente 0,50 mmol de HCl, esta sustancia es el limitante de
la reacción y consume 0,50 mmol de NH% . Al final, quedan 0,50 mmol de NH% sin reaccionar (base débil)
y 0,50 mmol de NH2 Cl formado (sal que contiene el ácido conjugado). Dicha mezcla constituye una diso-
lución reguladora básica.
La ecuación química correspondiente a una disolución reguladora formada por una mezcla equimolecu-
lar de NH% y NH2 Cl es:
[NH2. ] [OH( ] [NH2. ]
𝐾„ = = [OH( ]
[NH% ] [NH% ]
[NH2. ] [NH2. ]
[NH% ] [NH% ]
En este caso, [NH% ] = [NH2. ] y el valor del pH de esta disolución es:
pH = 14 − p𝐾„ = 14 − log (1,7·10($ ) = 9,2
d) Si se mezclan 10 mL de NH% 0,10 M con 10 mL de HCl 0,10 M, las cantidades de cada especie son:
0,10 mmol HCl
10 mL HCl 0,10 M · = 1,0 mmol HCl
1 mL HCl 0,10 M
0,10 mmol NH%
10 mL NH% 0,10 M · = 1,0 mmol NH%
1 mL NH% 0,10 M
Al final solo queda 1,0 mmol de NH2 Cl formado. Se trata de una sal que presenta hidrólisis ácida de
acuerdo con las siguientes ecuaciones:
7.10. Para el amoníaco, pK b = 4,76. El pH de una disolución reguladora formada por NH3 0,0500 M y
NH4 Cl 0,200 M es:
a) 8,94
b) 9,84
c) 8,64
d) 9,54
e) 8,00
(O.Q.N. Barcelona 2001)
La ecuación química correspondiente a una disolución reguladora formada por una mezcla de NH% y
NH2 Cl es:
[NH2. ] [OH( ] [NH2. ]
𝐾„ = = [OH( ]
[NH% ] [NH% ]
[NH2. ] [NH2. ]
[NH% ] [NH% ]
El valor del pH de la disolución propuesta es:
0,200
pH = 14 − 4,76 − log ‰ Š = 8,64
0,0500
7.11. Elija el intervalo de pH efectivo de una disolución reguladora de HF–NaF.

a) 5,0–7,0
b) 2,2–4,2
c) 6,0–8,0
d) 9,8–11,8
e) Ninguno de estos intervalos.
(Dato. Constante de disociación ácida del HF = 6,8·10–4 ).
El intervalo de pH de regulación es aquél en el que una disolución reguladora neutraliza eficazmente los
ácidos y bases añadidos manteniendo constante el pH. A efectos prácticos, este intervalo es de 2 unidades
de pH.
La ecuación química ajustada correspondiente a una disolución reguladora formada por una mezcla equi-
molecular de HF y NaF es:
[F ( ] [H% O. ] [F ( ]
𝐾a = = [H% O. ]
[HF] [HF]
Tomando logaritmos y multiplicando por –1 se obtiene la ecuación de Henderson-Hasselbach(1908) que
[F ( ]
pH = p𝐾a + log
[HF]
La máxima capacidad de regulación del pH por parte de este tipo de disoluciones se consigue cuando
[ácido] = [base]. En ese instante el pH de la disolución es:
pH = p𝐾a = − log 𝐾a ® pH = – log (6,8·10(2 ) = 3,2
Por tanto, el intervalo de regulación de pH de la disolución propuesta es 3,2 ± 1, es decir, en el intervalo
de pH comprendido entre 2,2 y 4,2.

7.12. Un técnico de laboratorio desea preparar una disolución reguladora de pH = 5. ¿Cuál de los si-
guientes ácidos será el más adecuado para ello?
a) H2 C2 O4 (K a = 5,9·10–2 )
b) H3 AsO4 (K a = 5,6·10–3 )
c) HC2 H3 O2 (K a = 1,8·10–5 )
d) HOCl (K a = 3,0·10–8 )
e) HCN (K a = 4,9·10–10 )
Una disolución reguladora ácida está formada por una mezcla equimolecular de ácido, HA, y su base con-
jugada A( . La ecuación química correspondiente al equilíbrio entre ambas especies es:
[A( ] [H% O. ] [A( ]
𝐾a = = [H% O. ]
[HA] [HA]
[A( ]
pH = p𝐾a + log
[HA]
Al tratarse de una mezcla equimolecular se tiene que [A( ] = [HA] y el valor del pH es:
pH = p𝐾a
En la siguiente tabla se muestran los valores del p𝐾a de los ácidos propuestos para preparar la disolución
reguladora:
Ácido H! C! O2 H% AsO2 HC! H% O! HOCl HCN
(! (% (F
Ka 5,9·10 5,6·10 1,8·10 ($ 3,0·10 4,9·10()P
pK a 1,2 2,3 4,7 7,5 9,3
El ácido cuyo p𝐾9 se aproxima más al valor de pH = 5 es, HC! H% O! (p𝐾9 = 4,7).
7.13. Una disolución compuesta inicialmente de ácido hidrazoico, HN3 , 0,50 M y de NaN3 0,25 M cuando
se alcanza el equilibrio tiene un pH de 4,78. ¿Cuál es la K b del N3– ?
a) 1,7·10–5
b) 1,7·10–11
c) 1,2·10–9
d) 1,2·10–7
e) 8,5·10–6
La ecuación química correspondiente al equilibrio de una disolución reguladora formada por una mezcla
de HN% y NaN% es:
HN% (aq) + H! O(l) D N%( (aq) + H% O. (aq)
[N%( ] [H% O. ] [N%( ]
𝐾9 = = [H% O. ]
[HN% ] [HN% ]
[N%( ]
pH = p𝐾9 + log
[HN% ]
El valor del p𝐾9 del ácido es:
0,25
4,78 = p𝐾9 + log ‰ Š → p𝐾9 = 5,08
0,50
El valor de la constante de acidez del HN% es:
𝐾9 = 10(‡¬8 = 10($,PF
La relación entre la constante de fuerza de un ácido y su base conjugada viene dada por la expresión:
𝐾§
𝐾„ =
𝐾R
El valor de la 𝐾„ del N%( es:
1,0·10()2
𝐾„ = = 1,2·10(•
10($,PF
7.14. Una disolución de un ácido débil monoprótico y de una de sus sales tendrá la máxima eficacia
reguladora de pH cuando:
a) El pH sea 7.
b) La concentración del ácido y de la sal sean iguales y elevadas.
c) La concentración del ácido sea elevada.
d) El pH sea alcalino.
de un ácido débil monoprótico, HA, y una de sus sales que contenga su base conjugada, A( es:
[A( ] [H% O. ] [A( ]
𝐾9 = = [H% O. ]
[HA] [HA]
Tomando logaritmos y multiplicando por –1 se obtiene la ecuación de Henderson-Hasselbach que per-
mite calcular el pH de una disolución reguladora:
[A( ]
pH = p𝐾9 + log
[HA]
La máxima eficacia reguladora de una disolución tampón se consigue si es capaz de neutralizar pequeñas
cantidades de ácido o base sin que se produzca una variación apreciable de pH, y esto ocurre si:
[HA] = [A( ] ® pH ≈ p𝐾9
El que dichas concentraciones sean elevadas permite que dure más el poder regulador de la mezcla.
7.15. El pH de una disolución reguladora de 500 mL preparada disolviendo 2,16 g de benzoato de sodio,
NaC6 H5 COO, en el volumen suficiente de ácido benzoico 0,0330 M (K a ácido benzoico = 6,3·10–5 ) es:
a) 4,16
b) 4,37
c) 4,64
d) 5,77
e) 6,30
de C1 H$ COOH y NaC1 H$ COO es:
[C1 H$ COO( ] [H% O. ] [C1 H$ COO( ]
𝐾9 = = [H% O. ]
[C1 H$ COOH] [C1 H$ COOH]
[C1 H$ COO( ]
pH = p𝐾9 + log
[C1 H$ COOH]
Suponiendo que al añadir el sólido a la disolución no se produce variación apreciable de volumen, la con-
centración de la disolución de benzoato de sodio es:
2,16 g NaC1 H$ COO 1 mol NaC1 H$ COO 10% mL disolución
[C1 H$ COO( ] = · · = 0,0300 M
500 mL disolución 144,0 g NaC1 H$ COO 1 L disolución
0,0300
pH = – log (6,3·10($ ) + log ‰ Š = 4,16
0,0330
7.16. Calcule los moles de acetato de sodio que hay que añadir a 1,0 L de una disolución 0,20 M de ácido
acético (pK a = 4,74) para hacer una disolución reguladora de pH = 5,0.
a) 0,36
b) 0,40
c) 0,63
d) 0,20
e) 0,48
de CH% COOH y NaCH% COO es:
[CH% COO( ] [H% O. ] [CH% COO( ]
𝐾9 = = [H% O. ]
[CH% COO( ]
pH = p𝐾9 + log
[CH% COOH]
Si la disolución tiene pH = 5,0 sustituyendo se obtiene:
[CH% COO( ]
5,0 = 4,74 + log → [CH% COO( ] = 0,36 M
0,2
Suponiendo que al añadir el sólido a la disolución no se produce variación apreciable de volumen, la can-
tidad de NaCH% COO que es preciso añadir a la disolución es:
0,36 mol NaCH% COO
1,0 L NaCH% COO 0,36 M · = 0,36 mol NaCH% COO
1 L NaCH% COO 0,36 M
7.17. Calcule el pH de una disolución reguladora 0,100 M en NH3 y 1,50 M en NH4 Cl después de añadir
0,100 mol L–1 de KOH.
a) 8,08
b) 8,25
c) 5,92
d) 8,41
e) 5,59
(Dato. pK b (NH3 ) = 4,74).
de NH% y NH2 Cl es:
[NH2. ] [OH( ] (
[NH2. ]
𝐾„ = = [OH ]
[NH% ] [NH% ]
[NH2. ] [NH2. ]
[NH% ] [NH% ]
La adición de KOH (base) hace que se lleve a cabo la siguiente reacción:
NH2. (aq) + OH( (aq) ® NH% (aq) + H! O(l)
Como la reacción es mol a mol, si se añaden 0,100 mol L() de KOH se consumen 0,100 mol L() de NH2.
(ácido) y se forman 0,100 mol L() de NH% (base).
El pH de la disolución después de la adición es:
(1,50 − 0,100)
pH = 14,0 − 4,74 − log = 8,41
(0,100 + 0,100)
7.18. Se prepara una disolución reguladora ácida que es 0,200 M en HAc y 0,100 M en NaAc. Su pH será
más estable:
a) Con la adición de un ácido.
b) Con la adición de una base.
c) Será igualmente estable con la adición de un ácido o de una base.
d) La estabilidad de las disoluciones reguladoras es independiente de la concentración de los pares con-
jugados ácido-base.
La ecuación química correspondiente al equilibrio del HAc es:

HAc(aq) + H! O(l) D Ac ( (aq) + H% O. (aq)
§ Si a la disolución reguladora se añade el ácido H% O. , este reacciona con la base Ac ( de acuerdo con la
reacción que muestra la siguiente ecuación:
Ac ( (aq) + H% O. (aq) ® HAc(aq) + H! O(l)
§ Si a la disolución reguladora que se añade base OH( , esta reacciona con el ácido HAc de acuerdo con la
reacción que muestra la siguiente ecuación:
HAc(aq) + OH( (aq) ® Ac ( (aq) + H! O(l)
Como la concentración de ácido, [HAc] = 0,200 M, es el doble que la de base, [Ac ( ] = 0,100 M, la disolu-
ción reguladora es capaz de mantener mejor el pH frente a la adición de base.
7.19. La sangre regula el pH mediante el sistema H2 CO3 /HCO–3 . La relación entre las concentraciones
[HCO–3 ]/[H2 CO3 ] en la sangre para que el pH sea 7,4 es:
a) 5,2·10–10
b) 1,2·10–3
c) 0,091
d) 11,0
(Datos. K a1 (H2 CO3 ) = 4,4·10–7 ; K a2 (HCO–3 ) = 4,7·10–11 ).
(O.Q.L. Madrid 2007) (O.Q.L. Galicia 2015) (O.Q.L. Asturias 2016)
La ecuación química correspondiente al equilibrio del H! CO% es:

% (aq) + H% O (aq)
La expresión de la constante 𝐾92 es:
[HCO( .
% ][H% O ]
𝐾92 =
[H! CO% ]
El valor de [H% O. ] en la sangre si esta tiene pH = 7,4 es:
[H% O. ] = 10(‡" = 10(E,2 M
La relación [HCO(
% ]/[ H! CO% ] que se obtiene a partir de los valores dados es:
[HCO(%] 𝐾92 4,4·10(E
= = = 11
[H! CO% ] [H% O. ] 10(E,2
7.20. El pH de una disolución reguladora de NH4 Cl 1,0 M y NH3 0,50 M es:

a) 9,2
b) 8,9
c) 9,5
d) 4,8
e) 7,0
(Dato. K a (ion amonio) = 6,3·10–10 ).
El equilibrio correspondiente a una disolución reguladora formada por NH% y NH2 Cl viene dado por la
[NH2. ] [OH( ] [NH2. ]
𝐾„ = = [OH( ] ·
[NH% ] [NH% ]
[NH2. ] [NH2. ]
[NH% ] [NH% ]
La relación entre las constantes de basicidad y acidez del NH% y NH2. viene dada por la expresión:
𝐾ª
𝐾„ (NH% ) =
𝐾9 (NH2. )
La constante de basicidad del NH% y el p𝐾„ son, respectivamente:

1,0·10()2
𝐾„ = = 1,6·10($ → p𝐾b = – log (1,6·10($ ) = 4,8
6,3·10()P
1,0
pH = 14 − 4,8 − log = 8,9
0,50
(Cuestión similar a la propuesta en Barcelona 2001).
7.21. Se preparan las siguientes disoluciones:

1) Se mezclan 25 mL de NaOH 0,10 M con 50 mL de NH3 0,10 M.
2) Se mezclan 25 mL de NaOH 0,10 M con 50 mL de acetato de sodio 0,10 M.
3) Se mezclan 25 mL de HCl 0,10 M con 50 mL de ácido acético 0,10 M.
4) Se mezclan 25 mL de HCl 0,10 M con 25 mL de NH3 0,10 M.
5) Se mezclan 25 mL de HCl 0,10 M con 50 mL de acetato de sodio 0,10 M.
Indique en qué caso se obtiene una disolución tampón:
a) En ningún caso.
b) En la disolución 5.
c) En las disoluciones 4 y 5.
d) En las disoluciones 1 y 2.
e) En la disolución 3.
conjugado de estos.
1) Una mezcla formada por NaOH (base fuerte) y NH% (base débil) no es una disolución tampón.
2) Una mezcla formada por NaOH (base fuerte) y NaCH% COO (base débil) no es una disolución tampón.
3) Una mezcla formada por HCl (ácido fuerte) y CH% COOH (ácido débil) no es una disolución tampón.
4) La ecuación química ajustada correspondiente a la reacción entre NH% y HCl es:
Las cantidades de cada especie si se mezclan 25 mL de HCl 0,10 M con 25 mL de NH% 0,10 M son:
0,10 mmol HCl
25 mL HCl 0,10 M · = 2,5 mmol HCl
1 mL HCl 0,10 M
0,10 mmol NH%
25 mL NH% 0,10 M · = 2,5 mmol NH%
1 mL NH% 0,10 M
Como la reacción es mol a mol y existen cantidades iguales de ambos reactivos se trata de cantidades
estequiométricas que se consumen totalmente y forman 2,5 mmol de NH2 Cl, por lo que esta mezcla no es
una disolución tampón.
5) La ecuación química ajustada correspondiente a la reacción entre HCl y NaCH% COO es:
HCl(aq) + NaCH% COO(aq) ® NaCl(aq) + CH% COOH(aq)
Las cantidades de cada especie si se mezclan 25 mL de HCl 0,10 M con 50 mL de NaCH% COO 0,10 M son:
0,10 mmol HCl
25 mL HCl 0,10 M · = 2,5 mmol HCl
1 mL HCl 0,10 M
0,10 mmol NaCH% COO
50 mL NaCH% COO 0,10 M · = 5,0 mmol NaCH% COO
1 mL NaCH% COO 0,10 M
reacción y consume 2,5 mmol de NaCH% COO. Al final, quedan 2,5 mmol de CH% COOH formado (ácido dé-
bil) y 2,5 mmol de NaCH% COO sin reaccionar (sal que contiene la base conjugada), por lo que la mezcla
propuesta es una disolución tampón.
7.22. Los gramos de benzoato de sodio, C6 H5 COONa, que hay que añadir a 250 mL de una disolución
de ácido benzoico, C6 H5 COOH, 0,050 M (K a = 6,4·10–5 ), para obtener una disolución de pH = 3,0; son:
a) 0,781
b) 0,115
c) 0,461
d) 0,0032
El equilibrio correspondiente a una disolución reguladora formada por C1 H$ COOH y C1 H$ COONa es:
[C1 H$ COO( ] [H% O. ] [C1 H$ COO( ]
𝐾9 = = [H% O. ]
[C1 H$ COO( ]
pH = p𝐾9 + log
[C1 H$ COOH]
El valor del p𝐾9 es:
p𝐾9 = –log 𝐾9 = –log (6,4·10($ ) = 4,2
Si la disolución formada tiene pH =3,0 valor de [C1 H$ COO( ] es:
[C1 H$ COO( ]
3,0 = 4,2 + log → [C1 H$ COO( ] = 3,2·10(% M
0,050
Suponiendo que no se produce variación apreciable de volumen en la disolución al añadir el sólido, la
masa de C1 H$ COONa a disolver es:
3,2·10(% mol C1 H$ COONa 144,0 g C1 H$ COONa
250 mL disolución · · = 0,11 g C1 H$ COONa
10% mL disolución 1 mol C1 H$ COONa
(Cuestión similar a la propuesta en Luarca 2005).
7.23. ¿Cuál es la concentración de iones H+ en una disolución de ácido benzoico, HC7 H5 O2 , de concen-
tración 5,0·10–2 M (K a = 6,3·10–5 ) en la que la concentración de benzoato, C7 H5 O–2 , es 5,0·10–3 M?
a) 1,8·10–3 M
b) 5,6·10–9 M
c) 5,0·10–3 M
d) 6,3·10–4 M
e) 6,3·10–5 M
El equilibrio correspondiente a una disolución reguladora formada por HCE H$ O! y CE H$ O(

! es:
HCE H$ O! (aq) + H! O(l) D CE H$ O( .
! (aq) + H% O (aq)
[CE H$ O( .
! ] [H% O ]
𝐾9 =
[HCE H$ O! ]
El valor de [H% O. ] de la disolución para las concentraciones propuestas es:
5,0·10(%
6,3·10($ = [H% O. ] · → [H% O. ] = 6,3·10(2 M
5,0·10(!
7.24. Si se deja caer unas gotas de disolución de ácido clorhídrico sobre 10 mL de una disolución que
contenga ácido acético y acetato de sodio, el pH de dicha disolución:
a) Aumentará.
b) Disminuirá.
c) Prácticamente no se modificará.
d) Desaparece.
Una mezcla de CH% COOH y NaCH% COO se comporta como una disolución reguladora si contiene cantida-
des similares de ambas sustancias. La característica de la misma es que mantiene el pH frente a pequeñas
adiciones de ácido o de base.
Si se añade una pequeña cantidad de HCl (ácido) a la mezcla, los iones H% O. liberados por el ácido reac-
cionan con los iones CH% COO( (base) de la disolución manteniendo el pH prácticamente constante.
CH% COO( (aq) + HCl(aq) ® CH% COOH(aq) + Cl( (l)
7.25. Al mezclar 20 mL de acetato de sodio 0,20 M (pK a = 4,75) con 10 mL de HCl 0,20 M, el pH de la
disolución resultante es:
a) 5,55
b) 8,35
c) 4,75
d) 7,73
e) 2,73
La ecuación química ajustada correspondiente a la reacción entre NaCH% COO y HCl es:
HCl(aq) + NaCH% COO(aq) ® NaCl(aq) + CH% COOH(aq)
Si se mezclan 20 mL de NaCH% COO 0,20 M con 10 mL de HCl 0,20 M las cantidades de ambas especies
son:
0,20 mmol NaCH% COO
20 mL NaCH% COO 0,20 M · = 4,0 mmol NaCH% COO
1 mL NaCH% COO 0,20 M
0,20 mmol HCl
10 mL HCl 0,20 M · = 2,0 mmol HCl
1 mL HCl 0,20 M
reacción y consume 2,0 mmol de NaCH% COO. Al final, quedan 2,0 mmol de CH% COOH formado (ácido dé-
bil) y 2,0 mmol de NaCH% COO sin reaccionar (sal que contiene la base conjugada), por lo que la mezcla
propuesta es una disolución tampón.
Considerando volúmenes aditivos, las concentraciones de ambas especies son:
2,0 mmol
[CH% COOH] = [NaCH% COO] = = 0,067 M
(20 + 10) mL

[CH% COO( ] [H% O. ] [CH% COO( ]
𝐾9 = = [H% O. ]
[CH% COO( ]
pH = p𝐾9 + log
[CH% COOH]
El valor del pH de la disolución resultante es:
0,067
pH = 4,75 + log ‰ Š = 4,75
0,067
7.26. Una disolución reguladora o tampón es aquella que:

a) Regula el pH.
b) Es capaz de neutralizar los iones H3 O+ o los OH– añadidos con lo que el pH varía poco o nada.
c) Es capaz, mediante el desplazamiento de un equilibrio, de eliminar los iones H3 O+ o los OH– añadidos
con lo que el pH varía poco.
d) Es capaz de eliminar, mediante una reacción de hidrólisis, los iones H3 O+ o los OH– añadidos con lo
que el pH varía poco o nada.
Una disolución reguladora está formada por un ácido o base débil y una sal que contenga a su conjugado.
La presencia de cantidades similares de ácido/base conjugada o de base/ácido conjugado en el equilibrio
hace que pueda eliminar los iones H% O. y OH( añadidos sin que apenas cambie el pH de la disolución.
7.27. Se preparan cuatro disoluciones de la siguiente manera:

i) Mezclando 25 mL de NaOH 0,10 M con 50 mL de NH4 NO3 0,10 M
ii) Mezclando 25 mL de NaOH 0,10 M con 25 mL de NH4 NO3 0,10 M
iii) Mezclando 25 mL de HCl 0,10 M con 50 mL de NH4 NO3 0,10 M
iv) Mezclando 25 mL de HCl 0,10 M con 25 mL de NH4 NO3 0,10 M
a) En ningún caso se obtiene una disolución tampón.
b) La disolución i es una disolución tampón.
c) Las disoluciones ii y iv son disoluciones tampón.
d) Las disoluciones iii y iv son disoluciones tampón.
Una disolución reguladora o tampón está formada por un ácido o base débil y una sal que contenga la
base o el ácido conjugado de estos.
La ecuación química ajustada correspondiente a la reacción entre NaOH y NH2 NO% es:
NaOH(aq) + NH2 NO% (aq) ® NH% (aq) + NaNO% (aq)
i) Si se mezclan 25 mL de NaOH 0,10 M con 50 mL de NH2 NO% 0,10 M las cantidades de ambas especies
son:
0,10 mmol NaOH
1 mL NaOH 0,10 M
0,10 mmol NH2 NO%
50 mL NH2 NO% 0,10 M · = 5,0 mmol NH2 NO%
1 mL NH2 NO% 0,10 M
Como la reacción es mol a mol y existen inicialmente 2,5 mmol de NaOH, esta sustancia es el limitante de
la reacción y consume 2,5 mmol de NH2 NO% . Al final, quedan 2,5 mmol de NH% formado (base débil) y 2,5
mmol de NH2 NO% sin reaccionar (sal que contiene el ácido conjugado), por lo que la mezcla propuesta es
ii) Si se mezclan 25 mL de NaOH 0,10 M con 25 mL de NH2 NO% 0,10 M las cantidades de ambas especies
son:
0,10 mmol NaOH
1 mL NaOH 0,10 M
0,10 mmol NH2 NO%
25 mL NH2 NO% 0,10 M · = 2,5 mmol NH2 NO%
1 mL NH2 NO% 0,10 M
estequiométricas que se consumen totalmente y forman 2,5 mmol de NH% , por lo que esta mezcla no es
iii-iv) Una mezcla formada por HCl (ácido fuerte) y NH2 NO% (ácido débil) no es una disolución tampón.
(Cuestión similar a la propuesta en Castellón 2008).
7.28. Indique cuál de los siguientes pares de compuestos es adecuado para preparar una disolución
reguladora:
a) H2 SO4 + Na2 SO4
b) H2 SO4 + NaOH
c) H3 PO4 + Na2 HPO4
d) HNO3 + NaNO3
e) NaCl + NaHCOO
(O.Q.N. El Escorial 2012) (O.Q.L. Jaén 2016)
conjugado de estos.
a) Falso. Una mezcla formada por H! SO2 (ácido fuerte) y Na! SO2 (base débil) no se comporta como una
b) Falso. Una mezcla formada por H! SO2 (ácido fuerte) y NaOH (base fuerte) no se comporta como diso-
lución reguladora.
c) Verdadero. Una mezcla formada por H% PO2 (ácido débil) y Na! HPO2 (base débil) sí se comporta como
una disolución reguladora.
d) Falso. Una mezcla formada por HNO% (ácido fuerte) y NaNO% (sal que no se hidroliza) no se comporta
como una disolución reguladora.
e) Falso. Una mezcla formada por NaCl (sal que no se hidroliza) y NaHCOO (base débil) no se comporta
como una disolución reguladora.
7.29. Para preparar una disolución reguladora con pH = 4,87 se ha utilizado un ácido débil (y la sal del
mismo ácido) cuya constante de acidez, K a = 3,31·10–5 . ¿Cuál debe ser la relación de concentraciones
[sal]/[ácido]?
a) 2,45
b) 1,00
c) 0,41
d) 4,87
e) 3,12
La ecuación química correspondiente al equilibrio del ácido débil HA es:


[A( ][H% O. ] [sal] 𝐾9
𝐾9 = → =
[HA] [ácido] [H% O. ]
[H% O. ] = 10(‡" = 10(2,FE M
La relación que [sal]/[ácido] que se obtiene con los valores propuestos es:
[sal] 3,31·10($
= = 2,45
[ácido] 10(2,FE
7.30. ¿Cuál es el pH de una disolución reguladora formada por piridina 0,0650 M, C5 H5 N, (K b =

1,70·10–9 ) y cloruro de piridinio 0,200 M, C5 H5 NH+ Cl– ?
a) 4,60
b) 4,74
c) 5,10
d) 4,20
El equilibrio correspondiente a una disolución reguladora formada por C$ H$ N y C$ H$ NH. Cl( es:
C$ H$ N(aq) + H! O(l) D C$ H$ NH. (aq) + OH( (aq)
[C$ H$ NH. ] [OH( ] [C$ H$ NH. ]
𝐾„ = = [OH( ]
[C$ H$ N] [C$ H$ N]
[NH2. ] [NH2. ]
[C$ H$ N] [C$ H$ N]
El p𝐾„ de la piridina es:
p𝐾„ = – log (1,70·10(• ) = 8,77
El valor del pH de la disolución:
0,200
pH = 14,0 − 8,77 − log ‰ Š = 4,74
0,0650
7.31. Cuando se añade acetato de sodio sólido a una disolución acuosa de ácido acético:
a) El pH aumenta.
b) La concentración de H3 O+ aumenta.
c) La concentración de ácido acético disminuye.
d) La constante de disociación de ácido acético, K a , disminuye.
e) El grado de disociación del ácido acético aumenta.
Cuando se añade acetato de sodio una disolución de ácido acético se obtiene una mezcla formada por un
ácido débil y una sal que contiene su base conjugada, lo que se denomina una disolución reguladora.
Las ecuaciones correspondientes a la disociación de ambas sustancias en disolución acuosa son:

CH% COONa(aq) ® CH% COO( (aq) + Na. (aq)
[CH% COO( ] [H% O. ]
𝐾9 =
[CH% COOH]
Al aumentar el valor de [CH% COO( ] en el equilibrio, el valor de [H% O. ] se hacer menor para mantener el
valor de constante, lo que hace aumentar el pH de la disolución.
7.32. Se prepara una disolución reguladora de pH = 4,74 y para ello se mezclan dos disoluciones de
45,0 mL 0,200 M de ácido acético (K a = 1,80·10–5 ) y acetato de sodio. ¿Qué variación de pH se produce
al añadirle 10,0 mL de hidróxido de sodio 0,10 M?
a) ΔpH = 0,10
b) ΔpH = 0,20
c) ΔpH = 0,40
d) ΔpH = 0,70
El equilibrio correspondiente a una disolución reguladora formada por el ácido CH% COOH y una sal que
contiene la base conjugada, CH% COO( , es:
[CH% COO( ] [H% O. ] [CH% COO( ]
𝐾9 = = [H% O. ]
[CH% COO( ]
pH = p𝐾9 + log
[CH% COOH]
La cantidad de CH% COOH y de NaCH% COO que contiene la disolución es:
0,200 mmol CH% COOH
45,0 mL CH% COOH 0,200 M · = 9,00 mmol CH% COOH
El p𝐾9 del ácido acético es:
p𝐾9 = –log (1,80·10($ ) = 4,74
La cantidad de NaOH añadido a la disolución es:
0,100 mmol NaOH 1 mmol OH(
10,0 mL NaOH 0,100 M · · = 1,00 mmol OH(
La adición de NaOH (base) hace que se lleve a cabo la reacción que muestra la siguiente ecuación:
CH% COOH(aq) + OH( (aq) ® CH% COO( (aq) + H! O(l)
Relacionando NaOH con CH% COOH y CH% COO( , y suponiendo volúmenes aditivos, se tiene que las con-
centraciones de ambas especies que permanecen en el equilibrio después de la adición del NaOH son:
1 mmol CH% COOH
9,00 mmol CH% COOH − 1,00 mmol OH( ·
[CH% COOH] = 1 mmol OH( = 0,0800 M
(45,0 + 45,0 + 10,0) mL
1 mmol CH% COO(

9,00 mmol CH% COO( + 1,00 mmol OH( · 1 mmol OH( = 0,100 M
[CH% COO( ] =
(45,0 + 45,0 + 10,0) mL
El pH de la disolución resultante es:
0,100 M
pH = 4,74 + log ‰ Š = 4,84
0,0800 M
La variación de pH se produce es:
ΔpH = 4,84 – 4,74 = 0,10
7.33. Qué especie química podría formar pareja con el ácido carbónico para tener una disolución amor-
tiguadora o reguladora:
a) Dióxido de carbono
b) Ion carbonato
c) Ion hidróxido
d) Ion hidrogenocarbonato
e) No es posible formar pareja.
Una disolución reguladora es una mezcla formada por un ácido o base débil y una sal que contenga su
base o ácido conjugado. En el caso del ácido carbónico:
% (aq) + H% O (aq)
la mezcla debe estar formada por ácido carbónico, H! CO% , y su base conjugada, ion hidrogenocarbonato,
HCO(% .
7.34. ¿Cuál es el pH de la disolución que es 0,20 M en HF (K a = 7,2·10–4 ) y 0,40 M en NaF?

a) 1,92
b) 2,84
c) 3,14
d) 3,44
El equilibrio correspondiente a una disolución reguladora formada por el ácido HF y una sal que contiene
la base conjugada, F ( , es:
[F ( ] [H% O. ]
𝐾9 =
[HF]
[HF] ≈ 0,20 M y [F ( ] ≈ 0,40 M
Sustituyendo en la expresión de 𝐾9 se obtiene que los valores de [H% O. ] y pH de la disolución son, res-
pectivamente:
0,40
7,2·10(2 = [H% O. ] · → [H% O. ] = 3,6·10(2 M
0,20
pH = –log (3,6·10(2 ) = 3,4
7.35. Al añadir 1,00 cm3 de HCl 1,00 M a 1,00 L de disolución de ácido acético 0,500 M (K a = 1,80·10–5 )
y acetato de sodio 0,500 M, el pH:
a) Aumenta aproximadamente en una unidad.
b) Aumenta aproximadamente en media unidad.
c) Prácticamente no cambia.
d) Disminuye aproximadamente en una unidad.
e) Disminuye aproximadamente en dos unidades.
El equilibrio correspondiente a una disolución reguladora formada por el ácido CH% COOH y una sal que
contiene la base conjugada, CH% COO( , es:
[CH% COO( ] [H% O. ] [CH% COO( ]
𝐾9 = = [H% O. ]
[CH% COO( ]
pH = p𝐾9 + log
[CH% COOH]
La cantidad de CH% COOH y de CH% COONa que contiene la disolución es:
10% mL CH% COOH 0,500 M 0,500 mmol CH% COOH
1 L CH% COOH 0,50 M · · = 500 mmol CH% COOH
1 L CH% COOH 0,500 M 1 mL CH% COOH 0,500 M
El p𝐾9 del ácido acético es:
p𝐾9 = –log (1,80·10($ ) = 4,74
El pH de esta disolución reguladora es:
0,500
pH = 4,74 + log ‰ Š = 4,74
0,500
La cantidad de HCl añadido a la disolución es:
1,00 mL HCl 1,00 M · · = 1,00 mmol H% O.
La adición de HCl (ácido) hace que se lleve a cabo la reacción que muestra la siguiente ecuación:
CH% COO( (aq) + H% O. (aq) ® CH% COOH(aq) + H! O(l)
Relacionando HCl con CH% COOH y CH% COO( , y suponiendo despreciable la variación de volumen, las con-
centraciones de ambas especies que permanecen en el equilibrio después de la adición del HCl son:
1 mmol mmol CH% COOH
500 mmol CH% COOH + 1,00 mmol H% O. ·
1 mmol H% O.
[CH% COOH] = = 0,501 M
1.000 mL
1 mmol CH% COO(
500 mmol CH% COO( − 1,00 mmol H% O. ·
1 mmol H% O.
[CH% COO( ] = = 0,499 M
1.000 mL
0,499
pH = 4,74 + log ‰ Š = 4,74
0,501
La variación de pH se produce es:
ΔpH = 4,74 – 4,74 = 0,00

Como se observa, el pH de la disolución prácticamente no cambia.
7.36. ¿Con cuáles de los siguientes reactivos prepararía una disolución tampón de pH alrededor de 7,0?
a) NaH2 PO4 y HCl
b) H3 PO4 y HCl
c) NaH2 PO4 y NaOH
d) Na2 HPO4 y HCl
e) Na3 PO4 y Na2 HPO4
(Datos. H3 PO4 : pK a1 = 2,0; pK a2 = 7,2; pK a3 = 12,3).
El equilibrio correspondiente a una disolución reguladora formada por una mezcla de un ácido débil, HA,
y una de sus sales que contenga su base conjugada, A( , viene dado por la siguiente ecuación:
[A( ] [H% O. ] [A( ]
𝐾9 = = [H% O. ]
[HA] [HA]
[A( ]
pH = p𝐾9 + log
[HA]
La capacidad reguladora máxima de una disolución tampón se consigue si se cumple que:
[HA] = [A( ] ® pH ≈ p𝐾9
Para preparar una disolución reguladora de pH ≈ 7 se debe elegir como ácido al NaH! PO2 , sal que con-
tiene el ion H! PO( !(
2 (p𝐾9 = 7,2). Para obtener su base conjugada, HPO2 , se debe hacer reaccionar sal
anterior con NaOH de acuerdo con la siguiente ecuación química:
NaH! PO2 (aq) + NaOH(aq) D Na! HPO2 (aq) + H! O(l)
La siguiente ecuación química muestra el equilibrio correspondiente a una disolución reguladora for-
mada por el ácido H! PO( !(
2 y una sal que contiene su base conjugada HPO2 :
H! PO( !( .
La ecuación de Henderson-Hasselbach correspondiente a este equilibrio es:

[HPO!(
2 ] [HPO!(
2 ]
pH = p𝐾9 + log ( = 7,2 + log
[H! PO2 ] [H! PO(
2]
7.37. ¿Cuántos moles de NaCOOCH3 hay que añadir a 250,0 mL de una disolución de CH3 COOH 0,200
M (K a = 1,80·10–5 ) para obtener una disolución reguladora con un pH de 3,50?
a) 1,14·10–2
b) 2,85·10–3
c) 0,878
d) 0,3516
e) 0,248
La ecuación química correspondiente al equilibrio de una disolución reguladora formada por CH% COOH
y NaCOOCH% es:
[CH% COO( ] [H% O. ] [CH% COO( ]
𝐾9 = = [H% O. ]
El valor del p𝐾9 del ácido acético es:
p𝐾9 = –log 𝐾9 = –log (1,80·10($ ) = 4,75
[CH% COO( ]
pH = p𝐾9 + log
[CH% COOH]
El valor de [CH% COO( ] que se obtiene a partir de los datos propuestos es:
[CH% COO( ]
3,50 = 4,75 + log → [CH% COO( ] = 0,0114 M
0,200
El número de moles de NaCOOCH% que se ha disolver en 250,0 mL de esta disolución es:
1 L disolución 0,0114 mol NaCOOCH%
250,0 mL disolución · · = 2,85·10(% mol NaCOOCH%
10% mL disolución 1 L disolución
7.38. Una disolución reguladora hecha con NH3 y NH4 Cl tiene un pH de 10,0. ¿Qué procedimiento se
podría usar para disminuir el pH?
I. Añadir HCl II. Añadir NH3 III. Añadir NH4 Cl
a) Solo I
b) Solo II
c) I y III
d) II y III
La ecuación química correspondiente al equilibrio de una disolución reguladora formada por NH% y
NH2 Cl es:
[NH2. ] [OH( ] [NH2. ]
𝐾b = = [OH( ]
[NH% ] [NH% ]
Para cualquier disolución acuosa se cumple que:
𝐾§
𝐾§ = [H% O. ] [OH( ] → [OH( ] =
[H% O. ]
Sustituyendo [OH( ] en la expresión de 𝐾„ se tiene:
𝐾§ [NH2. ] .]
𝐾„ [NH2. ]
𝐾„ = · → [H% O = ·
[H% O. ] [NH% ] 𝐾§ [NH% ]
Para que disminuya el pH debe aumentar [H% O. ] y eso se puede consiguir de dos formas:
§ (I) Añadiendo HCl, que hace disminuir [NH% ] al reaccionar ambas sustancias entre sí.
§ (III) Añadiendo NH2 Cl, que hace aumentar [NH2. ].
7.39. Al mezclar volúmenes iguales de dos disoluciones de igual concentración, una de ácido acético
(pK a = 4,7) y otra de acetato de sodio, el pH de la disolución será:
a) pH < 4,7
b) pH > 4,7
c) pH = 4,7
d) pH = 7,0
e) El valor del pH dependerá de la concentración.
Una mezcla formada por ácido acético (débil) y acetato de sodio, sal que contiene su base conjugada,
CH% COO( , constituye una disolución reguladora. El equilibrio correspondiente viene dado por la ecua-
ción:
[CH% COO( ] [H% O. ] [CH% COO( ]
𝐾9 = = [H% O. ]
Si los volúmenes de ambas disoluciones son iguales y, además, [CH% COO( ] = [CH% COOH], se obtiene:
[H% O. ] = 𝐾9 ® pH = p𝐾9 = 4,7
7.40. ¿Cuál/es de la/s siguiente/s mezcla/s forman una disolución reguladora o tampón?
I. 100 mL de HF 0,200 M y 200 mL de NaF 0,200 M
II. 200 mL de HCl 0,200 M y 200 mL de CH3 CO2 N𝐚 0,400 M
III. 300 mL de CH3 CO2 H 0,100 M y 100 mL de CH3 CO2 Na 0,300 M
a) I
b) I y II
c) III
d) I, II y III
Una mezcla disolución reguladora es aquélla que está formada por un ácido o base débil y una sal que
contenga su base o ácido conjugado.
§ Mezcla I. Si se mezclan 100 mL de HF 0,200 M con 200 mL de NaF 0,200 M las cantidades de ambas
especies son:
0,200 mmol HF
100 mL HF 0,200 M · = 20,0 mmol HF
1 mL HF 0,200 M
0,200 mmol NaF
200 mL NaF 0,200 M · = 40,0 mmol NaF
1 mL NaF 0,200 M
La mezcla formada por HF (ácido débil) y NaF (sal que contiene su base conjugada) sí que constituye una
disolución reguladora que funciona de acuerdo con el siguiente equilibrio:
§ Mezcla II. Si se mezclan 200 mL de HCl 0,200 M con 200 mL de CH% CO! Na 0,400 M las cantidades de
ambas especies son:
0,200 mmol HCl
200 mL HCl 0,200 M · = 40,0 mmol HCl
1 mL HCl 0,200 M
0,400 mmol CH% CO! Na

200 mL CH% CO! Na 0,400 M · = 80,0 mmol CH% CO! Na
1 mL CH% CO! Na 0,400 M
El HCl (ácido fuerte) reacciona con CH% CO! Na (sal que contiene la base débil CH% COO( ) de acuerdo con
la reacción que muestra la siguiente ecuación química:
HCl(aq) + CH% CO! Na(aq) D CH% CO! H(aq) + NaCl(aq)
Como la reacción es mol a mol y existen inicialmente 40,0 mmol de HCl, esta sustancia es el limitante de
la reacción y consume 40,0 mmol de NaCH% COO. Al final, quedan 40,0 mmol de CH% COOH formado (ácido
débil) y 40,0 mmol de NaCH% COO sin reaccionar (sal que contiene la base conjugada), por lo que la mezcla
propuesta sí que constituye una disolución reguladora que funciona de acuerdo con el siguiente equili-
brio:
CH% CO! H(aq) + H! O(l) D CH% COO( (aq) + H% O. (aq)
§ Mezcla III. Si se mezclan 300 mL de CH% CO! H 0,100 M con 100 mL de CH% CO! Na 0,300 M las cantidades
de ambas especies son
0,100 mmol CH% CO! H
300 mL CH% CO! H 0,100 M · = 30,0 mmol CH% CO! H
1 mL CH% CO! H 0,100 M
0,300 mmol CH% CO! Na
100 mL CH% CO! Na 0,300 M · = 30,0 mmol CH% CO! Na
1 mL CH% CO! Na 0,300 M
La mezcla formada por CH% CO! H (ácido débil) y CH% CO! Na (sal que contiene su base conjugada) sí que
constituye una disolución reguladora que funciona de acuerdo con el siguiente equilibrio:
CH% CO! H(aq) + H! O(l) D CH% COO( (aq) + H% O. (aq)
7.41. Una disolución acuosa 0,10 M de ácido acético (K a = 1,8·10–5 ) contiene el indicador rojo de me-
tilo, que tiene un intervalo de viraje de pH entre 4,2 (color rojo) y 6,3 (color amarillo). Calcule la cantidad
mínima (en gramos) de acetato de sodio que hay que añadir a 50,0 mL de esta disolución para que color
sea amarillo.
a) 16,5
b) 14,7
c) 15,9
d) 13,1
Si a una disolución de ácido acético, CH% COOH, se le añade acetato de sodio, NaCOOCH% ,se forma disolu-
ción reguladora que funciona de acuerdo con el siguiente equilibrio:
[CH% COO( ] [H% O. ] [CH% COO( ]
𝐾9 = = [H% O. ]
Para que la disolución tome color amarillo es necesario que su pH sea 6,3. El valor correspondiente de
[H% O. ] es:
[H% O. ] = 10(‡" = 10(1,% = 5,0·10(E M
El valor de [CH% COO( ] que se obtiene a partir de los datos propuestos es:
(1,8·10($ ) · 0,10
[CH% COO( ] = = 3,6 M
5,0·10(E
La masa de NaCOOCH% que es necesario añadir a los 50,0 mL de disolución de CH% COOH para conseguir
la concetración de CH% COO( calculada es:
1 L disolución 3,6 mol CH% COO(

50,0 mL disolución · · = 0,18 mol CH% COO(
10% mL disolución 1 L disolución
1 mol NaCOOCH% 82,0 g NaCOOCH%
0,18 mol CH% COO( · · = 14,8 g NaCOOCH%
1 mol CH% COO( 1 mol NaCOOCH%
7.42. Se mezclan 25,0 mL de una disolución 0,500 M de ácido acético (pK a = 4,80) y 25,0 mL de una
disolución 0,500 M de acetato de sodio. De la disolución resultante se toma una alícuota de 10,0 mL y se
añade a un tubo de ensayo que contiene 1,00 mL de HCl 0,500 M. El pH de la disolución resultante en el
tubo de ensayo es:
a) 4,80
b) 1,34
c) 4,50
d) 4,62
La mezcla de CH% COOH (ácido débil) y NaCH% COO (sal que contiene su base conjugada) constituye una
disolución reguladora ácida que funciona de acuerdo con el siguiente equilibrio:
Considerando volúmenes aditivos, las concentraciones de ambas especies son, respectivamente:
25,0 mL 0,500 M 0,500 mmol
[CH% COOH] = [NaCH% COO] = · = 0,250 M
(25,0 + 25,0) mL 1 mL 0,500 M
[CH% COO( ] [H% O. ] [CH% COOH]
𝐾9 = → [H% O. ] = 𝐾9
[CH% COOH] [CH% COO( ]
[CH% COO( ]
pH = p𝐾9 + log
[CH% COOH]
Si se toma una alícuota de 10,0 mL de la disolución reguladora 0,250 M en CH% COOH y NaCH% COO, las
cantidades que contiene de ambas sustancias son idénticas, y son:
0,250 mmol CH% COOH
10,0 mL CH% COOH 0,250 M · = 2,50 mmol CH% COOH y NaCH% COO
La cantidad de HCl añadido a la disolución es:
1,00 mL HCl 0,500 M · · = 0,500 mmol H% O.
La adición de HCl (ácido) hace que se lleve a cabo la reacción que muestra la siguiente ecuación:
CH% COO( (aq) + H% O. (aq) ® CH% COOH(aq) + H! O(l)
Relacionando HCl con CH% COOH y CH% COO( , y considerando volúmenes aditivos, las concentraciones de
ambas especies que permanecen en el equilibrio después de la adición del HCl son:
1 mmol mmol CH% COOH
2,50 mmol CH% COOH + ‰0,500 mmol H% O. · Š
1 mmol H% O.
[CH% COOH] = = 0,273 M
(10,0 + 1,00) mL
1 mmol CH% COO(

2,50 mmol CH% COO( − ‰0,500 mmol H% O. · Š
1 mmol H% O.
[CH% COO( ] = = 0,182 M
(10,0 + 1,00) mL
0,182
pH = 4,74 + log ‰ Š = 4,62
0,273
(Cuestión similar a la propuesta en País Vasco 2014 y 2016).
7.43. De los siguientes pares de sustancias, ¿con cuáles se podrá formar una disolución reguladora
cuando se mezclen en las cantidades adecuadas?
a) HCl y NaCl
b) NaCN y NaCl
c) HCN y NaCl
d) HCN y NaCN
Una mezcla disolución reguladora es aquélla que está formada por un ácido o base débil y una sal que
contenga su base o ácido conjugado.
La única de las cuatro mezclas propuestas que cumple esa condición es la formada por HCN (ácido débil)
y NaCN (base débil).
7.44. Se quieren preparar 10 mL de una disolución reguladora con un pH de 7,4 empleando únicamente
disoluciones de NaH2 PO4 0,070 M y Na2 HPO4 0,070 M. ¿Cuál es el volumen que debe tomarse de la diso-
lución de Na2 HPO4 ?
a) 6,1 mL
b) 4,5 mL
c) 3,9 mL
d) 5,7 mL
(Dato. pK a (H2 PO–4 ) = 7,2).
Las sales utilizadas para preparar la disolución se encuentran disociadas de acuerdo con las siguientes
ecuaciones:
NaH! PO2 (aq) + H! O(l) " H! PO( .
2 (aq) + Na (aq)
Na! HPO2 (aq) + H! O(l) " HPO!( .

2 (aq) + Na (aq)
El HPO!(2 es un ácido débil que en disolución acuosa se encuentra parcialmente disociado de acuerdo con
la siguiente ecuación química:
H! PO( !( .

[HPO!( .
2 ] [H% O ] .]
[HPO!(
2 ]
𝐾9 = ( = [H% O
[H! PO2 ] [H! PO(
2]
El valor de [H% O. ] para la disolución que tiene pH = 7,4 es:

[H% O. ] = 10(‡" = 4,0·10(F M
Si p𝐾9 = 7,2; el valor de 𝐾9 es:
𝐾9 = 10(‡¬8 = 6,3·10(F
Como las concentraciones de las disoluciones a mezclar son iguales, considerando volúmenes aditivos, se
puede escribir:
𝑉"[#!5
(
+ 𝑉"! [#5( = 10 mL
Llamando 𝑥 = 𝑉"[#!5
(
y sustituyendo en la expresión de la constante de acidez se obtiene:
𝑥
6,3·10(F = · (4,0·10(F ) → 𝑥 = 6,1 mL HPO!(
2 0,070 M
10 − 𝑥
7.45. ¿Cuál de los siguientes pares de solutos pueden usarse para preparar una disolución amortigua-
dora con pH < 7?
a) H2 CO3 – NaHCO3
b) HF – NaF
c) HCl – NH4 Cl
d) NH3 – NH4 Cl
e) NaOH – HCl
(O.Q.L. Jaén 2017)
Una disolución reguladora con pH < 7 debe estar formada un ácido débil y una sal que contenga su base
conjugada.
a) Verdadero. Una mezcla formada por H! CO% (ácido débil) y NaHCO% (sal que contiene la base conju-
gada) sí se comporta como una disolución reguladora de pH < 7.
b) Verdadero. Una mezcla formada por HF (ácido débil) y NaF (sal que contiene la base conjugada) sí se
comporta como una disolución reguladora de pH < 7.
c) Falso. Una mezcla formada por HCl (ácido fuerte) y NH4 Cl (ácido débil) no se comporta como disolu-
ción reguladora.
d) Falso. Una mezcla formada por NH% (base débil) y NH4 Cl (sal que contiene el ácido conjugado) se
comporta como una disolución reguladora de pH > 7.
e) Falso. Una mezcla formada por HCl (ácido fuerte) y NaOH (base fuerte) no se comporta como disolu-
ción reguladora.
Las respuestas correctas son a y b.
7.46. Si se dejan caer unas gotas de una disolución de ácido clorhídrico 1,00 M sobre 10 mL de una
disolución 0,50 M de amoniaco (K b = 1,8·10–5 ) y 0,50 M de cloruro de amonio, el pH de la disolución
resultante:
a) Aumentará ligeramente.
b) Disminuirá ligeramente.
c) No se modificará.
d) Se neutralizan la mitad de los OH– de la disolución básica.
Una mezcla de NH% y NH2 Cl se comporta como una disolución reguladora si contiene cantidades similares
de ambas sustancias. La característica de la misma es que mantiene el pH frente a pequeñas adiciones de
ácido o de base.
Si se añade una pequeña cantidad de HCl (ácido) a la mezcla, los iones H% O. liberados por el ácido reac-
cionan con los iones CH% COO( (base) de la disolución disminuyendo ligeramente el pH.
NH% (aq) + HCl(aq) ® NH2 Cl(aq) + H! O(l)
(Cuestión similar a la propuesta en Asturias 2010 y 2013).
7.47. Se tiene una disolución reguladora formada por ácido acético (pK a = 4,8) y acetato de sodio. ¿Cuál
de las siguientes afirmaciones es correcta?
a) El valor de pH se verá modificado si se diluye la disolución a la mitad.
b) Cuanto más diluida esté la disolución reguladora, mayor será su capacidad para regular el pH.
c) El cambio de pH que se producirá si se añaden 5 mL de una disolución 0,1 M de NaOH será el mismo
que si se añade 1 mL de disolución de NaOH 0,5 M.
d) Si se añaden dos gotas del indicador fenolftaleína, la disolución se tornará de color rosa (intervalo de
viraje de la fenolftaleína de incoloro a rosa entre pH = 8,2 y 10).
a) Falso. El pH de una disolución reguladora de ácido acético y acetato de sodio viene dado por la ecuación
de Henderson-Hasselbach (1908):
[CH% COO( ]
pH = p𝐾9 + log
[CH% COOH]
Si la disolución se diluye a la mitad ambas concentraciones varían por igual por lo que el pH permanece
constante.
b) Falso. La capacidad reguladora del pH de una disolución reguladora depende los valores de las con-
centraciones del ácido y su base conjugada y, cuánto menores sean estas, menor será la capacidad regu-
ladora de la disolución.
c) Verdadero. La cantidad de NaOH contenida en 1 mL de disolución 0,5 M es:
0,5 mmol NaOH
1 mL NaOH 0,5 M
La cantidad de NaOH contenida en 5 mL de disolución 0,1 M es:
0,1 mmol NaOH
1 mL NaOH 0,1 M
Como la cantidad de NaOH que se añade en cada caso a la disolución reguladora es la misma, el cambio
de pH producido es idéntico.
d) Falso. Para que una disolución reguladora de ácido acético y acetato de sodio tenga una buena capaci-
dad reguladora del pH es necesario que se cumpla que [CH% COO( ] = [CH% COOH], por lo que sustituyendo
en la ecuación de Henderson-Hasselbach se obtiene que el pH de la disolución es:
pH = p𝐾9 = 4,8
Si se añaden a la disolución reguladora 2 gotas de fenolftaleína esta permanece incolora.
7.48. ¿Cuál de los siguientes pares de compuestos es adecuado para preparar una disolución regula-
dora?
a) H2 SO4 + K 2 SO4
b) H2 SO4 + Ca(OH)2
c) Na2 CO3 + NaHCO3
d) HNO3 + Cu(NO3 )2
e) NaCl + KCl
conjugado de estos.
a) Falso. Una mezcla formada por H! SO2 (ácido fuerte) y K ! SO2 (base débil) no se comporta como una
b) Falso. Una mezcla formada por H! SO2 (ácido fuerte) y Ca(OH)! (base fuerte) no se comporta como
c) Verdadero. Una mezcla formada por Na! CO% (sal que contiene una base débil) y NaHCO% (sal que con-
tiene el ácido conjugado) sí se comporta como una disolución reguladora.
d) Falso. Una mezcla formada por HNO% (ácido fuerte) y Cu(NO% )! (ácido débil) no se comporta como
una disolución reguladora.
e) Falso. Una mezcla formada por NaCl y KCl (sales que no se hidrolizan) no se comporta como una diso-
lución reguladora.
7.49. ¿Cuál de estas disoluciones actuará como reguladoras del pH?

a) 100 mL CH3 COOH 0,100 M + 100 mL NaOH 0,100 M
b) 100 mL CH3 COOH 0,100 M + 50,0 mL NaOH 0,100 M
c) 100 mL CH3 COOH 0,100 M + 100 mL NaCl 0,100 M
d) 100 mL CH3 COOH 0,100 M + 100 mL NH4 OH 0,100 M
conjugado de estos.
a) Si se mezclan por 100 mL de CH% COOH 0,100 M con 100 mL de NaOH 0,100 M las cantidades de ambas
especies son:
0,100 mmol CH% COOH
0,100 mmol NaOH
1 mL NaOH 0,100 M
Estas reaccionan de acuerdo con la siguiente ecuación química:
estequiométricas que se consumen totalmente y forman 10,0 mmol de NaCH% COO, por lo que la mezcla
resultante no es una disolución reguladora.
b) Si se mezclan por 100 mL de CH% COOH 0,100 M con 50,0 mL de NaOH 0,100 M las cantidades de ambas
especies son:
0,100 mmol CH% COOH
0,100 mmol NaOH
1 mL NaOH 0,100 M
Como la reacción es mol a mol y existen inicialmente 5,00 mmol de NaOH, esta sustancia es el limitante
de la reacción y consume 5,00 mmol de CH% COOH. Al final, quedan 5,00 mmol de CH% COOH sin reaccionar
(ácido débil) y 5,00 mmol de NaCH% COO formado (sal que contiene la base conjugada) por lo que la mez-
cla propuesta sí que constituye una disolución reguladora.
c) Falso. Una mezcla formada por 100 mL de CH% COOH 0,100 M (ácido débil) y 100 mL de NaCl 0,100 M
(sal que no sufre hidrólisis) no es una disolución tampón.
d) Si se mezclan 100 mL de CH% COOH 0,100 M con 100 mL de NH2 OH 0,100 M las cantidades de ambas
especies son:
0,100 mmol CH% COOH
0,100 mmol NH2 OH
100 mL NH2 OH 0,100 M · = 10,0 mmol NH2 OH
1 mL NH2 OH 0,100 M
CH% COOH(aq) + NH2 OH (aq) ® NH2 CH% COO(aq) + H! O(l)
estequiométricas que se consumen totalmente y forman 10,0 mmol de NH2 CH% COO, por lo que la mezcla
resultante no es una disolución reguladora.
7.50. Calcule el pH de una disolución 0,400 M de ácido fórmico y 1,00 M de formiato de sodio.
a) 7,01
b) 4,14
c) 13,3
d) 0,40
(Dato. K a (HCOOH) = 1,80·10–4 ).
La mezcla de ácido fórmico, HCOOH, (ácido débil) y formiato de sodio, NaHCOO, (sal que contiene su base
conjugada) constituye una disolución reguladora ácida que funciona según el siguiente equilibrio:
[HCOO( ] [H% O. ]
𝐾9 =
[HCOOH]
[HCOOH] ≈ 0,400 M y [HCOO( ] ≈ 1,00 M
Sustituyendo en la expresión de 𝐾9 se obtiene que los valores de [H% O. ] y pH de la disolución son, res-
pectivamente:
1,00
1,80·10(2 = [H% O. ] · → [H% O. ] = 7,20·10($ M
0,400
pH = –log (7,20·10($ ) = 4,14
7.51. Un ácido monoprótico de fórmula C3 H6 O3 se encuentra en la leche cortada y muchos otros pro-
ductos de origen natural. Su sal sódica, NaC3 H5 O3 , se utiliza como aditivo alimentario. Cuando se prepara
una disolución que contiene 1,00 g de sal sódica en 100 mL del ácido 0,0500 M, resulta un pH = 4,11.
¿Cuál es la K a del ácido?
a) 1,5·10–7
b) 7,7·10–5
c) 1,4·10–4
d) 6,0·10–6
La mezcla de C3 H6 O3 (ácido débil) y NaC3 H5 O3 (sal que contiene su base conjugada) constituye una
disolución reguladora ácida que funciona de acuerdo con el siguiente equilibrio:
C3 H6 O3 (aq) + H! O(l) D C3 H5 O( .
% (aq) + H% O (aq)

[C3 H5 O( .
% ] [H% O ] [C3 H5 O(
%]
𝐾9 = = [H% O. ]
[C3 H6 O3 ] [C3 H6 O3 ]
[C3 H5 O(
%]
pH = p𝐾9 + log
[C3 H6 O3 ]
La sal que se añade a la disolución del ácido monoprótico se encuentra disociada de acuerdo con la si-
guiente ecuación:
NaC3 H5 O3 (s) + H! O(l) ® C3 H5 O( .
% (aq) + Na (aq)
Suponiendo que la adición de la sal sódica no afecta al volumen final de la disolución, la concentración de
la disolución de C3 H5 O(
% que se obtiene es:
1 mol NaC H O
1,00 g NaC3 H5 O3 · 112 g NaC3H5O3 10% mL disolución
3 5 3
[C3 H5 O(
% ] = [NaC3 H5 O3 ] = · = 0,0893 M
100 mL disolución 1 L disolución
El valor del p𝐾9 del ácido es:
0,0893
4,11 = p𝐾9 + log ‰ Š → p𝐾9 = 3,86
0,0500
El valor de la constante de acidez del C3 H6 O3 es:
𝐾9 = 10(‡¬8 = 10(%,F1 = 1,38·10(2
(Cuestión similar a la propuesta en Valencia de D. Juan 2004).
8. CURVAS DE VALORACIÓN ÁCIDO-BASE. INDICADORES

8.1. En la valoración de un ácido débil con una base fuerte, el pH en el punto de equivalencia es:
a) 14
b) 7,0
c) Menor que 7.
d) Mayor que 7.
e) Igual que el pK a del ácido débil.
(O.Q.N. Navacerrada 1996) (O.Q.L. Asturias 2011)
El pH del punto final de una volumetría viene dado por las sustancias existentes en ese momento en la
disolución.
En el caso de la valoración de un ácido débil, por ejemplo HCN, con una base fuerte, por ejemplo NaOH, la
ecuación química ajustada correspondiente a la reacción entre ambos es:
HCN(aq) + NaOH(aq) ® NaCN(aq) + H! O(l)
La sustancia existente en el punto de equivalencia es el NaCN, una sal procedente de ácido débil y base
fuerte que en disolución acuosa se encuentra disociada en forma de iones:
NaCN(aq) ® CN( (aq) + Na. (aq)
Como se observa, al final de la reacción se forman iones OH( en la disolución, por lo que el pH > 7.
8.2. Cuando se mezclan volúmenes iguales de disoluciones 0,1 M de HClO4 y KNO2 , el pH de la disolu-
ción resultante será:
a) Entre 1 y 7.
b) Igual al pK a del NO–2 .
c) Igual al pK a del HNO2 .
d) Igual a 7.
e) Entre 7 y 13.
(O.Q.N. Ciudad Real 1997) (O.Q.L. Sevilla 2000) (O.Q.L. Castilla-La Mancha 2012) (O.Q.L. Madrid 2013)
Si se mezclan un ácido fuerte, HClO2 , con una base débil, KNO! , la ecuación química ajustada correspon-
diente a la reacción entre ambos es:
HClO2 (aq) + KNO! (aq) ® KClO2 (aq) + HNO! (aq)
Como la reacción es mol a mol y existen inicialmente volúmenes iguales de disoluciones de la misma
concentración, se trata de cantidades estequiométricas por lo que se consumen completamente y al final
solo quedan los productos formados.
§ El KClO2 que es una sal procedente de ácido fuerte y base fuerte que en disolución acuosa se encuentra
KClO2 (aq) ® ClO( .
2 (aq) + K (aq)
Los iones K . y ClO(
2 son, respectivamente, las especies conjugadas de una base y de un ácido fuerte y no
se hidrolizan.
§ El HNO! es un ácido débil que en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:
! (aq) + H% O (aq)
Como se observa, al final de la reacción se forman iones H% O. en la disolución, por lo que el 1 < pH < 7.
8.3. El indicador rojo de metilo (cambio de color a pH = 5) es adecuado para la valoración:

a) HCN + KOH
b) HClO4 + Ca(OH)2
c) HNO3 + NaOH
d) HCl + (CH3 )3 N
e) HF + NaOH
f) HCl + NH3
g) HNO3 + Ca(OH)2
(O.Q.N. Almería 1999) (O.Q.L. País Vasco 2010)
El pH del punto final de una valoración viene dado por las sustancias presentes en ese instante en la
disolución.
El indicador rojo de metilo, con cambio de color a pH = 5, será apropiado para una valoración en la que
en el punto final exista una sustancia que haga que la disolución tenga pH ácido.
a) La ecuación química ajustada correspondiente a la reacción entre HCN y KOH es:
HCN(aq) + KOH(aq) ® KCN(aq) + H! O(l)
El cianuro de potasio, KCN, en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:
Como se observa, se producen iones OH( por lo que el pH > 7, lo que motiva no sea adecuado el uso del
indicador rojo de metilo.
b) La ecuación química ajustada correspondiente a la reacción entre HClO2 y Ca(OH)! es:
2 HClO2 (aq) + Ca(OH)! (aq) ® Ca(ClO2 )! (aq) + 2 H! O(l)
El perclorato de calcio, Ca(ClO2 )! , en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:
Ca(ClO2 )! (aq) ® 2 ClO( !.
2 (aq) + Ca (aq)
Los iones Ca!. y ClO(

2 son, respectivamente, las especies conjugadas de una base y de un ácido fuerte y
no se hidrolizan.
El pH de la disolución es 7 ya que lo proporciona el H! O, lo que motiva no sea adecuado el uso del indica-
dor rojo de metilo.
c) La ecuación química ajustada correspondiente a la reacción entre HNO% y NaOH es:
HNO% (aq) + NaOH(aq) ® NaNO% (aq) + H! O(l)
El nitrato de sodio, NaNO% , en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:
NaNO% (aq) ® NO( .
% (aq) + Na (aq)
Los iones Na. y NO(

se hidrolizan.
dor rojo de metilo.
d) La ecuación química ajustada correspondiente a la reacción entre HCl y (CH% )% N es:
HCl(aq) + (CH% )% N(aq) ® (CH% )% NHCl(aq) + H! O(l)
El cloruro de trimetilamonio, (CH% )% NHCl, en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecua-
ción:
(CH% )% NHCl(aq) ® Cl( (aq) + (CH% )% NH. (aq)

§ El ion (CH% )% NH. es el ácido conjugado débil de la base débil (CH% )% N y se hidroliza según la ecuación:
(CH% )% NH. (aq) + H! O(l) D (CH% )% N(aq) + H% O. (aq)
Como se observa, se producen iones H% O. por lo que el pH < 7, lo que motiva que sea adecuado el uso
del indicador rojo de metilo.
e) La ecuación química ajustada correspondiente a la reacción entre HF y NaOH es:
HF(aq) + NaOH(aq) ® NaF(aq) + H! O(l)
Como se observa, se producen iones OH( por lo que el pH > 7, lo que motiva no sea adecuado el uso del
indicador rojo de metilo.
f) La ecuación química ajustada correspondiente a la reacción entre HCl y NH% es:
Como se observa, se producen iones H% O. por lo que el pH < 7, lo que motiva que sea adecuado el uso
del indicador rojo de metilo.
g) La ecuación química ajustada correspondiente a la reacción entre HNO% y Ca(OH)! es:
2 HNO% (aq) + Ca(OH)! (aq) ® Ca(NO% )! (aq) + 2 H! O(l)
El nitrato de calcio, Ca(NO% )! , en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:
Ca(NO% )! (aq) ® 2 NO( !.
% (aq) + Ca (aq)
Los iones Ca!. y NO(

no se hidrolizan.
dor rojo de metilo.
Las respuestas correctas son d y f.
8.4. En la valoración de un ácido con una base, el indicador visual adecuado debe:
a) Tener una constante de acidez mayor que la del ácido.
b) Tener características básicas más fuertes que el valorante.
c) Tener una constante de acidez menor que la del ácido.
d) Añadirse una vez comenzada la valoración.
e) No mostrar características ácido-base.
(O.Q.N. Murcia 2000)
La misión de un indicador ácido-base es señalar cuando ha terminado la reacción de neutralización y,

como es necesario que no altere el resultado de la misma, debe tratarse de un ácido o base más débil que
las especies reaccionantes.
8.5. ¿Cuál de las siguientes líneas gráficas representa mejor el volumen del ácido añadido a un cierto
volumen de álcali frente al pH de la disolución resultante?
V V V V V V
pH pH pH pH pH

a) b) c) d) e)
(O.Q.N. Murcia 2000) (O.Q.L. País Vasco 2005)
La curva de valoración entre un ácido y una base tiene la forma de una sigmoide que muestra la gráfica
a), y en ella se distinguen tres zonas:
§ En la primera zona situada en la parte inferior derecha, se observa que el pH es elevado ya que predo-
mina la especie alcalina y el pH desciende de forma brusca frente a pequeñas adiciones de ácido. Esa parte
de la curva se corresponde con una recta con una pendiente negativa elevada.
V V
§ En la segunda zona, central, el pH cambia paulatinamente frente a pequeñas adicio-
nes de ácido, la recta tiene una pendiente poco pronunciada, ya que se tiene una mez-
cla reguladora básica o una sal que sufre hidrólisis básica, hasta alcanzarse el punto
de equivalencia en el que la tendencia de la curva se invierte.
pH pH
§ En la tercera zona situada en la parte superior izquierda, la tendencia de la curva es
opuesta a la de la primera zona ya que predomina la especie ácida y el pH también desciende de forma
brusca frente a pequeñas adiciones de ácido. Esa parte de la curva se corresponde con una recta con una
pendiente negativa elevada.
8.6. Cuando se valora un ácido débil con una base fuerte:

a) Solamente se neutraliza una parte de los protones del ácido.
b) El punto de equivalencia coincide siempre con el punto final de la valoración.
c) El pH en el punto de equivalencia siempre es 7.
d) No conviene valorar los ácidos débiles con bases fuertes puesto que el punto de equivalencia se detecta
con dificultad.
e) En las primeras etapas de la valoración se forma una disolución reguladora o tampón.
(O.Q.N. Barcelona 2001) (O.Q.L. País Vasco 2006)
Sea por ejemplo el caso de la valoración de CH% COOH (ácido débil) con NaOH (base fuerte). La ecuación
química ajustada correspondiente a la reacción es:
Suponiendo que se tienen 10 mL de CH% COOH 0,10 M y se añaden 5,0 mL de NaOH 0,10 M, la cantidad de
cada especie es:
0,10 mmol CH% COOH
0,10 mmol NaOH
1 mL NaOH 0,10 M
Como la reacción es mol a mol y existen inicialmente 0,50 mmol de NaOH, esta sustancia es el limitante y
consume 0,50 mmol de CH% COOH. Al final de la reacción quedan 0,50 mmol de CH% COOH sin reaccionar
(ácido débil) y 0,50 mmol de NaCH% COO formado (sal que contiene la base conjugada). Dicha mezcla
constituye una disolución reguladora ácida. Esta situación se da hasta llegar al punto de equivalencia, en
el que solo existe NaCH% COO en la disolución, sal que sufre hidrólisis básica de acuerdo con las siguientes
ecuaciones:
8.7. Se tiene un litro de disolución de ácido acético y un litro de disolución de HCl. Ambas disoluciones
tienen el mismo pH y se valoran con sosa (NaOH) de la misma concentración. Para llegar al punto de
equivalencia:
a) La disolución de ácido acético necesita mayor cantidad de sosa.
b) La disolución de HCl necesita mayor cantidad de sosa.
c) Ambas disoluciones ácidas necesitan la misma cantidad de sosa.
d) Se necesitan más datos para saber que ácido necesita más sosa para su neutralización.
(O.Q.L. Castilla y León 2002) (O.Q.L. Asturias 2007) (O.Q.L. Valencia 2018)
Las ecuaciones químicas correspondientes a las reacciones de neutralización de los dos ácidos con NaOH
son:
HCl(aq) + NaOH(aq) ® NaCl(aq) + H! O(l)
Suponiendo que, para ambas disoluciones ácidas, pH = 2, el valor de [H% O. ] es:
[H% O. ] = 10(‡" = 10(! M
§ El HCl es un ácido fuerte que se encuentra completamente disociado en iones según la ecuación:
Por tratarse de un ácido fuerte:
[H% O. ] = [HCl] = 10(! M
Suponiendo que la disolución de NaOH es 1 M, el volumen necesario de esta para neutralizar el HCl es:
(!
10(! mol HCl 1 mol NaOH 1 L NaOH 1 M
1 L HCl 10 M · · · = 10(! L NaOH 1 M
1 L HCl 10(! M 1 mol HCl 1 mol NaOH
§ El CH% COOH es un ácido débil que se encuentra parcialmente disociado en iones según la ecuación:
[CH% COO( ] [H% O. ]
𝐾9 =
[CH% COOH]
[CH% COO( ] = [H% O. ] = 10(! M [CH% COOH] ≈ 𝑐
Considerando que la constante 𝐾9 para el CH% COOH es aproximadamente 2·10($ , el valor de la concen-
tración de la disolución es:
(10(! )!
2·10($ = → 𝑐 = 5 M
𝑐
Suponiendo que la disolución de NaOH sea 1 M, el volumen necesario de esta para neutralizar el
CH% COOH es:
5 mol CH% COOH 1 mol NaOH 1 L NaOH 1 M
1 L CH% COOH 5 M · · · = 5 L NaOH 1 M
1 L CH% COOH 5 M 1 mol CH% COOH 1 mol NaOH
8.8. En la valoración de NaHCO3 (aq) con NaOH(aq), indique si la disolución en el punto de equivalen-
cia es ácida, básica o neutra y porqué.
a) Básica por el exceso de OH– .
b) Ácida por la hidrólisis del ion HCO–3 .
c) Ácida por la hidrólisis del Na+ .
d) Neutra porque se forma una sal de ácido fuerte y base fuerte.
e) Básica por la hidrólisis del CO2–
3 .
El NaHCO% es un anfótero, sustancia que puede comportarse como ácido o como base dependiendo del
medio en el que se encuentre. En este caso, frente al NaOH (base fuerte) se comporta como ácido y la
ecuación química correspondiente a la reacción es:
NaHCO% (aq) + NaOH(aq) ® Na! CO% (aq) + H! O(l)
El carbonato de sodio formado es una sal procedente de ácido débil y base fuerte que en disolución acuosa
se encuentra disociada según la ecuación:
Na! CO% (aq) ® CO!( .
% (aq) + 2 Na (aq)

§ El ion CO!( (
% es la base conjugada del ácido débil HCO% y se hidroliza según la ecuación:
CO!( ( (
8.9. En la valoración de una disolución de ácido nitroso, HNO2 , 0,20 M (K a = 4,6·10–4 ) con hidróxido
de sodio 0,20 M, el pH del punto de equivalencia es:
a) 5,83
b) 7,00
c) 8,17
d) 9,00
El pH del punto de equivalencia en una reacción de neutralización depende de las sustancias existentes
al final de la misma.
La ecuación química correspondiente a la reacción entre HNO! y NaOH es:
HNO! (aq) + NaOH(aq) ® NaNO! (aq) + H! O(l)
Como la reacción es mol a mol y las disoluciones de ambas sustancias tienen la misma concentración, los
volúmenes gastados en el punto de equivalencia serán iguales, por lo que, considerando volúmenes
aditivos, la concentración de la disolución de NaNO! resultante es:
0,20 mol NaOH 1 mol HNO!
𝑉 L NaOH 0,2 M · 1 L NaOH 0,20 M ·
1 mol NaOH
= 0,10 M
2𝑉 L disolución
El NaNO! es una sal procedente de ácido débil y base fuerte. En disolución acuosa el NaNO! se encuentra
disociado como:
NaNO! (aq) ® NO( .

! (aq) + Na (aq)

§ El ion NO(
! es la base conjugada del ácido débil HNO! y se hidroliza de acuerdo con la siguiente ecuación:
NO( (
El valor de su constante de basicidad (hidrólisis) es:

𝐾§ 1,0·10()2
𝐾„ = = = 2,2·10())
𝐾9 4,6·10(2
[OH( ] = [HNO! ] = 𝑥 y [NO(
! ] = 𝑐 − 𝑥
Como se cumple que:

𝑐
𝐾„
[OH( ]!
𝐾„ =
𝑐
[OH( ]!
2,2·10()) = → [OH( ] = 1,5 · 10(1 M
0,10
pOH = –log (1,5·10(1 ) = 5,8 ® pH = 14 - 5,8 = 8,2
(En la cuestión propuesta en La Rioja 2013 no se proporcionan valores numéricos del pH).
8.10. El ácido acético es un ácido débil, mientras que el HCl es fuerte. ¿Cuál de las siguientes afirmacio-
nes es falsa?
a) El pH de una disolución de HCl 0,1 M es 1.
b) Una disolución que contiene 0,1 mol de ácido acético y 0,1 mol de acetato de sodio puede ser una
disolución tampón.
c) El pH de una disolución 0,1 M de HCl es menor que el de una disolución 0,1 M de ácido acético.
d) El pH de una disolución formada mezclando cantidades equimoleculares de hidróxido de sodio y de
ácido clorhídrico será mayor que el de una disolución similar formada por hidróxido de sodio y ácido
acético.
(O.Q.L. Castilla-La Mancha 2005) (O.Q.L. Asturias 2007) (O.Q.L. Castilla-La Mancha 2009)
a) Verdadero. El HCl es un ácido fuerte que se encuentra completamente disociado en iones, de forma
que una disolución 0,1 M de dicho ácido proporciona una [H% O. ] = 0,1 M, por lo que el pH de dicha diso-
lución es 1.
b) Verdadero. Una disolución tampón está formada por un ácido (o base) débil y una sal que contenga su
base (o ácido) conjugado. Este es el caso de la mezcla propuesta:
CH% COOH (ácido) / NaCH% COO (sal que contiene su base conjugada)
Para que sea un buen tampón, es preciso que [ácido] y [base conjugada] sean similares.
c) Verdadero. El CH% COOH es un ácido débil que se encuentra parcialmente disociado en iones, de forma
que una disolución 0,1 M de dicho ácido proporciona una [H% O. ] menor que la que proporcionaría una
disolución de HCl de la misma concentración, por lo que el pH de dicha disolución es mayor que 1.
d) Falso. La ecuación química correspondiente a la reacción entre HCl (ácido fuerte) y NaOH es:
La sustancia formada, NaCl, que es una sal procedente de ácido fuerte y base fuerte que en disolución
acuosa se encuentra disociada:
se hidrolizan y la disolución resultante es neutra y tiene pH = 7 ya que lo proporciona el agua.
§ La ecuación química correspondiente a la reacción entre CH% COOH (ácido débil) y NaOH es:
La sustancia formada, NaCH% COO, es una sal que en su disolución acuosa se encuentra ionizada:
Como se observa, en la hidrólisis se producen iones OH( por lo que la disolución resultante es básica y
su pH > 7.
8.11. La reacción entre el ácido clorhídrico y el hidróxido de amonio en medio acuoso, en el punto de
equivalencia es:
a) Una reacción redox con cambio de pH.
b) Una reacción de neutralización y la disolución resultante es neutra.
c) Una reacción de neutralización y la disolución resultante es básica.
d) Una reacción de neutralización y la disolución resultante tiene un pH < 7.
La ecuación química ajustada correspondiente a la reacción de neutralización entre HCl y NH% :

Como la reacción es mol a mol en el punto de equivalencia solo hay NH2 Cl. Esta sustancia en disolución
acuosa se encuentra disociada según la ecuación:
Como se observa, se producen iones H% O. por lo que la disolución resultante será ácida y su pH < 7.
8.12. Cuando se valora HOCl (K a = 3,0·10–8 ) con KOH, ¿cuál será el mejor indicador?
a) Timolftaleína (pK a = 9,9)
b) Azul de bromotimol (pK a = 7,10)
c) Verde de bromocresol (pK a = 4,66)
d) Rojo de clorofenol (pK a = 6)
e) Azul de bromofenol (pK a = 3,85)
(O.Q.N. Vigo 2006) (O.Q.L. Asturias 2008)
disolución.
La ecuación química ajustada correspondiente a la reacción entre HClO y KOH es:
HClO(aq) + KOH(aq) ® KClO(aq) + H! O(l)
El hipoclorito de potasio, KClO, en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:
KClO(aq) ® ClO( (aq) + K . (aq)
§ El ion ClO( es la base conjugada del ácido débil HClO y se hidroliza según la ecuación:
Como se observa, se producen iones OH( por lo que el pH de la disolución resultante es bastante mayor
que 7. El indicador timolftaleína (p𝐾9 = 9,9) será apropiado para una valoración en la que en el punto
final exista una sustancia que haga que la disolución tenga pH básico (> 7).
Los indicadores, azul de bromofenol, verde de bromocresol y rojo de clorofenol tienen un p𝐾9 < 7, lo que
hace que sean apropiados para una valoración en la que en el punto final exista una sustancia que haga
que la disolución tenga pH ácido (< 7).
El indicador azul de bromotimol tampoco es apropiado ya que tiene un p𝐾9 casi neutro por lo que sería
apropiado para la reacción entre un ácido fuerte y una base fuerte en la que en el punto final exista una
sustancia que haga que la disolución tenga pH neutro (= 7).
8.13. ¿Cuál de las siguientes propiedades es característica de las disoluciones acuosas de ácidos?
a) Las disoluciones parecen jabonosas al tacto.
b) Tiñen de rojo la disolución de tornasol.
c) Tiñen de rosa la disolución de fenolftaleína.
d) Tiñen de azul la disolución de tornasol.
a) Falso. La propiedad de parecer jabonosa al tacto es típica de las bases.

b) Verdadero. Las disoluciones acuosas de ácidos se vuelven de color rojo al añadirles tornasol.
c) Falso. Las disoluciones acuosas de ácidos se quedan incoloras al añadirles fenolftaleína.
d) Falso. Según se ha indicado en el apartado b).
8.14. Al añadir unas gotas de un indicador ácido-base a una disolución acuosa desconocida se observa
color verde. El indicador tiene un intervalo de viraje de 3,8 a 5,4; a pH < 3,8 es amarillo a pH > 5,4 es
azul, y entre ambos pH es verde. ¿Cuál de las siguientes disoluciones 0,50 M, todas ellas de la misma
concentración, puede ser la disolución desconocida?
a) Ácido nítrico
b) Hipoclorito de sodio
c) Hidróxido de potasio
d) Cloruro de amonio
e) Sulfato de sodio
(O.Q.N. Córdoba 2007) (O.Q.L. Asturias 2010)
a) Falso. El ácido nítrico, HNO3, es un ácido fuerte que en disolución acuosa se encuentra totalmente di-
sociado en iones por lo que la dicha disolución tiene un pH << 3,8 y al añadirle unas gotas de indicador,
el color es amarillo.
b) Falso. El hipoclorito de sodio, NaClO, en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:
NaClO(aq) ® ClO( (aq) + Na. (aq)

§ El ion ClO( es la base conjugada del ácido débil HClO y se hidroliza según la ecuación:
Como se observa, se producen iones OH( por lo que el pH > 7 y al añadir a la disolución unas gotas de
indicador, el color es azul.
c) Falso. El hidróxido de potasio, KOH, es una base fuerte que en disolución acuosa 0,5 M se encuentra
totalmente disociado en iones por lo que la dicha disolución tiene un pH >> 5,4 y al añadirle unas gotas
de indicador, el color es azul.
d) Verdadero. El cloruro de amonio, NH2 Cl, en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecua-
ción:
Como se observa, se producen iones H% O. por lo que el pH será ácido, comprendido entre 3,8 y 5,4, ya
que se trata de un ácido débil y, al añadir a la disolución unas gotas de indicador, el color es verde.
e) Falso. El sulfato de potasio, Na! SO2 , en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:
Na! SO2 (aq) ® 2 Na. (aq) + SO!(
2 (aq)

§ El ion SO!(
2 es la especie conjugada de un ácido fuerte se puede afirmar, sin cometer gran error, que no
se hidroliza.
La disolución resultante tiene pH = 7, ya que lo proporciona el agua y, al añadir a la unas gotas de indica-
dor, el color es azul.
8.15. ¿Cuál de estas disoluciones tendrá pH > 8?

a) 20 mL de NaOH 0,20 M + 50 mL de CH3 COOH 0,10 M
b) 25 mL de NaOH 0,20 M + 50 mL de CH3 COOH 0,10 M
c) 25 mL de CH3 COOH 0,10 M + 20 mL de NaOH 0,10 M
d) 25 mL de CH3 COOH 0,10 M + 15 mL de NaOH 0,10 M
e) 25 mL de CH3 COOH 0,10 M
La ecuación química ajustada correspondiente a la reacción entre CH% COOH y NaOH es:
El pH de la disolución lo proporcionan las sustancias presentes al final de la reacción.
a) Si se mezclan 20 mL de NaOH 0,20 M con 50 mL de CH% COOH 0,10 M las cantidades de ambas especies
son:
0,10 mmol CH% COOH
0,20 mmol NaOH
1 mL NaOH 0,20 M
consume 4,0 mmol de CH% COOH. Al final queda 1,0 mmol de CH% COOH sin reaccionar y 4,0 mmol de
NaCH% COO formado. Dicha mezcla constituye una disolución reguladora ácida y la disolución resultante
tiene pH < 7.
b) Si se mezclan 25 mL de NaOH 0,20 M con 50 mL de CH% COOH 0,10 M las cantidades de ambas especies
son:
0,10 mmol CH% COOH
0,20 mmol NaOH
1 mL NaOH 0,20 M
cantidades estequiométricas que reaccionan completamente. Al final solo quedan 5,0 mmol de
NaCH% COO formado. Esta sustancia en disolución acuosa se encuentra disociada según la ecuación:
Se trata de una sal que presenta hidrólisis básica y la disolución resultante tiene un pH > 8.
c) Si se mezclan 20 mL de NaOH 0,10 M con 25 mL de CH% COOH 0,10 M las cantidades de ambas especies
son:
0,10 mmol CH% COOH
0,10 mmol NaOH
1 mL NaOH 0,10 M
Como existe más ácido que base este caso es el mismo que el propuesto en el apartado a).
d) Si se mezclan 15 mL de NaOH 0,10 M con 25 mL de CH% COOH 0,10 M las cantidades de ambas especies
son:
0,10 mmol CH% COOH
0,10 mmol NaOH
1 mL NaOH 0,10 M
Como existe más ácido que base este caso es el mismo que el propuesto en el apartado a).
e) Falso. Se trata de una disolución de un ácido débil, CH% COOH, que se encuentra parcialmente disociado
Como se observa, la disolución contiene H% O. y la disolución tiene un pH < 7.
8.16. En una reacción ácido-base cuando se alcanza el punto de equivalencia se cumple siempre que:
a) El pH es neutro porque ha reaccionado todo el ácido y toda la base.
b) El número de moles de ácido que han reaccionado es igual al número de moles de base.
c) Los gramos de ácido que han reaccionado es igual a los gramos de base.
d) El número de equivalentes de ácido que han reaccionado es igual al número de equivalentes de base.
e) Los volúmenes de ácido y de base que han reaccionado son iguales.
La ecuación química correspondiente a la reacción de neutralización de un ácido HA con una base BOH es:
HA(aq) + BOH(aq) ® BA(aq) + H! O(l)
a) Falso. En el punto de equivalencia de la valoración anterior solo existe la sal BA. El pH de la disolución
resultante dependerá de si alguno o ambos iones de la sal sufre hidrólisis. El pH solo será neutro cuando
BA sea la sal procedente de ácido fuerte y base fuerte, en cuyo caso los iones B. y A( son, respectiva-
mente, las especies conjugadas de una base y de un ácido fuerte por lo que no tienen ni carácter ácido ni
básico y no se hidrolizan y la disolución resultante tendría pH = 7 ya que los iones H% O. y OH( los sumi-
nistraría el H! O.
b) Falso. En el punto de equivalencia, se cumple que:
equivalentes de HA = equivalentes BOH
solo en el caso de ácidos monopróticos y bases con un solo grupo hidroxilo se cumple que:
moles de HA = moles BOH
c) Falso. En el punto de equivalencia, los gramos de las especies reaccionantes son iguales si coinciden
los pesos equivalentes del ácido y la base.
d) Verdadero. Según se ha justificado en el apartado b).
e) Falso. En el punto de equivalencia, los volúmenes de las disoluciones reaccionantes son iguales si coin-
ciden las concentraciones normales del ácido y la base.
8.17. Cuando se mezclan 50,0 mL de H2 SO4 0,200 M con 35,0 mL de NaOH 0,800 M, el pH de la disolu-
ción resultante es:
a) 13,0
b) 10,8
c) 11,0
d) 9,22
Si se mezclan 35,0 mL de NaOH 0,800 M con 50,0 mL de H! SO2 0,200 M las cantidades de ambas especies
son:
0,200 mmol H! SO2
50,0 mL H! SO2 0,200 M · = 10,0 mmol H! SO2 ⎫
1 mL H! SO2 0,200 M ⎪ 28,0 mmol NaOH
→ = 2,80
0,800 mmol NaOH ⎬ 10,0 mmol H! SO2
35,0 mL NaOH 0,800 M · = 28,0 mmol NaOH ⎪
1 mL NaOH 0,800 M ⎭
La ecuación química ajustada correspondiente a la reacción entre H! SO2 y NaOH es:
H! SO2 (aq) + 2 NaOH(aq) ® Na! SO2 (aq) + 2 H! O(l)
El pH de la disolución resultante lo proporcionan las sustancias presentes al final de la reacción.
El sulfato de sodio formado, Na! SO2 , en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:
Na! SO2 (aq) ® SO!( .
2 (aq) + 2 Na (aq)

y no se hidroliza.
Como ninguno de los iones se hidroliza, el pH de la disolución resultante dependerá de cuál sea el reactivo
sobrante.
La relación molar es mayor que 2, lo que quiere decir que el H! SO2 es el reactivo limitante y que sobra
NaOH que determina el pH de la disolución resultante. Relacionando H! SO2 con NaOH:
2 mmol NaOH
10,0 mmol H! SO2 · = 20,0 mmol NaOH
1 mmol H! SO2
La cantidad de reactivo sobrante es:

28,0 mmol NaOH (inicial) – 20,0 mmol NaOH (gastado) = 8,00 mmol NaOH (exceso)
El NaOH es una base fuerte que se encuentra totalmente disociada en iones de acuerdo con la ecuación:
Considerando los volúmenes aditivos, la concentración final de la disolución de NaOH es:
8,00 mmol NaOH
[OH( ] = [NaOH] = = 0,0941 M
(50,0 + 35,0) mL disolución
pOH = –log (0,0941) = 1,03 ® pH = 14 – 1,03 = 13,0
8.18. Cuando a una determinada cantidad de disolución de ácido acético (etanoico), que contiene 𝒙 mol
de soluto se le añaden 𝒙 mol de NaOH, se obtiene una disolución cuyo pH es:
a) Depende del valor de 𝒙.
b) > 7
c) = 7
d) < 7
e) Independiente del valor de 𝒙.
(O.Q.L. La Rioja 2007) (O.Q.L. Madrid 2018)
La ecuación química correspondiente a la reacción de neutralización entre ácido acético, CH% COOH, e
hidróxido de sodio, NaOH es:
El pH de la disolución lo proporcionan las sustancias presentes al final de la reacción.
Como la reacción es mol a mol y el número de moles de ambas especies reaccionantes es el mismo, al final
solo existe NaCH% COO, una sal procedente de ácido débil y base fuerte que en disolución acuosa se en-
cuentra disociada de acuerdo con la ecuación:
NaCH% COO(aq) + H! O(l) ® Na. (aq) + CH% COO( (aq)
Como se observa, se producen iones OH( , por lo que la disolución resultante tiene pH > 7.
8.19. Calcule el pH de la disolución obtenida al mezclar 250 mL de una disolución de hidróxido de sodio
0,500 M con 300 mL de una disolución de ácido sulfúrico 0,200 M. (Suponga los volúmenes aditivos).
a) pH = 3,30
b) pH = 5,76
c) pH = 11,96
d) pH = 13,24
Si se mezclan 250 mL de NaOH 0,500 M con 300 mL de H! SO2 0,200 M las cantidades de ambas especies
son:
0,500 mmol NaOH
250 mL NaOH 0,500 M · = 125 mmol NaOH ⎫
1 mL NaOH 0,500 M ⎪ 125 mmol NaOH
→ = 2,08
0,200 mmol H! SO2 ⎬ 60,0 mmol H! SO2
300 mL H! SO2 0,200 M · = 60,0 mmol H! SO2 ⎪
1 mL H! SO2 0,200 M ⎭
La ecuación química correspondiente a la reacción de neutralización entre NaOH y H! SO2 es:

El pH de la disolución resultante lo proporcionan las sustancias presentes al final de la reacción.
El sulfato de sodio formado, Na! SO2 , en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:
Na! SO2 (aq) ® SO!( .
2 (aq) + 2 Na (aq)

y no se hidroliza.
Como ninguno de los iones se hidroliza, el pH de la disolución resultante dependerá de cuál sea el reactivo
sobrante.
La relación molar es mayor que 2, lo quiere decir que el limitante es el H! SO2 y que sobra NaOH que
determina el pH de la disolución resultante. Relacionado H! SO2 con NaOH:
2 mmol NaOH
60,0 mmol H! SO2 · = 120 mmol NaOH
1 mmol H! SO2
La cantidad de reactivo sobrante es:
125 mmol NaOH (inicial) – 120 mmol NaOH (consumido) = 5,00 mmol NaOH (exceso)
Considerando los volúmenes aditivos, la concentración molar de la disolución final de NaOH es:
5,00 mmol NaOH
= 9,09·10(% M
El NaOH es una base fuerte que se encuentra totalmente ionizada según la ecuación:
[OH( ] = [NaOH] = 9,09·10(% M
pOH = –log (9,09·10(% ) = 2,04 ® pH = 14,0 – pOH = 14,0 – 2,04 = 12,0
8.20. El bórax es una sal de fórmula Na2 B4 O5 (OH)4 ·10H2 O cuya hidrólisis es alcalina, de acuerdo con
la siguiente reacción:
B4 O5 (OH)2– –
4 + 5 H2 O D 4 H3 BO3 + 2 OH
En la valoración de 5,0 mL de una disolución saturada de bórax se gastan 21,0 mL de HCl 0,20 M a 50 °C.
La solubilidad del bórax a dicha temperatura es:
a) 0,001 M
b) 0,004 M
c) 0,21 M
d) 0,84 M
e) 0,42 M
El HCl neutraliza OH( procedentes de la hidrólisis del bórax de acuerdo con la siguiente ecuación quí-
mica:
2 HCl(aq) + 2 OH( (aq) + 2 Na. (aq) ® 2 NaCl(aq) + 2 H! O(l)
Relacionando HCl con OH( :
0,20 mmol HCl 2 mmol OH(

21,0 mL HCl 0,20 M · · = 4,2 mmol OH(
La concentración de la disolución de bórax proporciona el valor de su solubilidad a 50 °C:
4,2 mmol OH( 1 mmol B2 O$ (OH)!(
2 1 mmol Na! B2 O$ (OH)2 · 10H! O
· · = 0,42 M
5,0 mL bórax 2 mmol OH ( 1 mmol B2 O$ (OH)!(2
8.21. Cuando se valora una base débil (por ejemplo NH3 ) con un ácido fuerte (por ejemplo, HCl):
a) El pH del punto de equivalencia es 7.
b) El volumen de ácido necesario para neutralizar la base es menor que si la base fuera fuerte.
c) La cantidad de valorante necesaria para alcanzar el punto de equivalencia es independiente de la
fuerza de la base.
d) El volumen de ácido necesario para neutralizar la base es mayor que si la base fuera fuerte.
La ecuación química ajustada correspondiente a la valoración de NH% con HCl es:

a) Falso. Si, por ejemplo, se valoran 10 mL de NH% 0,10 M con 10 mL de HCl 0,10 M, la cantidad de cada
especie es:
0,10 mmol NH%
10 mL NH% 0,10 M · = 1,0 mmol NH%
1 mL NH% 0,10 M
0,10 mmol HCl
10 mL HCl 0,10 M · = 1,0 mmol HCl
1 mL HCl 0,10 M
Como la reacción es mol a mol, en el punto de equivalencia solo existe 1,0 mmol de NH2 Cl formado.
Como se observa, se producen iones H% O. por lo que la disolución es ácida y su pH < 7.
c) Verdadero. En el caso de reemplazar la base débil (NH% ) por una base fuerte (NaOH) la ecuación quí-
mica ajustada correspondiente a la valoración es:
NaOH(aq) + HCl(aq) ® NaCl(aq) + H! O(l)
Cuando se valoran 10 mL de NaOH 0,10 M con HCl 0,10 M, la cantidad de este consumida es:
0,10 mmol NaOH 1 mmol HCl
10 mL NaOH 0,10 M · · = 1,0 mmol HCl
Como se observa comparando con el apartado anterior, la cantidad de valorante consumida es indepen-
diente de la fuerza de la base.
b-d) Falso. Como se ha demostrado en el apartado anterior.

8.22. El pH aproximado que resulta de mezclar 40 mL de una disolución de NaOH 0,10 M con 40 mL de
otra disolución de HCl 0,30 M es:
a) 1,0
b) 2,6
c) 7,0
d) 1,5
Si se mezclan 40 mL de NaOH 0,10 M con 40 mL de HCl 0,10 M las cantidades de ambas especies son:
0,10 mmol NaOH
40 mL NaOH 0,10 M · = 4,0 mmol NaOH⎫
1 mL NaOH 0,10 M ⎪ 12 mmol HCl
→ = 3,0
0,30 mmol HCl ⎬ 4,0 mmol NaOH
40 mL HCl 0,30 M · = 12 mmol HCl ⎪
1 mL HCl 0,30 M ⎭
La ecuación química correspondiente a la reacción de neutralización entre NaOH y HCl es:
HCl (aq) + NaOH(aq) ® NaCl(aq) + H! O(l)
El NaCl es una sal procedente de ácido fuerte y base fuerte que en disolución acuosa se encuentra diso-
ciada de cuerdo con la siguiente ecuación:
se hidrolizan.
Como ninguno de los iones se hidroliza el pH de la disolución resultante dependerá de cuál sea el reactivo
sobrante.
La relación molar es mayor que 1, lo que quiere decir que el limitante es el NaOH y que sobra HCl. Rela-
cionado NaOH con HCl:
1 mmol HCl
4,0 mmol NaOH · = 4,0 mmol HCl
1 mmol NaOH
Haciendo un balance de materia para el HCl:
12 mmol HCl (inicial) – 4,0 mmol HCl (consumido) = 8,0 mmol HCl (exceso)
Considerando volúmenes aditivos, la concentración molar de la disolución final de HCl es:
8,0 mmol HCl
= 0,10 M
El HCl es un ácido fuerte que se encuentra totalmente ionizado según la ecuación:
HCl(aq) + H! O(l) ® H% O. (aq) + Cl( (aq)
Los valores de [H% O. ] y el pH son, respectivamente:
[H% O. ] = [HCl] = 0,10 M ® pH = –log (0,10) = 1,0
8.23. El pH resultante al añadir 140 cm3 de disolución de NaOH 0,100 M a 100 mL de HCl 0,100 M es:
a) 12,2
b) 7
c) 1,8
d) 0,1
e) 12,8
(O.Q.L. Asturias 2010) (O.Q.L. Cantabria 2018)
Si se mezclan 140 mL de NaOH 0,100 M con 100 mL de HCl 0,100 M las cantidades de ambas especies
son:
0,100 mmol NaOH

1 mL NaOH 0,100 M ⎪ 14,0 mmol NaOH
→ = 1,40
0,100 mmol HCl ⎬ 10,0 mmol HCl
100 mL HCl 0,100 M · = 10,0 mmol HCl ⎪
1 mL HCl 0,100 M ⎭
se hidrolizan, por lo que el pH de la disolución resultante dependerá de cuál sea el reactivo sobrante.
Como la relación molar es mayor que 1 quiere decir que el limitante es el HCl y que sobra NaOH. Relacio-
nando HCl con NaOH:
1 mmol NaOH
10 mmol HCl · = 10 mmol NaOH
1 mmol HCl
Realizando un balance de materia de NaOH:
14,0 mmol NaOH (inicial) – 10,0 mmol NaOH (consumido) = 4,00 mmol NaOH (exceso)
Considerando volúmenes aditivos la concentración molar de la disolución final de NaOH es:
4,00 mmol NaOH
= 0,0167 M
El NaOH es una base fuerte que en disolución acuosa se encuentra totalmente ionizada según la ecuación:
[OH( ] = [NaOH] = 0,0167 M
pOH = –log (0,0167) = 1,78 ® pH = 14,0 – 1,78 = 12,2
(Cuestión similar a la propuesta en Madrid 2009 y en Cantabria 2018 los datos son diferentes).
8.24. Al valorar ácido fluorhídrico 0,100 M (K a = 6,31·10–4 ) con NaOH 0,100 M, el pH en el punto de
equivalencia es:
a) 12,10
b) 3,20
c) 7,94
d) 5,93
e) Depende del indicador utilizado.
(O.Q.N. Valencia 2011) (O.Q.L. Galicia 2013)
La ecuación química correspondiente a la reacción de neutralización entre HF y NaOH es:

HF(aq) + NaOH(aq) ® NaF(aq) + H! O(l)
Como las concentraciones de ambos reactivos son iguales, para llegar al punto de equivalencia se consu-
men volúmenes iguales, por lo que se obtiene una disolución de NaF cuya concentración es la mitad de
las disoluciones iniciales.

La expresión de la constante de basicidad (hidrólisis) del ion fluoruro es:
[HF] [OH( ] 𝐾§ 1,00·10()2
𝐾„ = donde 𝐾„ = = = 1,58·10())
[F ( ] 𝐾9 6,31·10(2
[HF] = [OH( ] y [F-] = 𝑐 − [OH( ]
Como se cumple que:
𝑐
𝐾„
[OH( ]!
𝐾„ =
𝑐
El valor de [OH( ] que se obtiene a partir de los datos propuestos es:
[OH( ]!
1,58·10()) = → [OH( ] = 8,89·10(E M
0,0500
pOH = –log (8,89·10(E ) = 6,05 ® pH = 14 – 6,05 = 7,95
8.25. Al mezclar 100 g de carbonato de calcio con 1,0 L de disolución de ácido clorhídrico 4,0 M y dejar
reaccionar, el líquido resultante será:
a) Ácido
b) Básico
c) Neutro
d) Anfótero
(O.Q.L. Murcia 2011) (O.Q.L. Sevilla 2018)
La ecuación química ajustada correspondiente a la reacción entre CaCO% y HCl es:

2 HCl(aq) + CaCO% (aq) ® 2 CaCl! (aq) + CO! (g) + H! O(l)
Las cantidades de ambos reactivos son:
1 mol CaCO%
100 g CaCO% · = 1,00 mol CaCO% ⎫
100,1 g CaCO% ⎪ 4,0 mol HCl
→ = 4,0
4,0 mol HCl ⎬ 1,00 mol CaCO%
1 L HCl 4,0 M · = 4,0 mol HCl⎪
1 L HCl 4,0 M ⎭
Como la relación molar obtenida es mayor que 2 quiere decir que el limitante es el CaCO% que determina
las cantidades de HCl sobrante y CaCl! formado.
§ El CaCl! , una sal procedente de ácido fuerte y base fuerte que en disolución acuosa se encuentra en
forma de iones:
CaCl! (aq) ® Ca!. (aq) + 2 Cl( (aq)
Los iones Ca!. y Cl( son, respectivamente, las especies conjugadas de una base y de un ácido fuerte y no
se hidrolizan, por lo que esta sustancia no afecta al pH de la disolución resultante.
§ El HCl es un ácido fuerte que en disolución acuosa se encuentra totalmente ionizado de acuerdo con la
ecuación:
La presencia de iones H% O. indica que la disolución resultante es ácida.
8.26. Calcule el pH cuando se mezclan 250 mL de una disolución de HCl 0,500 M con 250 mL de otra
disolución de NaOH 1,00 M.
a) 6
b) 9
c) 13
d) 7
0,500 mmol HCl
250 mL HCl 0,500 M · = 125 mmol HCl ⎫
1 mL HCl 0,500 M ⎪ 125 mmol HCl
→ = 0,500
1,00 mmol NaOH ⎬ 250 mmol NaOH
250 mL NaOH 1,00 M · = 250 mmol NaOH⎪
1 mL NaOH 1,00 M ⎭
La ecuación química ajustada correspondiente a la reacción entre HCl y NaOH es:
Como la relación molar es menor que 1 quiere decir que el limitante es el HCl y que sobra NaOH. Relacio-
nando HCl con NaOH:
1 mmol NaOH
1 mmol HCl
250 mmol NaOH (inicial) – 125 mmol NaOH (consumido) = 125 mmol NaOH (exceso)
Considerando volúmenes aditivos, la concentración de la disolución resultante es:
125 mmol NaOH
[NaOH] = = 0,250 M
(250 + 250) mL
El NaOH es una base fuerte que en disolución acuosa se encuentra totalmente ionizada de acuerdo con la
ecuación:
De acuerdo con el balance de materia, [NaOH] = [OH( ] = 0,250 M
pOH = –log (0,250) = 0,600 ® pH = 14 – pOH = 14,0 – 0,600 = 13,4
8.27. ¿Cuál de los siguientes indicadores ácido-base es el más adecuado para detectar el punto final de
la valoración de 25 mL de NaOH 0,5 M con HCl 0,5 M?
a) Rojo de metilo (pK in ) = 5,2
b) Azul de bromofenol (pK in ) = 3,8
c) Rojo de cresol (pK in ) = 8
d) Fenolftaleína (pK in ) = 9,2
disolución.
se hidrolizan, por lo que la disolución resultante es neutra (pH = 7) ya que los iones H% O. y OH( presen-
tes en la misma proceden del H! O.
Los indicadores, rojo de cresol (p𝐾•M = 8) o fenoltaleína (p𝐾•M = 9,2), son los que tienen un p𝐾Aj más
cercano al pH del punto de equivalencia de la volumetría por lo que serán los más apropiados para esta
valoración.
Las respuestas correctas son c y d.
8.28. En dos vasos A y B se tienen dos disoluciones de la misma concentración. El vaso A contiene 25 mL
de una disolución de hidróxido de sodio y el vaso B, 25 mL de una disolución de amoniaco. Las dos
disoluciones se valoran con la misma disolución de ácido clorhídrico. Indique la respuesta correcta:
a) Las dos disoluciones tienen el mismo pH inicial.
b) Las dos disoluciones necesitan el mismo volumen de ácido clorhídrico para su valoración.
c) En el punto de equivalencia de ambas valoraciones el pH de la valoración es 7.
d) En las dos disoluciones se cumple que en el punto de equivalencia, [H3 O+ ] = [OH– ].
a) Falso. El NaOH es una base fuerte que en disolución acuosa se encuentra totalmente ionizada y pro-
porciona un valor de [H% O. ] muy bajo por lo que su pH será elevado.
§ El NH2 OH es una base débil que en disolución acuosa se encuentra parcialmente ionizada y proporciona
un valor de [H% O. ] no tan bajo como el de la disolución NaOH por lo su pH no será tan elevado como el
de esta.
b) Verdadero. Las ecuaciones químicas correspondientes a las reacciones de neutralización de las dos bases
propuestas con HCl son, respectivamente:
Suponiendo que todas las disoluciones son 1,0 M, el volumen necesario de disolución de HCl para neutra-
lizar ambas disoluciones alcalinas es el mismo:
1 mmol NaOH 1 mmol HCl 1 mL HCl 1,0 M
25 mL NaOH 1,0 M · · · = 25 mL HCl 1,0 M
1 mL NaOH 1,0 M 1 mmol NaOH 1,0 mmol HCl
1 mmol NH% 1 mmol HCl 1 mL HCl 1,0 M
25 mL NH% 1,0 M · · · = 25 mL HCl 1,0 M
1 mL NH% 1,0 M 1 mmol NH% 1,0 mmol HCl
c) Falso. En el punto de equivalencia de la valoración de NaOH solo hay NaCl, sal de ácido fuerte y base
fuerte que no sufre hidrólisis. El NaCl, una sal procedente de ácido fuerte y base fuerte. En disolución
acuosa se encuentra en forma de iones:
se hidrolizan, por lo que la disolución resultante es neutra (pH = 7) ya que los iones H% O. y OH( presen-
tes en la misma proceden del H! O.
§ En el punto de equivalencia de la valoración de NH% solo hay NH2 Cl, sal de ácido fuerte y base débil que
en disolución acuosa se encuentra disociada según la ecuación:
d) Falso. Respecto a las sustancias que reaccionan, en el punto de equivalencia, se cumple que:
moles de HCl = moles NaOH = moles de NH%
Sin embargo, como se ha demostrado en los apartados b) y c), que cuando:
§ reaccionan HCl y NaOH se llega a una disolución con [H% O. ] = [OH( ]
§ reaccionan HCl y NH% se llega a una disolución con [H% O. ] > [OH( ]
8.29. Al realizar una valoración de un ácido fuerte sobre una base débil:
a) El pH en el punto de equivalencia es siete.
b) El pH en el punto de equivalencia es menor que siete.
c) En el punto de equivalencia hay una sal (disociada) que sufre una hidrólisis básica.
d) Una vez superado el punto de equivalencia, si se añade más ácido se forma una disolución reguladora.
Sea por ejemplo, el caso de la valoración de HCl (ácido fuerte) con NH% (base débil). La ecuación química
ajustada correspondiente a la reacción es:
En el punto de equivalencia solo hay cloruro de amonio, NH2 Cl, que en disolución acuosa se encuentra
disociado según la ecuación:
Como se observa, se producen iones H% O. , por lo que se trata de una hidrólisis es ácida y la disolución
resultante tiene pH < 7.
Superado el punto de equivalencia se tiene una mezcla de HCl y NH2 Cl que no se comporta como una
disolución reguladora ya que el HCl es un ácido fuerte.
8.30. El pH de la disolución resultante de mezclar volúmenes iguales de una disolución de ácido clorhí-
drico 0,01 M y una disolución de hidróxido de sodio 0,02 M es:
a) pH > 7
b) pH < 7
c) pH = 7
d) No se puede saber si no se conocen los volúmenes.

HCl (aq) + NaOH(aq) ® NaCl(aq) + H! O(l)
El NaCl en disolución acuosa se encuentra totalmente disociado de acuerdo con la siguiente ecuación:
Las cantidades de ambas especies son:
0,02 mmol NaOH
𝑉 mL NaOH 0,02 M · = 0,02 𝑉 mmol NaOH ⎫
1 mL NaOH 0,02 M ⎪ 0,02 𝑉 mmol NaOH
→ = 2
0,0,1 mmol HCl ⎬ 0,01 𝑉 mmol HCl
𝑉 mL HCl 0,01 M · = 0,01 𝑉 mmol HCl⎪
1 mL HCl 0,01 M ⎭
Como la relación molar es mayor que 2, quiere decir que el limitante es el HCl y que sobra NaOH.
Como se observa, la disolución contiene OH( por lo que la disolución tiene pH > 7.
8.31. Una de las proposiciones que se hacen sobre el punto de equivalencia de una volumetría de un
ácido débil, HA, con NaOH es incorrecta:
a) El número de moles de OH– añadidos es igual al número de moles de HA inicialmente presente en la
disolución.
b) Un indicador adecuadamente elegido para la titulación cambia de color.
c) El pH depende de cuál sea la sustancia que se forme en la reacción.
d) En una neutralización el pH siempre es 7.
e) El pH depende de la fortaleza del ácido HA utilizado.
La ecuación química ajustada correspondiente a la reacción es:

HA(aq) + NaOH(aq) ® NaA(aq) + H! O(l)
a) Correcta. Respecto a las sustancias que reaccionan, en el punto de equivalencia, se cumple que:
moles de HA = moles NaOH = moles de OH(
b) Correcta. Si el pH del punto de equivalencia de la volumetría cae dentro de la zona de viraje del indi-
cador, este cambia de color cuando se alcanza dicho punto.
c) Correcta. El pH del punto de equivalencia de la volumetría lo proporciona la sustancia que se haya
formado en la reacción. En este caso se forma la sal NaA, una sal procedente de ácido débil y base fuerte.
De los dos iones que forman la sal:

d) Incorrecta. Según se ha visto en el apartado anterior. Para que el pH fuera 7 la sal formada debería
proceder de ácido fuerte y base fuerte, ya que ni el anión procedente del ácido, ni el catión procedente de
la base se hidrolizan y el pH lo proporciona el H! O.
e) Correcta. Según se ha justificado en los apartados anteriores.
8.32. Un matraz A contiene 100 mL de una disolución de ácido clorhídrico, HCl, 0,1 M, y otro matraz B
contiene 100 mL de una disolución de ácido acético, CH3 COOH, 0,1 M. Ambas disoluciones se valoran con
hidróxido de sodio, NaOH, 0,1 M. ¿Cuál de las propuestas es verdadera?
a) Ambas disoluciones tienen el mismo pH inicial.
b) Ambas disoluciones necesitan el mismo volumen de disolución de sosa para su valoración.
c) Ambas disoluciones tienen el mismo pH en el punto de equivalencia.
d) En el punto de equivalencia se cumple que [H3 O+ ] = [OH– ].
e) Todas son falsas.
(O.Q.N. Alicante 2013) (O.Q.L. Jaén 2016) (O.Q.L. Granada 2019)
a) Falso. El HCl es un ácido fuerte que en disolución acuosa se encuentra totalmente ionizado y la disolu-
ción tiene un valor de [H% O. ] muy alto por lo que su pH será muy bajo.
El CH% COOH es un ácido débil que en disolución acuosa se encuentra parcialmente ionizado y y la diso-
lución tiene un valor de [H% O. ] menor que el del HCl por lo que su pH no será tan bajo como el de este.
b) Verdadero. Las ecuaciones químicas correspondientes a las reacciones de neutralización de los dos ácidos
con NaOH son, respectivamente:
Como todas las disoluciones son 0,1 M, el volumen necesario de disolución de NaOH para neutralizar
ambas disoluciones es:
0,1 mmol HCl 1 mmol NaOH 1 mL NaOH 0,1 M
100 mL HCl 0,1 M · · · = 100 mL NaOH 0,1 M
1 mL HCl 0,1 M 1 mmol HCl 0,1 mmol NaOH
0,1 mmol AcH 1 mmol NaOH 1 mL NaOH 0,1 M
100 mL AcH 0,1 M · · · = 100 mL NaOH 0,1 M
1 mL AcH 0,1 M 1 mmol AcH 0,1 mmol NaOH
Como se observa, en ambas valoraciones se gasta el mismo volumen de NaOH 0,1 M.
c) Falso. En el punto de equivalencia de la valoración de NaOH solo hay NaCl. El cloruro de sodio en diso-
lución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:
se hidrolizan por lo que la disolución resultante es neutra ya que los iones H% O. y OH( los proporciona
el H! O y el pH de la misma es 7.
§ En el punto de equivalencia de la valoración de CH% COOH solo hay NaCH% COO que en disolución acuosa
se encuentra disociado según la ecuación:
El ion CH% COO( es la base conjugada del ácido débil CH% COOH y se hidroliza según la ecuación:

d) Falso. Respecto a las sustancias reaccionantes, en el punto de equivalencia, se cumple que:
moles de HCl = moles de CH% COOH = moles NaOH
Sin embargo, como se ha demostrado en el apartado anterior, en el caso en el que:
§ reaccionan HCl y NaOH se llega a una disolución con [H% O. ] = [OH( ]
§ reaccionan CH% COOH y NaOH se llega a una disolución con [H% O. ] < [OH( ]
(Cuestión similar a la propuesta en Asturias 2012 y en Granada 2019 se cambian los ácidos y la base).
8.33. Al valorar amoniaco 0,100 M (K b = 10–4,75 ) con HCl 0,100 M, el pH en el punto de equivalencia de
la mezcla es:
a) 6,35
b) 5,29
c) 7,00
d) 4,13
e) 9,25
La ecuación química correspondiente a la reacción de neutralización entre HCl y NH% es:

Como las concentraciones de ambos reactivos son iguales, para llegar al punto de equivalencia se consu-
men volúmenes iguales, por lo que se obtiene una disolución de NH2 Cl cuya concentración es la mitad de
las disoluciones iniciales.
[NH% ] [H% O. ] 𝐾§ 1,0·10()2
𝐾9 = donde 𝐾9 = = = 10(•,!$
[NH2. ] 𝐾„ 10(2,E$
[NH% ] = [H% O. ] y [NH2. ] = 𝑐 − [H% O. ]
Como se cumple que:
𝑐
𝐾a
[H% O. ]!
𝐾a =
𝑐
El valor de [H% O. ] que se obtiene a partir de los datos propuestos es:
[H% O. ]!
10(•,!$ = → [H% O. ] = 5,30·10(1 M
0,0500
pH = –log (5,30·10(1 ) = 5,29
8.34. La siguiente curva de valoración puede corresponder a una valoración

usando:
Valorado Agente valorante
a) CH3 COOH(aq) KOH(aq)
b) HNO3 (aq) NaOH(aq)
c) NH3 (aq) HCl(aq)
d) NaOH(aq) HNO3 (aq)
Como se observa en la gráfica propuesta, el pH inicial, antes de añadir agente valorante, es mayor que 7,
lo cual quiere decir que el valorado es una sustancia con carácter básico. Esto descarta a las dos primeras
volumetrías y quedan como valorados NH% y NaOH.
El pH correspondiente al punto de equivalencia es menor que 7, lo cual quiere decir que la sustancia
formada en la reacción de neutralización tiene carácter ácido.
Las ecuaciones químicas correspondientes a las reacciones de neutralización de las dos volumetrías res-
tantes son, respectivamente:
NaOH(aq) + HNO% (aq) ® NaNO% (aq) + H! O(l)
Las posibles sustancias presentes en el punto de equivalencia de la volumetría son nitrato de sodio,
NaNO% , y cloruro de amonio, NH2 Cl.
§ El nitrato de sodio, NaNO% , en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:
NaNO% (aq) ® NO( .
% (aq) + Na (aq)
Los iones Na. y NO( % son, respectivamente, las especies conjugadas de una base y de un ácido fuerte y no
se hidrolizan, por lo que la disolución resultante es neutra ya que los iones H% O. y OH( los proporciona
el H! O y el pH de la disolución es 7.
Como se observa, se producen iones H% O. por lo que la disolución resultante tiene pH < 7.
De acuerdo con todo lo expuesto, el agente valorante es HCl y el reactivo valorado es NH% .

8.35. El indicador más apropiado:

Indicador medio ácido intervalo medio básico
rojo de metilo rojo 4,2 – 6,2 amarillo
rojo de fenol amarillo 6,6 – 8,0 rojo
azul de timol amarillo 8,0 – 9,6 azul
para determinar el punto de equivalencia en la valoración de amoniaco (K b = 1,8·10–5 ) con ácido clorhí-
drico es:
a) Rojo de metilo
b) Rojo de fenol
c) Azul de timol
d) Cualquiera de los anteriores.
disolución.
§ El indicador rojo de metilo, con cambio de color a pH = 5,1; será apropiado para una valoración en la
que en el punto final exista una sustancia que haga que la disolución tenga pH ácido.
§ El indicador rojo de fenol, con cambio de color a pH = 7,3; será apropiado para una valoración en la que
en el punto final exista una sustancia que haga que la disolución tenga pH neutro.
§ El indicador azul de timol, con cambio de color a pH = 8,8; será apropiado para una valoración en la que
en el punto final exista una sustancia que haga que la disolución tenga pH básico.
La ecuación química ajustada correspondiente a la reacción entre HCl y NH% es:
Como se observa, se producen iones H% O. , por lo que la disolución resultante tiene pH < 7. Este valor del
pH determina que el indicador apropiado para visualizar el punto final de esta valoración sea el rojo de
metilo.
8.36. Si se mezclan 300 mL de HCl 0,500 M con 50,0 mL de NaOH 4,00 M, ¿el pH de la disolución resul-
tante será?
a) Ácido
b) Básico
c) Neutro
d) Cero
Si se mezclan 50,0 mL de NaOH 4,00 M con 300 mL de HCl 0,500 M las cantidades de ambas especies son:
4,00 mmol NaOH
50,0 mL NaOH 4,00 M · = 200 mmol NaOH⎫
1 mL NaOH 4,00 M ⎪ 200 mmol NaOH
→ = 1,33
0,500 mmol HCl ⎬ 150 mmol HCl
300 mL HCl 0,500 M · = 150 mmol HCl ⎪
1 mL HCl 0,500 M ⎭

nando HCl con NaOH:
1 mmol NaOH
1 mmol HCl
200 mmol NaOH (inicial) – 150 mmol NaOH (consumido) = 50,0 mmol NaOH (exceso)
50,0 mmol NaOH
[NaOH] = = 0,143 M
(50,0 + 300) mL disolución
pOH = –log (0,143) = 0,845 ® pH = 14 – pOH = 14,0 – 0,854 = 13,2
Como se observa, la disolución resultante tiene pH básico.
(Cuestión es similar a la propuesta en Madrid 2012).
8.37. Indique cuál de las afirmaciones es correcta:

a) El pH final de la disolución obtenida al mezclar 25 mL de CH3 COOH 0,10 M y 25 mL de NaOH 0,10 M
será neutro.
b) El pH final de la disolución obtenida al mezclar 25 mL de HCl 0,10 M y 25 mL de NaOH 0,10 M será
ácido.
c) El pH final de la disolución obtenida al mezclar 25 mL de NaCl 0,10 M y 25 mL de NaCH3 COO 0,10 M
será básico.
d) El pH final de la disolución obtenida al mezclar 25 mL de HCl 0,10 M y 25 mL de NH3 0,10 M será
básico.
Cuando se mezclan sustancias, el pH de la disolución resultante lo proporcionan las sustancias presentes

al final de la reacción.
a) Incorrecto. La ecuación química ajustada correspondiente a la reacción entre CH% COOH y NaOH es:
Si se mezclan 25 mL de NaOH 0,10 M con 25 mL de CH% COOH 0,10 M las cantidades de ambas especies
son:
0,10 mmol CH% COOH
0,10 mmol NaOH

1 mL NaOH 0,10 M
cantidades estequiométricas que reaccionan completamente. Al final de la reacción solo quedan 2,5 mmol
de NaCH% COO formado. Esta sustancia en disolución acuosa se encuentra disociada según la ecuación:
b) Incorrecto. La ecuación química ajustada correspondiente a la reacción entre HCl y NaOH es:
0,10 mmol HCl
25 mL HCl 0,10 M · = 2,5 mmol HCl
1 mL HCl 0,10 M
0,10 mmol NaOH
1 mL NaOH 0,10 M
de NaCl formado. Esta sustancia en disolución acuosa se encuentra disociada según la ecuación:
se hidrolizan por lo que la disolución resultante es neutra ya que los iones H% O. y OH( los proporciona
el H! O.
c) Correcto. Como no se produce reacción química entre NaCH% COO y NaCl y, según se ha visto en los
apartados anteriores, el NaCl no afecta al pH de la disolución, mientras que el NaCH% COO es una sal que
presenta hidrólisis básica y la disolución resultante es básica.
d) Incorrecto. La ecuación química ajustada correspondiente a la reacción entre NH% y HCl es:
Si se mezclan 25 mL de NH% 0,10 M con 25 mL de HCl 0,10 M las cantidades de ambas especies son:
0,10 mmol HCl
25 mL HCl 0,10 M · = 2,5 mmol HCl
1 mL HCl 0,10 M
0,10 mmol NH%
25 mL NH% 0,10 M · = 2,5 mmol NH%
1 mL NH% 0,10 M
de NH2 Cl formado. Esta sustancia en disolución acuosa se encuentra disociada según la ecuación:

8.38. ¿Cuál es el pH de la disolución formada al mezclar 25,0 mL de HCl 0,100 M y 35,0 mL de NaOH
0,250 M?
a) 9,82
b) 2,20
c) 4,18
d) 11,8
e) 13,54
Si se mezclan 35,0 mL de NaOH 0,250 M con 25,0 mL de HCl 0,100 M las cantidades de ambas especies
son:
0,250 mmol NaOH
35,0 mL NaOH 0,250 M · = 8,75 mmol NaOH⎫
→ = 3,5
25,0 mL HCl 0,100 M · = 2,50 mmol HCl ⎪
1 mL HCl 0,100 M ⎭
nando HCl con NaOH:
1 mmol NaOH
2,50 mmol HCl · = 2,50 mmol NaOH
1 mmol HCl
6,25 mmol NaOH
[NaOH] = = 0,104 M
El pOH y pH de la disolución resultante son, respectivamente:
pOH = –log (0,104) = 0,983 ® pH = 14 – pOH = 14,0 – 0,983 = 13,02

8.39. Una disolución 0,052 M de ácido benzoico, C6 H5 COOH (K a = 6,3·10–5 ), se valora con una base
fuerte. ¿Cuál es la [H3 O+ ] de la disolución cuando se está a medio camino del punto de equivalencia?
a) 6,3·10–𝟓 M
b) 1,8·10–𝟑 M
c) 7,9·10–𝟑 M
d) 2,6·10–𝟐 M
La ecuación química ajustada correspondiente a la reación de neutralización del ácido benzoico,

C1 H$ COOH, con una base fuerte como el hidróxido de sodio, NaOH es:
C1 H$ COOH(aq) + NaOH(aq) ® NaC1 H$ COO(aq) + H! O(l)
A mitad de camino del punto de equivalencia se cumple que:
[C1 H$ COOH] = [NaC1 H$ COO] = [C1 H$ COO( ]
con lo que se tiene una disolución reguladora formada por una mezcla equimolar de C1 H$ COOH y
NaC1 H$ COO. La ecuación química correspondiente a dicho equilibrio es:
[C1 H$ COO( ] [H% O. ] [C1 H$ COO( ]
𝐾9 = = [H% O. ] ·
El valor de [H% O. ] que se obtiene a partir de los datos propuestos es:
[H% O. ] = 𝐾9 = 6,3·10($ M
8.40. La siguiente curva de valoración representa:

a) La valoración de NaOH con HCl.
b) La valoración de HCl con NaOH.
c) La valoración de HAc con NaOH.
d) La valoración de HCl con NH3 .
a) Falso. Se descarta la valoración de NaOH con HCl, ya que por tratarse de una base fuerte la curva co-
menzaría a un pH ≈ 12.
c) Falso. Se descarta la valoración de HAc con NaOH, ya que por tratarse de un ácido débil la curva co-
menzaría a un pH ≈ 3.
d) Falso. La ecuación química ajustada correspondiente a la reacción entre HCl y NH% es:
En el punto de equivalencia solo está presente el cloruro de amonio formado, NH2 Cl, una sal procedente
de ácido fuerte y base débil que en disolución acuosa se encuentra disociada según la ecuación:

Como se observa, se producen iones H% O. por lo que se descarta esta valoración, ya que en el punto de
equivalencia la disolución resultante tendría pH < 7.
8.41. ¿Cuál de las siguientes gráficas podría ser la mejor para representar el cambio producido en la
valoración de una disolución de hidróxido de bario 0,10 M con una disolución de ácido sulfúrico 0,10 M?

La ecuación química ajustada correspondiente a la reacción entre hidróxido de bario, Ba(OH)! , y ácido
sulfúrico, H! SO2 es:
Ba(OH)! (aq) + H! SO2 (aq) D BaSO2 (s) + 2 H! O(l)
Como el sulfato de bario que se forma en la valoración es un sólido insoluble, conforme avanza la neutra-
lización del Ba(OH)! el número de iones en disolución disminuye, lo que hace que también disminuya la
conductividad de la misma hasta alcanzar un mínimo en el punto de equivalencia, aumentando a partir
de ese punto debido al presencia de iones sulfato y protones procedentes del ácido sulfúrico en exceso,
tal como muestra la figura c.
8.42. La fenolftaleína es un indicador ácido-base que, en disolución acuosa, es incoloro a pH ≤ 8 y rojo

a pH ≥ 9,8. Indique en cuál de las siguientes disoluciones la fenolftaleína presentará color rojo:
a) 1 mL de disolución 0,1 M de NH3
b) 1 mL de disolución 0,1 M de NH3 + 1 mL de disolución 0,1 M de HCl
c) 1 mL de disolución 10–5 M de HCl
d) 1 mL de disolución 0,1 M de HCl + 1 mL de disolución 0,1 M de NaOH
La fenolftaleína presentará color rojo cuando el medio en el que se encuentre haya presencia de iones
OH( en cantidad suficiente de forma que la disolución tenga pH ≥ 9,8.
a) Verdadero. La ecuación química correspondiente a la ionización del NH% en disolución acuosa es:
Como se observa, se producen iones OH( por lo que la disolución resultante tiene pH ≥ 9,8 y hace que la
fenolftaleína presente color rojo.
b) Falso. La ecuación química ajustada correspondiente a la reacción entre HCl y NH% es:
Las cantidades de las especies reaccionantes son:
0,1 mmol HCl
1 mL HCl 0,1 M
0,1 mmol NH%

1 mL NH% 0,1 M · = 0,1 mmol NH%
1 mL NH% 0,1 M
cantidades estequiométricas que reaccionan completamente. Al final de la reacción solo hay 0,1 mmol de
NH2 Cl formado. Esta sustancia en disolución acuosa se encuentra ionizada según la ecuación:
Como se observa, se producen iones H% O. por lo que la disolución resultante tiene pH ≤ 8 lo y hace que
la fenolftaleína sea incolora.
c) Falso. La ecuación química correspondiente a la ionización del HCl en disolución acuosa es:
HCl(aq) + H! O(l) ® H% O. (aq) + Cl( (aq)
Como se observa, se producen iones H% O. , por lo que la disolución resultante tiene pH ≤ 8 lo y hace que
la fenolftaleína sea incolora.
d) Falso. La ecuación química ajustada correspondiente a la reacción entre HCl y NH% es:
Las cantidades de las especies reaccionantes son:
0,1 mmol HCl
1 mL HCl 0,1 M
0,1 mmol NaOH
1 mL NaOH 0,1 M
cantidades estequiométricas que reaccionan completamente. Al final de la reacción solo hay 0,1 mmol de
NaCl formado. Esta sustancia en disolución acuosa se encuentra ionizada según la ecuación:
se hidrolizan. Los únicos iones H% O. son los procedentes del H! O, por lo que la disolución resultante
tiene pH = 7 y hace que la fenolftaleína sea incolora.
8.43. El naranja de metilo es un indicador ácido-base que en medio ácido tiene color rojo y toma color
anaranjado en medio alcalino. La disolución acuosa de sólo una de las siguientes sales: NH4 Br, CsCl, NaCN
y KI, provocará que el naranja de metilo tome el color anaranjado.
a) NH4 Br
b) CsCl
c) NaCN
d) KI
El naranja de metilo presentará color anaranjado cuando el medio en el que se encuentre cumpla la con-
dición de que [OH( ] > [H% O. ].
a) El NH2 Br es una sustancia en disolución acuosa se encuentra ionizada según la ecuación:

Como se observa, se producen iones H% O. por lo que la disolución resultante tiene pH < 7 y hace que el
naranja de metilo presente color rojo.
b) El CsCl es una sustancia en disolución acuosa se encuentra ionizada según la ecuación:
CsCl(aq) ® Cl( (aq) + Cs. (aq)
§ Los iones Cs. y Cl( son, respectivamente, las especies conjugadas de una base y de un ácido fuerte y no
se hidrolizan.
Los únicos iones H% O. son los procedentes del H! O, por lo que la disolución resultante tiene pH = 7 y
hace que el naranja de metilo presente color rojo.
c) El NaCN es una sustancia en disolución acuosa se encuentra ionizada según la ecuación:
NaCN(aq) ® Na. (aq) + CN( (aq)
Como se observa, se producen iones OH( por lo que la disolución resultante tiene pH > 7 y hace que el
naranja de metilo presente color anaranjado.
d) El KI es una sustancia en disolución acuosa se encuentra ionizada según la ecuación:
KI(aq) ® I ( (aq) + K . (aq)
§ Los iones K . y I ( son, respectivamente, las especies conjugadas de una base y de un ácido fuerte y no
se hidrolizan. Los únicos iones H% O. son los procedentes del H! O, por lo que la disolución resultante
tiene pH = 7 y hace que el naranja de metilo presente color rojo.
8.44. Un volumen de 20 mL de una disolución de etilamina, CH3 CH2 NH2 , (pK a (CH3 CH2 NH3+ ) = 10,75),
aproximadamente al 10 % es valorada con una disolución acuosa 0,3000 M de HCl. ¿Cuál de los siguientes
indicadores sería el más adecuado para utilizar en la valoración?
a) Azul de timol, que tiene un cambio de color entre pH = 1,2 y 2,8.
b) Verde de bromocresol, que tiene un cambio de color entre pH = 4,0 y 5,6.
c) Fenolftaleína, que tiene un cambio de color entre pH = 8,0 y 10,0.
d) Amarillo de alizarina R, que tiene un cambio de color entre pH = 10,0 y 12,0.
disolución.
§ El indicador azul de timol, con cambio de color entre pH = 1,2 y 2,8; será apropiado para una valoración
en la que en el punto final exista una sustancia que sea un ácido fuerte que haga que la disolución tenga
pH muy bajo.
§ El indicador verde de bromocresol, con cambio de color entre pH = 4,0 y 5,6; será apropiado para una
valoración en la que en el punto final exista una sustancia sea un ácido débil que haga que la disolución
tenga pH ácido.
§ El indicador fenolftaleína, con cambio de color entre pH = 8,0 y 10,0; será apropiado para una valora-
ción en la que en el punto final exista una sustancia que sea una base débil que haga que la disolución
tenga pH básico.
§ El indicador amarillo de alizarina R, con cambio de color entre pH = 10,0 y 12,0; será apropiado para
una valoración en la que en el punto final exista una sustancia que sea una base fuerte que haga que la
disolución tenga pH muy alto.
La ecuación química ajustada correspondiente a la reacción entre HCl y NH% es:
HCl(aq) + CH% CH! NH% (aq) ® CH% CH! NH% Cl(aq) + H! O(l)
El cloruro de etilamonio, CH% CH! NH% Cl, en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:
CH% CH! NH% Cl(aq) ® Cl( (aq) + CH% CH! NH%. (aq)
§ El ion CH% CH! NH%. es el ácido conjugado de la base débil CH% CH! NH% y se hidroliza según la ecuación:
CH% CH! NH%. (aq) + H! O(l) D CH% CH! NH% (aq) + H% O. (aq)
Como se observa, se producen iones H% O. , procedentes de ácido débil con un p𝐾9 = 10,75; para la diso-
lución resultante se cumple que 4,0 < pH < 5,6. Este valor del pH determina que el indicador apropiado
para visualizar el punto final de esta valoración sea el verde de bromocresol.
8.45. A un matraz Erlenmeyer con 100 mL de agua se añaden 2,0 mL de una disolución de ácido acético
(pK a = 4,8) de concentración desconocida y se valora con NaOH 0,10 M. Se gastan 20 mL del agente
valorante. ¿Cuál es el pH en el punto de equivalencia?
a) 10,7
b) 8,5
c) 7,0
d) 4,8
La ecuación química ajustada correspondiente a la reacción entre NaOH y CH% COOH es:
NaOH(aq) + CH% COOH(aq) ® NaCH% COO(aq) + H! O(l)
En el punto de equivalencia solo hay NaCH% COO y la cantidad de este que se ha formado se obtiene a
partir del NaOH consumido en la reacción:
0,10 mmol NaOH 1 mmol NaCH% COO
2,0 mL NaOH 0,10 M · · = 2,0 mmol NaCH% COO
Considerando volúmenes aditivos la concentración de la disolución de NaCH% COO existente en el punto
de equivalencia es:
2,0 mmol NaCH% COO
𝑐= = 0,016 M
(100 + 2,0 + 20) mL disolución
El acetato de sodio, NaCH% COO, en disolución acuosa se encuentra disociado según la ecuación:
§ El ion CH% COO( es la base conjugada del ácido débil CH% COOH que se hidroliza según la siguiente ecua-
ción:
La expresión de la constante de basicidad (hidrólisis) del ion acetato es:
[CH% COOH] [OH( ]
𝐾„ =
[CH% COO( ]
El valor de la constante de basicidad (hidrólisis) del ion acetato se calcula mediante la expresión:
p𝐾9 + p𝐾„ = p𝐾§ → 4,8 + p𝐾„ = 14 → p𝐾„ = 9,2
𝐾„ = 10(•,! = 6,3·10()P
[CH% COOH] = [OH( ] y [CH% COO( ] = 𝑐 – [OH( ]
[OH( ]!
𝐾„ =
𝑐 − [OH( ]
Como se cumple que:
𝑐
𝐾„
El valor de [OH( ] que se obtiene a partir de los datos propuestos es:
()P
[OH( ]!
6,3·10 = → [OH( ] = 3,2·10(1 M
0,016
El pOH y pH son, respectivamente:
pOH = – log (3,2·10(1 ) = 5,5 ® pH = 14 – 5,5 = 8,5
8.46. Para valorar 20,0 mL de una sustancia X contenida en un Erlen-

meyer, se añade lentamente una disolución Y desde una bureta. La grá-
fica pH/volumen añadido es la de la figura. Las sustancias X e Y son:
X Y
a) NH3 HCl
b) KOH HBr
c) CH3 COOH NaOH
d) HCl NH3
Dado que el pH inicial es muy básico, solo podrían ser correctas las dos primeras opciones.
De la gráfica se deduce que en el punto de equivalencia, aproximadamente, pH = 4, esto indica que en
este punto se produce una hidrólisis ácida, resultado sólo compatible con una base débil, como el NH% ;
en efecto, en el punto de equivalencia se cumple que:
Las sustancias implicadas en la volumetría son, X = NH% e Y = HCl.

8.47. ¿Cuál es el pH de una disolución preparada mezclando 25,0 mL de HCl 0,100 mol dm–3 con 25,0
mL de NH𝟑 0,200 mol dm–3 (K b = 1,80·10–5 )?
a) 9,26
b) 8,65
c) 5,34
d) 4,14
Si se mezclan 25,0 mL de HCl 0,100 M con 25,0 mL de NH% 0,200 M las cantidades de ambas especies son:
0,100 mmol HCl

25,0 mL HCl 0,100 M · = 2,50 mmol HCl
1 mL HCl 0,100 M
0,200 mmol NH%
25,0 mL NH% 0,200 M · = 5,00 mmol NH%
1 mL NH% 0,200 M
La ecuación química ajustada correspondiente a la reacción entre NH% y HCl es:
Como la reacción es mol a mol y existen inicialmente 2,50 mmol de HCl, esta sustancia es el limitante y
consume 2,50 mmol de NH% . Al final quedan 2,50 mmol de NH% sin reaccionar (base débil) y 2,50 mmol
de NH2 Cl formado (sal que contiene el ácido conjugado). Dicha mezcla constituye una disolución regula-
dora básica.
La ecuación química correspondiente a una disolución reguladora formada por una mezcla de NH% y
NH2 Cl es:
[NH2. ] [OH( ] [NH2. ]
𝐾„ = = [OH( ]
[NH% ] [NH% ]
[NH2. ] [NH2. ]
pOH = p𝐾„ + log → pH = 14,0 − p𝐾„ − log
[NH% ] [NH% ]
En este caso, [NH% ] = [NH2. ] y el valor del pH de esta disolución es:
pH = 14,0 − p𝐾„ = 14,0 − log (1,80·10($ ) = 9,26
(Cuestión similar a uno de los apartados de la cuestión propuesta en Barcelona 2001).
8.48. Durante la valoración de una base débil con un ácido fuerte, se debería usar un indicador que
cambie de color en la región de pH:
a) Ácida
b) Básica
c) Neutra
d) De la disolución reguladora.
La ecuación química ajustada correspondiente a la reacción entre un ácido fuerte como, por ejemplo, HCl
y una base débil como NH% es:
En el punto de equivalencia solo existe el NH2 Cl formado. Se trata de una sal que que en disolución acuosa
se encuentra disociada de acuerdo con la siguiente ecuación:
Como se observa, se forman iones H% O. por lo que la disolución resultante tiene un pH ácido.
8.49. Si se mezclan 20 mL de HCl 0,20 M con 20 mL de NaOH 0,15 M, el pH de la disolución final será:
a) 1,6
b) 12,4
c) 1,3
d) 7
Si se mezclan 20 mL de HCl 0,20 M con 20 mL de NaOH 0,15 M las cantidades de ambas especies son:
0,15 mmol NaOH
→ = 0,75
20 mL HCl 0,20 M · = 4,0 mmol HCl ⎪
1 mL HCl 0,20 M ⎭
se hidrolizan por lo que como esta sal no afecta al pH de la disolución resultante este dependerá de cuál
sea el reactivo sobrante.
Como la relación molar es menor que 1 quiere decir que el limitante es el NaOH y que sobra HCl. Relacio-
nado NaOH con HCl se determina la cantidad de HCl en exceso:
1 mmol HCl
3,0 mmol NaOH · = 3,0 mmol HCl
1 mmol NaOH
Relizando un balance de materia de HCl:
4,0 mmol HCl (inicial) – 3,0 mmol HCl (consumido) = 1,0 mmol HCl (exceso)
Considerando volúmenes aditivos, la concentración molar de la disolución final de HCl es:
1,0 mmol NaOH
[HCl] = = 0,025 M
El HCl es un ácido fuerte que en disolución acuosa se encuentra totalmente ionizado según la ecuación:
Un balance de materia permite conocer que el valor de [H% O. ] es:
[H% O. ] = [HCl] = 0,025 M
pH = –log (0,025) = 1,6
8.50. El nombre de fenolftaleína se asocia a:

a) Un catalizador empleado en reacciones de equilibrio heterogéneo.
b) Un aminoácido no sintetizado por el hombre.
c) Un ácido graso insaturado.
d) Un indicador de pH.  
La fenolftaleína es un indicador de pH que tiene una zona de viraje comprendida entre 8,2 y 10,0 y que
tiñe de rosa las disoluciones básicas y deja incoloras las ácidas.
8.51. Cuando se mezclan volúmenes iguales de disoluciones 0,1 M de HCl y NH3 , el pH de la disolución
resultante será:
a) Igual al pK a del NH3
b) 7 < pH < 14
c) Igual al pK a del HCl
d) Igual a 7
e) 1 < pH < 7
Si se mezclan un ácido fuerte, HCl, con una base débil, NH% , la ecuación química ajustada correspondiente
a la reacción entre ambos es:
HCl(aq) + NH% (aq) ® NH2 Cl(aq) + H! O(aq)
Si se mezclan volúmenes iguales de disoluciones de la misma concentración, se tiene igual número de
moles de ambos reactivos. Como la reacción es mol a mol y se trata de cantidades estequiométricas que
reaccionan completamente, al final de la reacción solo queda el NH2 Cl formado. Se trata de una sal que
presenta hidrólisis ácida de acuerdo con las siguientes ecuaciones:
Como se observa, se producen iones H% O. por lo que para esta disolución se cumple que, 1 < pH < 7.
8.52. Al mezclar 10,0 mL de una disolución 0,200 M de un ácido débil con 10,0 mL de una disolución
0,100 M de NaOH, el pH de la disolución resultante es de 4,65. Suponiendo que el ácido es monoprótico,
el valor de su constante de acidez será:
a) 2,24·10–5
b) 4,46·10–4
c) 10–4,65
d) 1,00·10–8
e) 5,02·10–9
Si se mezclan 10,0 mL de un ácido débil HA 0,200 M con 10,0 mL de NaOH 0,100 M las cantidades de
ambas especies son:
0,200 mmol HA
10,0 mL HA 0,200 M · = 2,00 mmol HA ⎫
1 mL HA 0,200 M ⎪ 2,00 mmol HA
→ = 2
0,100 mmol NaOH ⎬ 1,00 mmol NaOH
10,0 mL NaOH 0,100 M · = 1,00 mmol NaOH⎪
1 mL NaOH 0,100 M ⎭
La ecuación química ajustada correspondiente a la reacción entre NaOH y el ácido débil HA es:
NaOH(aq) + HA(aq) ® NaA(aq) + H! O(l)
consume 1,00 mmol de HA. Al final quedan 1,00 mmol de HA sin reaccionar (ácido débil) y 1,00 mmol de
NaA formado (sal que contiene la base conjugada). Dicha mezcla constituye una disolución reguladora
ácida.
La ecuación química correspondiente a una disolución reguladora formada por una mezcla de HA y NaA
es:
[A( ] [H% O. ]
𝐾9 =
[HA]
El valor de la concentración del ácido y la base conjugada son:
1,00 mmol HA
[HA] = [A( ] = = 0,0500 M
(10,0+10,0) mL
[H% O. ] = 10(‡" = 10(2,1$ M
A partir de los datos propuestos se obtiene que la constante de acidez del ácido débil HA es:
0,0500 · (10(2,1$ )
𝐾9 = = 10(2,1$ = 2,24·10($
0,0500
Las respuestas correctas son a y c.
8.53. Considere la valoración ácido-base a 25 °C de 50

mL de ácido benzoico (pK a = 4,204) 0,10 M empleando en
la bureta NaOH 0,10 M. La curva de valoración que se ha
obtenido experimentalmente es la de la figura, donde se
han marcado cuatro puntos A, B, C y D. Indique cuál de las
siguientes proposiciones es incorrecta.
a) El rojo de cresol (viraje entre 7,1 y 8,8) sería un buen
indicador de pH para llevar a cabo la valoración.
b) Sin contar el agua, en los puntos C y D hay dos bases
presentes en la disolución.
c) En el punto B la disolución contiene 0,0024 mol de ácido
benzoico.
d) En A, la concentración de ácido benzoico es aproximadamente el 75 % de la inicial.
a) Verdadero. Según se observa en la figura, el pH correspondiente al punto de equivalencia está en torno

a 8, por lo que el rojo de cresol (viraje es entre 7,1 y 8,8) sería un indicador de pH adecuado para esta
valoración.
b) Verdadero. Los puntos C y D, se encuentran pasado el punto de equivalencia. Las sustancias presentes
en la disolución en esos puntos son, respectivamente:
§ Benzoato de sodio formado en la neutralización, que es una sal formada por catión Na. , que no
sufre hidrólisis por proceder de una base fuerte, y el anión benzoato, C1 H$ COO( , que es la base
débil conjugada del ácido benzoico, C1 H$ COOH.
§ Hidróxido de sodio, NaOH, base fuerte, que se encuentra en exceso después del punto de equiva-
lencia.
c) Verdadero. El punto B corresponde a un volumen de NaOH añadido de 26 mL. La cantidad de ácido
benzoico que aquí queda sin neutralizar es:
0,10 mmol NaOH 1 mmol C1 H$ COOH

26 mL NaOH 0,10 M · · = 2,6 mmol C1 H$ COOH
0,10 mmol C1 H$ COOH
50 mL C1 H$ COOH 0,10 M · = 5,0 mmol C1 H$ COOH
1 mL C1 H$ COOH 0,10 M
5,0 mmol C1 H$ COOH (inicial) – 2,6 mmol C1 H$ COOH (neutralizado) = 2,4 mmol C1 H$ COOH (sobrante)
d) Falso. El punto A corresponde a un volumen de NaOH añadido de unos 14 mL. La cantidad de ácido
benzoico que aquí queda sin neutralizar es:
0,10 mmol NaOH 1 mmol C1 H$ COOH
14 mL NaOH 0,10 M · · = 1,4 mmol C1 H$ COOH
0,10 mmol C1 H$ COOH
50 mL C1 H$ COOH 0,10 M · = 5,0 mmol C1 H$ COOH
1 mL C1 H$ COOH 0,10 M
5,0 mmol C1 H$ COOH (inicial) – 1,4 mmol C1 H$ COOH (neutralizado) = 3,6 mmol C1 H$ COOH (sin neutralizar)
Considerando volúmenes aditivos, la concentración molar del C1 H$ COOH sin neutralizar es:
3,6 mmol C1 H$ COOH
= 0,056 M
(14 + 50) mL
El porcentaje de ácido sin neutralizar es:
0,056 M (sin neutralizar)
· 100 = 56 %
0,10 M (inicial)
8.54. Una base se valora añadiéndole un ácido con la bureta y usando naranja de metilo como indicador.
¿Cuál de las siguientes combinaciones es la que correspondería a una valoración correcta?
(Dato. El naranja de metilo es un colorante azoderivado y un indicador de pH con cambio de color de
rosáceo a anaranjado entre pH 3,1 y 4,2).
Base Ácido Cambio en el punto final
a) Fuerte fuerte de anaranjado a rosáceo
b) Débil fuerte de anaranjado a rosáceo
c) Fuerte fuerte de rosáceo a anaranjado
d) Débil fuerte de rosáceo a anaranjado
Como el pK ind ≈ 3,75; esto quiere decir la disolución acuosa de la sal que se forma en el punto de equiva-
lencia de esta valoración debe tener un pH cercano a este valor. Para ello, dicha sal debe sufrir hidrólisis
ácida, es decir, debe proceder de un ácido fuerte y una base débil para que solo se hidrolice el catión
procedente de la base fuerte y el pH de la disolución resultante sea menor que 7.
El cambio de color que se produce en el indicador es de anaranjado (con la base inicial) a rosáceo (por el
ácido formado).
8.55. Se ha preparado una disolución mezclando 25,0 mL de HCl 1,00 M con 75,0 mL de una disolución
de NaOH 0,500 M. ¿Cuál es el pH de la disolución obtenida?
a) 0,3
b) 0,6
c) 7
d) 13,1
e) 13,6
Si se mezclan 25,0 mL de HCl 1,00 M con 75,0 mL de NaOH 0,500 M las cantidades de ambas especies son:
1,00 mmol HCl
25,0 mL HCl 1,00 M · = 25,0 mmol HCl ⎫
1 mL HCl 1,00 M ⎪ 25,0 mmol HCl
→ = 0,667
0,500 mmol NaOH ⎬ 37,5 mmol NaOH
75,0 mL NaOH 0,500 M · = 37,5 mmol NaOH⎪
1 mL NaOH 0,500 M ⎭
se hidrolizan por lo que como esta sal no afecta al pH de la disolución resultante este dependerá de cuál
sea el reactivo sobrante.
Como la relación molar es menor que 1 quiere decir que el limitante es el HCl y que sobra NaOH. Relacio-
nado NaOH con HCl se determina la cantidad de NaOH en exceso:
1 mmol NaOH
25,0 mmol HCl · = 25,0 mmol NaOH
1 mmol HCl
12,5 mmol NaOH
[NaOH] = = 0,125 M
(25,0 + 75,0) mL
El NaOH es una base fuerte que en disolución acuosa se encuentra totalmente ionizada de acuerdo con la
ecuación:
pOH = –log (0,125) = 0,900 ® pH = 14 – pOH = 14,0 – 0,900 = 13,1
8.56. Si se mezclan 50,0 mL de sendas disoluciones de Ca(OH)2 y HCl, ambas 0,100 M. El pH final de la
mezcla, supuesta la aditividad del volumen, será:
a) 7,0
b) 12,7
c) 13,0
d) 14,0
Si se mezclan 50,0 mL de HCl 0,100 M con 50,0 mL de Ca(OH)2 0,100 M las cantidades de ambas especies
son:
0,100 mmol Ca(OH)2
50,0 mL Ca(OH)2 0,100 M · = 5,00 mmol Ca(OH)2 ⎫
1 mL Ca(OH)2 0,100 M ⎪ 5,00 mmol HCl
→ = 1
0,100 mmol HCl ⎬ 5,00 mmol Ca(OH) 2
50,0 mL HCl 0,100 M · = 5,00 mmol HCl ⎪
1 mL HCl 0,100 M ⎭

2 HCl(aq) + Ca(OH)2 (aq) ® CaCl2 (aq) + H! O(l)
§ El CaCl2 formado es una sal procedente de ácido y base fuertes. Esta sustancia en disolución acuosa se
encuentra disociada según la ecuación:
CaCl2 (aq) ® 2 Cl( (aq) + Ca!. (aq)
Los iones Ca!. y Cl( son, respectivamente, las especies conjugadas de una base y de un ácido fuerte y no
se hidrolizan por lo que por lo que como esta sal no afecta al pH de la disolución resultante este dependerá
de cuál sea el reactivo sobrante.
Como la relación molar es menor que 2 quiere decir que el limitante es el HCl y que sobra Ca(OH)2 . Rela-
cionado HCl con Ca(OH)2 :
1 mmol Ca(OH)2
5,00 mmol HCl · = 2,50 mmol Ca(OH)2
2 mmol HCl
De acuerdo con el balance de Ca(OH)2 y suponiendo volúmenes aditivos la concentración de la disolución
resultante es:
5,00 mmol Ca(OH)2 (inicial) − 2,50 mmol Ca(OH)2 (consumido)
[Ca(OH)2 ] = = 0,0250 M
El Ca(OH)2 es una base fuerte que en disolución acuosa se encuentra totalmente ionizada según la ecua-
ción:
Ca(OH)2 (aq) ® Ca!. (aq) + 2 OH( (aq)
[OH( ] = 2 [Ca(OH)2 ] = 0,0500 M
El pOH y pH de la disolución resultante son, respectivamente:
pOH = –log (0,0500) = 1,30
pH + pOH = 14 ® pH = 14,0 – 1,30 = 12,7
8.57. Se dispone de tres disoluciones en agua:

A: ácido sulfúrico 1,0 M B: ácido acético 1,0 M C: hidróxido de sodio 1,0 M
Se dan las afirmaciones:
I. Al mezclar 10 mL de disolución A con 10 mL de disolución C, se produce la neutralización que-
dando pH = 7.
II. Al mezclar 10 mL de disolución B con 20 mL de disolución C, se produce la neutralización que-
dando pH > 7.
III. Al mezclar 10 mL de disolución B con 5 mL de disolución C, se obtiene una disolución tampón o
reguladora de pH.
IV. Al mezclar 10 mL de disolución B con 10 mL de disolución C, se produce la neutralización que-
dando pH = 7.
De las afirmaciones anteriores solo son ciertas:
a) Todas
b) II y III
c) II y IV
d) I y III
(Datos. K a (ácido acético) = 1,8·10–5 . Considere el ácido sulfúrico fuerte en sus dos ionizaciones).
I) Falso. Si se mezclan 10 mL de H! SO2 1,0 M (disolución A) con 10 mL de NaOH 1,0 M (disolución C) las
cantidades de ambas especies son:
1,0 mmol H! SO2

10 mL H! SO2 1,0 M · = 10 mmol H! SO2
1 mL H! SO2 1,0 M
1,0 mmol NaOH
10 mL NaOH 1,0 M · = 20 mmol NaOH
1 mL NaOH 1,0 M
La ecuación química ajustada correspondiente a la reacción entre la disolución A (H! SO2 ) y la disolución
C (NaOH) es:
Como la estequiometría de la reacción es 2:1 y existen inicialmente 10 mmol de NaOH, esta sustancia es
el limitante y consume 5 mmol de H! SO2 . Al final quedan 5 mmol de H! SO2 sin reaccionar y 5,0 mmol de
Na! SO2 formado. Esta sal se encuentra disociada de acuerdo con la siguiente ecuación:
Na! SO2 (aq) ® SO!( .
2 (aq) + 2 Na (aq)
y no se hidroliza.
La disolución resultante contiene una mezcla formada por H! SO2 (ácido fuerte) y Na! SO2 (sal no hidro-
lizable que no afecta al pH), por lo que pH < 7.
La ecuación química ajustada correspondiente a la reacción entre la disolución B (CH% COOH) y la disolu-
ción C (NaOH) es:
II) Verdadero. Si se mezclan 10 mL de CH% COOH 1,0 M (disolución B) con 20 mL de NaOH 1,0 M (disolu-
ción C) las cantidades de ambas especies son:
1,0 mmol CH% COOH
10 mL CH% COOH 1,0 M · = 10 mmol CH% COOH
1 mL CH% COOH 1,0 M
1,0 mmol NaOH
1 mL NaOH 1,0 M
Como la estequiometría de la reacción es 1:1 y existen inicialmente 10 mmol de CH% COOH, esta sustancia
es el limitante y consume 10 mmol de NaOH. Al final de la reacción quedan 10 mmol de NaOH sin reac-
cionar y 10 mmol de NaCH% COO formado. Esta sal sufre hidrólisis básica de acuerdo con las siguientes
ecuaciones:
La disolución resultante contiene una mezcla formada por NaOH (base fuerte) y NaCH% COO (base débil)
por lo que pH > 7.
III) Verdadero. Si se mezclan 10 mL de CH% COOH 1,0 M (disolución B) con 5 mL de NaOH 1,0 M (disolu-
ción C) las cantidades de ambas especies son:
1,0 mmol CH% COOH
1 mL CH% COOH 1,0 M
1,0 mmol NaOH
1 mL NaOH 1,0 M
Como la estequiometría de la reacción es 1:1 y existen inicialmente 5 mmol de NaOH, esta sustancia es el
limitante y consume 5 mmol de CH% COOH. Al final de la reacción quedan 5 mmol de CH% COOH sin reac-
cionar y 5 mmol de NaCH% COO formado.
La disolución resultante contiene una mezcla formada por CH% COOH (ácido débil) y NaCH% COO (base
débil), por tanto, se trata de una disolución reguladora de pH.
IV) Falso. Si se mezclan 10 mL de CH% COOH 1,0 M (disolución B) con 10 mL de NaOH 1,0 M (disolución
C) las cantidades de ambas especies son:
1,0 mmol CH% COOH
1 mL CH% COOH 1,0 M
1,0 mmol NaOH
1 mL NaOH 1,0 M
Como la estequiometría de la reacción es 1:1 se trata de cantidades estequiométricas y se produce la
neutralización de ambas especies. Al final de la reacción solo hay 10 mmol de NaCH% COO formado, sal
que se encuentra ionizada de acuerdo con la siguiente ecuación:
Como se observa, se forman iones OH( , por lo que la disolución resultante tiene pH > 7.
8.58. El indicador ácido-base rojo de metilo tiene un K a = 1·10–5 . Su forma ácida es roja mientras que
su forma alcalina es amarilla. Si se agrega rojo de metilo a una solución
incolora con un pH = 7, el color será:
a) Rosa
b) Rojo
c) Naranja
d) Amarillo
El cambio de color del indicador rojo de metilo está asociado al siguiente equilibrio:

pH < 4,4 4,4 < pH < 6,2 pH > 6,2
Como el pH de la disolución es superior al p𝐾9 = 5 del indicador este se encuentra en su forma alcalina y
toma el color amarillo.

8.59. De los siguientes indicadores de pH, ¿cuál mostrará un cambio de color en torno al pH neutro?
Indicador Ka Cambio de color
Azul de bromofenol –4
1,4·10 Amarillo ® azul
Verde de bromocresol 2,1·10–5 Amarillo ® azul
Azul de bromotimol –8 Amarillo ® azul
7,9·10
2,4-Dinitrofenol 1,3·10–4 Incoloro ® amarillo
a) Azul de bromofenol
b) Verde de bromocresol
c) Azul de bromotimol
d) 2,4-Dinitrofenol
disolución.
Si la disolución resultante es neutra (pH = 7) quiere decir que se necesita un indicador que tenga un p𝐾9
más cercano a ese valor del pH.
De los indicadores propuestos, el adecuado es el azul de bromotimol (𝐾9 = 7,9·10–8 o p𝐾9 = 7,1).
V. REACCIONES DE PRECIPITACIÓN
1. RELACIÓN ENTRE SOLUBILIDAD Y PRODUCTO DE SOLUBILIDAD
1.1. La solubilidad del acetato de plata es 10,2 g L–𝟏 , ¿cuál es su producto de solubilidad?
a) 3,7·10–3
b) 6,1·10–3
c) 7,8·10–4
d) 3,7·10–5
El equilibrio correspondiente a la disolución del AgCH% COO(s) viene dado por la ecuación:
AgCH% COO(s) D Ag . (aq) + CH% COO( (aq)
La expresión de la constante producto de solubilidad es:
𝐾3 = [Ag . ] [CH% COO( ]
Llamando 𝑠 a la solubilidad molar del AgCH% COO y considerando que en el equilibrio:
[Ag . ] = [CH% COO( ] = 𝑠
La expresión de 𝐾¶ en función de la solubilidad molar es:
𝐾3 = 𝑠 · 𝑠 = 𝑠 !
La solubilidad molar del AgCH% COO es:
1,02 g AgCH% COO 1 mol AgCH% COO 10% mL agua
𝑠= · · = 6,11·10(! mol L()
100 mL agua 166,9 g AgCH% COO 1 L agua
El valor del producto de solubilidad es:
𝐾3 = (6,11·10(! )! = 3,73·10(%
1.2. Calcule la solubilidad del yodato de plomo(II) en agua.

a) 6,5·10–14 mol L–1
b) 5,1·10–7 mol L–1
c) 4,0·10–5 mol L–1
d) 5,1·10–6 mol L–1
e) 6,0·10–7 mol L–1
(Dato. K s (Pb(IO3 )2 ) = 2,6·10–13 ).
(O.Q.L. Asturias 1988) (O.Q.N. Burgos 1998)
El equilibrio correspondiente a la disolución del Pb(IO% )! (s) viene dado por la ecuación:
Pb(IO% )! (s) D Pb!. (aq) + 2 IO(
% (aq)
𝐾3 = [Pb!. ] [IO( !
% ]
Llamando 𝑠 a la solubilidad molar del Pb(IO% )! y considerando que en el equilibrio:
[Pb!. ] = 𝑠 [IO(
% ] = 2 𝑠
La expresión de 𝐾3 en función de la solubilidad molar es:
𝐾3 = 𝑠 · (2 𝑠)! = 4 𝑠 %
El valor de la solubilidad molar es:
2,6·10()% = 4 𝑠 % ® 𝑠 = 4,0·10($ mol L()
1.3. Si el producto de solubilidad del AgBr(s) es 5,0·10–13 a 25 °C, su solubilidad en agua es:
a) 2,5·10–6 mol L–1
b) 7,1·10–7 mol L–1
c) 1,4·10–6 mol L–1
d) 2,5·10–13 mol L–1
e) El bromuro de plata es completamente insoluble.
(O.Q.N. Navacerrada 1996) (O.Q.L. País Vasco 2019)
El equilibrio correspondiente a la disolución del AgBr(s) viene dado por la ecuación:

AgBr(s) D Ag . (aq) + Br ( (aq)
𝐾s = [Ag . ] [Br ( ]
Llamando 𝑠 a la solubilidad molar del AgBr y considerando que en el equilibrio:
[Ag . ] = [Br ( ] = 𝑠
La expresión de 𝐾s en función de la solubilidad molar es:
𝐾s = 𝑠 · 𝑠 = 𝑠 !
5,0·10()% = 𝑠 ! ® 𝑠 = 7,1·10(E mol L()
1.4. La relación entre la solubilidad en agua, s, y el producto de solubilidad, K s , para el sólido iónico
Fe(OH)3 es:
a) 9 𝒔𝟒 = K s
b) 3 𝒔𝟒 = K s
c) 3 𝒔𝟐 = K s
d) 𝒔 = K s
e) 27 𝒔𝟒 = K s
El equilibrio correspondiente a la disolución del Fe(OH)% (s) viene dado por la ecuación:
Fe(OH)% (s) D Fe%. (aq) + 3 OH( (aq)
𝐾3 = [Fe%. ] [OH( ]%
Llamando 𝑠 a la solubilidad molar del Fe(OH)% y considerando que en el equilibrio:
[Fe%. ] = 𝑠 [OH( ] = 3 𝑠
𝐾3 = 𝑠 · (3 𝑠)% = 27 𝑠 2
1.5. Calcule el producto de solubilidad del PbBr2 (s) si la solubilidad de esta sal en agua a 25 °C es
0,022 mol L–1 .
a) 1,9·10–5
b) 1,1·10–5
c) 4,3·10–5
d) 9,7·10–4
e) 4,8·10–4
(O.Q.N. Ciudad Real 1997)
El equilibrio correspondiente a la disolución del PbBr! (s) viene dado por la ecuación:
PbBr! (s) D Pb!. (aq) + 2 Br ( (aq)
𝐾3 = [Pb!. ] [Br ( ]!
Llamando 𝑠 a la solubilidad molar del PbBr! y considerando que en el equilibrio:
[Pb!. ] = 𝑠 [Br ( ] = 2 𝑠
𝐾3 = 𝑠 · (2 𝑠)! = 4 𝑠 %
𝐾3 = 4 · (0,022)% = 4,3·10($

a) El producto de solubilidad del FeCO3 disminuye si se añade Na2 CO3 a una disolución acuosa de la sal.
b) La solubilidad del FeCO3 en agua pura (K s = 2,11·10–11 ) es aproximadamente la misma que la del CaF2
en agua pura (K s = 2,7·10–11 ), puesto que sus productos de solubilidad son casi iguales.
c) La solubilidad del CaF2 es mayor que la del FeCO3 .
d) La solubilidad del FeCO3 es mayor que la del CaF2 .
e) La solubilidad del FeCO3 aumenta si se añade Na2 CO3 a una disolución acuosa de la sal.
(O.Q.N. Burgos 1998) (O.Q.L. Cantabria 2017) (O.Q.L. Valencia 2017)
a) Falso. El producto de solubilidad, 𝐾¶ , de una sustancia es un valor constante que solo depende de la
temperatura.
b) Falso. Los equilibrios correspondientes a la disolución del FeCO% (s) y CaF! (s) son, respectivamente:
FeCO% (s) D Fe!. (aq) + CO!(
% (aq) CaF! (s) D Ca!. (aq) + 2 F ( (aq)
Las expresiones de las constantes producto de solubilidad son, respectivamente:
𝐾3 = [Fe!. ] [CO!(
% ] 𝐾3 = [Ca!. ] [F ( ]!
Llamando 𝑠 a las solubilidades molares del FeCO% y CaF! , y considerando que en el equilibrio:
[Fe!. ] = [CO!(
% ] = 𝑠 [Ca!. ] = 𝑠 [F ( ] = 2 𝑠
Las expresiones de 𝐾3 en función de la solubilidad molar son, respectivamente:
𝐾3 = 𝑠 · 𝑠 = 𝑠 ! 𝐾3 = 𝑠 · (2 𝑠)! = 4 𝑠 %
Los valores de las solubilidades molares son, respectivamente:
2,11·10()) = 𝑠 ! ® 𝑠 = 4,6·10(1 mol L() 2,7·10()) = 4 𝑠 % ® 𝑠 = 1,9·10(2 mol L()
Como se observa, la solubilidad del CaF! es mayor que la del FeCO% .
d) Falso. Según se ha justificado en el apartado b).
e) Falso. La adición de Na! CO% , sustancia que tiene un ion común con los presentes en el equilibrio pro-
duce una disminución de la solubilidad del FeCO% . De acuerdo con el principio de Le Châtelier (1884), el
sistema se desplaza en el sentido en el que se consuman los iones carbonato añadidos, es decir, hacia la
izquierda.
1.7. La relación entre la solubilidad en agua, s , y el producto de solubilidad, K s , para el sólido iónico
Fe(OH)2 es:
a) K s = 𝒔𝟑
b) K s = s
c) K s = 𝒔𝟐
d) K s = 4 𝒔𝟑
e) K s = 2 𝒔𝟐
f) K s = 2 𝒔𝟑
(O.Q.N. Almería 1999) (O.Q.L. Asturias 2004) (O.Q.L. Cantabria 2018) (O.Q.L. La Rioja 2018)
El equilibrio correspondiente a la disolución del Fe(OH)! (s) viene dado por la ecuación:
Fe(OH)! (s) D Fe!. (aq) + 2 OH( (aq)
𝐾3 = [Fe!. ] [OH( ]!
Llamando 𝑠 a la solubilidad molar del Fe(OH)! y considerando que en el equilibrio:
[Fe!. ] = 𝑠 [OH( ] = 2 𝑠
𝐾3 = 𝑠 · (2 𝑠)! = 4 𝑠 %
1.8. El bórax es un sólido iónico poco soluble:

Na2 B4 O5 (OH)4 ·8H2 O(s) D 2 Na+ (aq) + B4 O5 (OH)2–
4 (aq)
¿Cuál será la relación entre su solubilidad en agua, 𝒔, y su producto de solubilidad, K s ?
a) K s = 𝒔𝟑
b) K s = 2 s
c) K s = 4 𝒔𝟐
d) K s = 4 𝒔𝟑
e) K s = 2 𝒔𝟐
(O.Q.N. Barcelona 2001) (O.Q.L. Galicia 2016)

𝐾3 = [Na. ]! [B2 O$ (OH)!(
2 ]
Llamando 𝑠 a la solubilidad molar del Na! B2 O$ (OH)2 ·8 H! O y considerando que en el equilibrio:

[Na. ] = 𝑠 [B2 O$ (OH)!(
2 ] = 2 𝑠

𝐾3 = 𝑠 · (2 𝑠)! = 4 𝑠 %
(Cuestión similar a las propuestas en Navacerrada 1996 y otras).
1.9. Si de una disolución saturada de un sólido prácticamente insoluble en agua se evapora la mitad
del agua manteniendo la temperatura constante, ¿cuál sería la molaridad de la disolución?
a) Igual a la inicial.
b) La mitad de la inicial.
c) El doble de la inicial.
d) Cuatro veces la inicial.
Si una sustancia AB, prácticamente insoluble, se introduce en un cierto volumen de agua, se disuelve una
pequeña cantidad de la misma de forma que la disolución queda saturada según el siguiente equilibrio:
AB(s) D A. (aq) + B( (aq)
𝐾3 = [A. ] [B( ] valor constante que solo depende de la temperatura.
Si se evapora la mitad del agua manteniendo constante la temperatura, como el producto de solubilidad
es constante, las concentraciones iónicas en el equilibrio permanecen constantes.
1.10. Los productos de solubilidad del sulfato de estroncio y fluoruro de plomo(II) son respectiva-
mente, 2,8·10–7 y 2,7·10–8 . Se puede afirmar que:
a) Las dos solubilidades son la raíz cuadrada de sus respectivos productos de solubilidad.
b) La solubilidad del fluoruro de plomo(II) es mayor que la del sulfato de estroncio.
c) Las dos solubilidades son aproximadamente iguales.
d) Los productos de solubilidad de ambas sales aumentan con el pH.
e) No es posible conocer la solubilidad con este dato.
(O.Q.N. Oviedo 2002) (O.Q.L. Asturias 2004) (O.Q.L. Cantabria 2011) (O.Q.L. Cantabria 2016) (O.Q.L. País Vasco 2018)
a) Falso. Los equilibrios correspondientes a la disolución del SrSO2 (s) y PbF! (s) son, respectivamente:
SrSO2 (s) D Sr !. (aq) + SO!(
2 (aq) PbF! (s) D Pb!. (aq) + 2 F ( (aq)
𝐾3 = [Sr !. ] [SO!(
2 ] 𝐾3 = [Pb!. ] [F ( ]!
Llamando 𝑠 a las solubilidades molares del SrSO2 y PbF! , y considerando que en el equilibrio:
[Sr !. ] = [SO!(
2 ] = 𝑠 [Pb!. ] = 𝑠 [F ( ] = 2 𝑠
Las expresiones de 𝐾3 en función de la solubilidad molar son:
𝐾3 = 𝑠 ! 𝐾3 = 𝑠 · (2 𝑠)! = 4 𝑠 %
Los valores de las solubilidades molares de ambas sales son, respectivamente:
2,8·10(E = 𝑠 ! ® 𝑠 = 5,3·10(2 mol L() 2,7·10(F = 4 𝑠 % ® 𝑠 = 1,9·10(% mol L()
Como se observa, la solubilidad del PbF! es mayor que la del SrSO2 .
b) Verdadero. Según se ha justificado en el apartado anterior.
c) Falso. Comparando ambas solubilidades:
𝑠 (PbF! ) 1,9·10(% mol L()
= = 3,6
𝑠 (SrSO2 ) 5,3·10(2 mol L()
Como se observa, la solubilidad del PbF! es casi 4 veces mayor que la del SrSO2 .
d) Falso. En ninguno de los equilibrios están presentes los iones OH( o H. , por lo que la adición de ácido
o base, es decir la modificación del pH, no afecta a la solubilidad de ambas especies.
e) Como se ha demostrado en el apartado a), la solubilidad se calcula a partir del producto de solubilidad.

1.11. El producto de solubilidad del SrF2 en agua es 7,8·10–10 y el del Ag 3 PO4 es 1,8·10–18 , por tanto:
a) La solubilidad de estos compuestos es 7,8·10–10 y 1,8·10–18 mol L–1 .
b) La solubilidad de estos compuestos en NaCl será menor que en agua pura.
c) La solubilidad del SrF2 es más de 10 veces mayor que la del Ag 3 PO4 .
d) La solubilidad del SrF2 es aproximadamente 108 veces superior a la del Ag 3 PO4 .
e) La solubilidad del SrF2 aumenta al añadir NaF.
a) Falso. El producto de solubilidad no es lo mismo que la solubilidad de una sustancia.

b) Falso. La adición de una sal, NaCl, que no tiene ningún ion común con los del equilibrio estudiado,
produce efecto iónico y aumenta la solubilidad de ambas sales.
c) Verdadero. Los equilibrios correspondientes a la disolución del Ag % PO2 (s) y SrF! (s) son, respectiva-
mente:
Ag % PO2 (s) D 3 Ag . (aq) + PO%(
2 (aq) PbF! (s) D Pb!. (aq) + 2 F ( (aq)
𝐾3 = [Ag . ]% [PO%(
2 ] 𝐾3 = [Sr !. ] [F ( ]!
Llamando 𝑠 a la solubilidades molares del Ag % PO2 y SrF! , y considerando que en el equilibrio:
[Ag . ] = 3 𝑠 [PO%(
2 ] = 𝑠 [Sr !. ] = 𝑠 [F ( ] = 2 𝑠
Las expresiones de 𝐾¶ quedan, respectivamente, como:
𝐾3 = (3 𝑠)% · 𝑠 = 27 𝑠 2 𝐾3 = 𝑠 · (2 𝑠)! = 4 𝑠 %
Los valores de las solubilidades molares de ambas sales son, respectivamente:
1,8·10()F = 27 𝑠 2 ® 𝑠 = 1,6·10($ mol L() 7,8·10()P = 4 𝑠 % ® 𝑠 = 5,8·10(2 mol L()
Comparando ambas solubilidades:
𝑠 (SrF! ) 5,8·10(2 M
= = 36
𝑠 (Ag % PO2 ) 1,6·10($ M
Como se observa, la solubilidad del SrF! es más de 10 veces mayor que la del Ag % PO2 .
d) Falso. La solubilidad del SrF! no es unas 10F veces mayor que la del Ag % PO2 . Esa es la relación entre
los respectivos productos de solubilidad:
𝐾¶ (SrF! ) 7,8·10()P
= = 4,3·10F
𝐾¶ (Ag % PO2 ) 1,8·10()F
e) Falso. La adición de NaF, sustancia que tiene un ion común con los presentes en el equilibrio, produce
una disminución de la solubilidad del SrF! . De acuerdo con el principio de Le Châtelier (1884), el sistema
se desplaza en el sentido en el que se consuman los iones F ( añadidos, es decir, hacia la izquierda.
(Cuestión similar a la propuesta en Burgos 1998, Oviedo 2002 y otras).
1.12. La solubilidad en agua del fluoruro de calcio, CaF2 , es de 0,0160 g L–1 a la temperatura de 18 °C.
El valor del producto de solubilidad del fluoruro de calcio a esa temperatura debe ser:
a) 3,4·10–11
b) 4,0·10–8
c) 8,2·10–8
d) 1,7·10–10
El equilibrio correspondiente a la disolución del CaF! (s) viene dado por la ecuación:
CaF! (s) D Ca!. (aq) + 2 F ( (aq)

𝐾3 = [Ca!. ] [F ( ]!
Llamando 𝑠 a la solubilidad molar del CaF! y considerando que en el equilibrio:
[Ca!. ] = 𝑠 [F ( ] = 2 𝑠
𝐾3 = 𝑠 · (2 𝑠)! = 4 𝑠 %
La solubilidad molar del CaF! es:
0,0160 g CaF! 1 mol CaF!
𝑠= · = 2,05·10(2 mol L()
L 78,1 g CaF!
𝐾3 = 4 · (2,05·10(2 )% = 3,45·10())
1.13. Tras añadir una cierta cantidad de AgCl a un cierto volumen de agua, remover enérgicamente y
esperar un tiempo adecuado se han depositado en el fondo 2 g de sólido. Si posteriormente se añade 1 g
más de AgCl, a la misma temperatura, se puede afirmar que:
a) Ha cambiado la concentración de Cl– de la disolución.
b) Habrá exactamente 3 g de sólido en el fondo.
c) Habrá menos de 3 g de sólido en el fondo.
d) El AgCl no es soluble en agua.
La adición de 2 g de AgCl, sustancia insoluble, al agua hace que una pequeñísima cantidad de AgCl se
disuelva, con lo que la disolución queda saturada de acuerdo con el siguiente equilibrio:
AgCl(s) D Ag . (aq) + Cl( (aq)
Si a continuación, se añade 1 g más de AgCl sin cambiar la temperatura (no cambia la solubilidad) habrá
3 g de AgCl(s) en el fondo ya que la disolución está saturada.
1.14. El interior de una tetera está recubierto con 10,0 g de CaCO3 . ¿Cuántos lavados serían necesarios
para disolver todo el CaCO3 , si en cada lavado se gastan 250 mL de agua?
a) 10
b) 250
c) 6.324
d) 12.640
e) 1.580
(Dato. K s (CaCO3 ) = 4,00·10–9 ).
(O.Q.N. Valencia de D. Juan 2004) (O.Q.N. Sevilla 2010) (O.Q.L. País Vasco 2018) (O.Q.L. Málaga 2020)
El equilibrio correspondiente a la disolución del CaCO% (s) viene dado por la ecuación:
CaCO% (s) D Ca!. (aq) + CO!(
% (aq)
𝐾3 = [Ca!. ] [CO!(
% ]
Llamando 𝑠 a la solubilidad molar del CaCO% y considerando que en el equilibrio:
[Ca!. ] = [CO!(
% ] = 𝑠

𝐾3 = 𝑠 · 𝑠 = 𝑠 !
4,00·10(• = 𝑠 ! ® 𝑠 = 6,32·10($ mol L()
Expresando la solubilidad del CaCO% en g L() :
6,32·10($ mol CaCO% 100,1 g CaCO%
· = 6,33·10(% g L()
L 1 mol CaCO%
La masa de CaCO% que se disuelve en 250 mL de agua es:
1 L 6,33·10(% g CaCO%
250 mL · · = 1,58·10(% g CaCO%
10% mL L
Relacionando la masa de CaCO% depositada en la tetera con la solubilidad del CaCO% , es decir, la masa que
se disuelve en cada lavado en 250 mL de agua, se obtiene el número de lavados a realizar para eliminar
todo el depósito:
1 lavado
10,0 g CaCO% · = 6,32·10% lavados
1,59·10(% g CaCO%
1.15. El valor del producto de solubilidad de las sales MX, QX2 y Z2 X3 es igual a 4,0·10–12 . ¿Cuál de las
sales es más soluble?
a) MX
b) QX2
c) Z2 X3
d) Las tres tienen la misma solubilidad.
(O.Q.L. Asturias 2004) (O.Q.L. Castilla-La Mancha 2004) (O.Q.L. Castilla-La Mancha 2005) (O.Q.L. Sevilla 2017)
El equilibrio correspondiente a la disolución de una sal del tipo An Bj (s) viene dado por la ecuación:
An Bj (s) D m Aj. (aq) + m Bn( (aq)
𝐾3 = [Aj. ]n [Bn( ]j
Llamando 𝑠 a la solubilidad molar del An Bj y considerando que en el equilibrio:
[Aj. ] = m 𝑠 [Bn( ] = n 𝑠
La expresión de 𝐾3 queda como:
𝐾3 = (m 𝑠)n · (n 𝑠)j = mn · nj · 𝑠 (n.j)
El valor de la solubilidad para una determinada sal es:
:4; 𝐾3
𝑠= Ð
mn · nj
§ Para la sal MX se tiene que (m+n) = 2 y el valor de la solubilidad es:
4,0·10()!
𝑠= Ð = 2,0·10(1 mol L()
1
§ Para la sal QX! se tiene que (m+n) = 3 y el valor de la solubilidad es:
" 4,0·10()!
𝑠= Ð = 1,0·10(2 mol L()
1 · 2!
§ Para la sal Z! X% se tiene que (m+n) = 5 y el valor de la solubilidad es:
& 4,0·10()!
𝑠 = Ð ! % = 2,1·10(% mol L()
2 ·3
A la vista de las respectivas solubilidades, la sal más soluble es la que tiene de fórmula Z! X% .
1.16. A 25 °C la solubilidad del fluoruro de bario en agua es 7,41·10–3 mol L–1 . El producto de solubili-
dad de dicha sal en agua es:
a) 1,63·10–6 mol3 L–3
b) 5,47·10–5 mol2 L–2
c) 8,10·10–𝟕 mol3 L–3
d) 1,09·10–4 mol2 L–2
El equilibrio correspondiente a la disolución del BaF! (s) viene dado por la ecuación:
BaF! (s) D Ba!. (aq) + 2 F ( (aq)
𝐾3 = [Ba!. ] [F ( ]!
Llamando 𝑠 a la solubilidad molar del BaF! y considerando que en el equilibrio:
[Ba!. ] = 𝑠 [F ( ] = 2 𝑠
𝐾3 = 𝑠 · (2 𝑠)! = 4 𝑠 %
𝐾3 = 4 · (7,41·10(% )% = 1,63·10(1
1.17. La solubilidad del fluoruro de magnesio en agua a 18 °C se encuentra tabulada como 0,00760 g
por 100 mL. El producto de solubilidad de esta sal es:
a) 7,6·10–6
b) 6,8·10–7
c) 8,0·10–8
d) 7,3·10–9
El equilibrio correspondiente a la disolución del MgF! (s) viene dado por la ecuación:
MgF! (s) D Mg !. (aq) + 2 F ( (aq)
𝐾3 = [Mg !. ] [F ( ]!
Llamando 𝑠 a la solubilidad molar del MgF! y considerando que en el equilibrio:
[Mg !. ] = 𝑠 [F ( ] = 2 𝑠
𝐾3 = 𝑠 · (2 𝑠)! = 4 𝑠 %
La solubilidad molar del MgF! es:
0,00760 g MgF! 1 mol MgF! 10% mL
𝑠= · · = 1,22·10(% mol L()
100 mL 62,3 g MgF! 1 L
𝐾3 = 4 · (1,22·10(% )% = 7,26·10(•
1.18. El producto de solubilidad del hidróxido de plomo(II) es 2,56·10–10 . Se puede decir que, en una
disolución saturada, se cumple que:
a) [Pb2+ ] [OH– ] = 2,56·10–10
b) [Pb2+ ] [2 OH– ] = 2,56·10–10
c) [Pb2+ ] [OH– ]𝟐 = 2,56·10–10
d) [½ Pb2+ ] [OH– ] = 2,56·10–10
e) [2 Pb2+ ] [OH– ] = 2,56·10–10
f) Ninguna de las anteriores.
(O.Q.L. Madrid 2005) (O.Q.L. La Rioja 2005) (O.Q.L. Madrid 2011) (O.Q.L. Sevilla 2014)
El equilibrio correspondiente a la disolución del Pb(OH)! (s) viene dado por la ecuación:
Pb(OH)! (s) D Pb!. (aq) + 2 OH( (aq)
𝐾3 = [Pb!. ] [OH( ]! = 2,56·10()P
1.19. Al añadir 0,5 g de AgCl a una cierta cantidad de agua se observa que se depositan 0,45 g en el fondo.
Se puede por tanto decir que:
a) El AgCl es muy soluble en agua.
b) Si se añade 0,05 g más de AgCl se consigue tener 0,5 g en el fondo.
c) Si se aumenta la temperatura seguirá habiendo 0,45 g de AgCl en el fondo.
d) El AgCl es un compuesto covalente.
a) Falso. El AgCl es un compuesto muy poco soluble en agua.

b) Verdadero. La adición de 0,5 g de AgCl(s) al agua hace que una pequeñísima cantidad de AgCl se di-
suelva con lo que la disolución queda saturada de acuerdo con el siguiente equilibrio:
Si a continuación, se añade 0,05 g más de AgCl sin cambiar la temperatura (no cambia la solubilidad)
habrá 0,5 g de AgCl(s) en el fondo ya que la disolución está saturada.
c) Falso. Si se aumenta la temperatura parte del sólido depositado en el fondo se disuelve.
d) Falso. Teniendo en cuenta las electronegatividades del Cl (3,14) y de la plata (1,93), el AgCl presenta
una diferencia de electronegatividad de 1,21 que lo hace un compuesto con enlace parcialmente iónico-
parcialmente covalente.

1.20. En una disolución se tiene en equilibrio Ag 2 CrO4 (s) con aniones CrO2–
4 en concentración 0,100 M
+ –6
y cationes Ag en concentración 4,4·10 M. ¿Cuál es el producto de solubilidad del Ag 2 CrO4 ?
a) K s = 1,9·10–12 mol3 L–3
b) K s = 1,2·10–14 mol3 L–3
c) K s = 1,8·10–10 mol3 L–3
d) K s = 1,3·10–8 mol3 L–3
El equilibrio correspondiente a la disolución del Ag ! CrO2 (s) viene dado por la ecuación:
Ag ! CrO2 (s) D 2 Ag . (aq) + CrO!(
2 (aq)

𝐾s = [CrO!( . !
2 ] [Ag ]

𝐾s = (0,100) · (4,4·10(1 )! = 1,9·10()!
1.21. ¿Cuál es la expresión correcta para la constante del producto de solubilidad del Mg 3 (PO4 )2 ?
a) K s = [Mg 2+ ] [PO3–
4 ]
b) K s = [Mg 2+ ]2 [PO3– 3
4 ]
c) K s = [Mg 2+ ]3 [PO3– 2
4 ]
𝟑
d) K s = 𝒔
e) K s = 6 𝒔𝟐
(s = solubilidad de la sal en mol L–1 ).
(O.Q.N. Vigo 2006) (O.Q.L. Sevilla 2010)
El equilibrio correspondiente a la disolución del Mg % (PO2 )! (s) viene dado por la ecuación:
Mg % (PO2 )! (s) D 3 Mg !. (aq) + 2 PO%(
2 (aq)

𝐾3 = [Mg !. ]% [PO%( !
2 ]
1.22. Calcule la solubilidad del PbI2 (en g L–1 ), si K s = 4,00·10–5 mol3 L–3 .
a) 8,91
b) 9,22
c) 20,30
d) 9,93
El equilibrio correspondiente a la disolución del PbI! (s) viene dado por la ecuación:
PbI! (s) D Pb!. (aq) + 2 I ( (aq)
𝐾3 = [Pb!. ] [I ( ]!
Llamando 𝑠 a la solubilidad molar del PbI! y considerando que en el equilibrio:
[Pb!. ] = 𝑠 [I ( ] = 2 𝑠
𝐾3 = 𝑠 · (2 𝑠)! = 4 𝑠 %

4,00·10($ = 4 𝑠 % ® 𝑠 = 2,15·10(! mol L()
Expresada en g L() :
2,15·10(! mol PbI! 461,0 g PbI!
· = 9,93 g L()
L 1 mol PbI!
1.23. El valor de K s para el Mg(OH)2 es 8,50·10–12 . La solubilidad en agua a 25 °C es:

a) 1,28·10–4 mol L–1
b) 2,04·10–4 mol L–1
c) 2,91·10–6 mol L–1
d) 3,01·10–4 mol L–1
(O.Q.L. Murcia 2009) (O.Q.L. La Rioja 2016) (O.Q.L. Cádiz 2018)
El equilibrio correspondiente a la disolución del Mg(OH)! (s) viene dado por la ecuación:
Mg(OH)! (s) D Mg !. (aq) + 2 OH( (aq)
𝐾3 = [Mg !. ] [OH( ]!
Llamando 𝑠 a la solubilidad molar del Mg(OH)! y considerando que en el equilibrio:
[Mg !. ] = 𝑠 [OH( ] = 2 𝑠
𝐾3 = 𝑠 · (2 𝑠)! = 4 𝑠 %
8,50·10()! = 4 𝑠 % ® 𝑠 = 1,28·10(2 mol L()
1.24. Tras añadir una cierta cantidad de AgCl a un cierto volumen de agua, remover enérgicamente y
esperar un tiempo adecuado se han depositado en el fondo 4 g de sólido. Si posteriormente se añade 1 g
más de AgCl y se vuelve a agitar:
a) No cambiará la concentración de Cl– de la disolución.
b) Habrá 4 g de sólido en el fondo.
c) La cantidad de sólido sin disolver dependerá del tiempo de agitación.
d) La cantidad de sólido sin disolver dependerá del volumen de agua usado.
Suponiendo que la adición de 1 g más de AgCl, sustancia insoluble, al agua no altera significativamente el
volumen de la disolución, hay una pequeñísima cantidad de sólido que se disuelve, con lo que la disolu-
ción queda saturada de acuerdo con el siguiente equilibrio:
La cantidad de AgCl(s) disuelto y la que queda sin disolver en el fondo dependen de la solubilidad de la
sustancia y, por tanto, de la cantidad de agua presente en el recipiente, sin embargo, [Cl( ] permanece
constante, ya que solo depende de la temperatura.
(Cuestión similar a la propuesta en Murcia 2003 y 2005).
1.25. A 25 °C el valor de K s para el Mg(OH)2 es 3,4·10–11 . Se puede afirmar que la solubilidad:

a) Es 2,04·10–4 mol L–1 .
b) Aumenta en disolución de hidróxido de sodio.
c) No varía con la temperatura.
d) Aumenta al agitar fuertemente.
a) Verdadero. El equilibrio correspondiente a la disolución del Mg(OH)! (s) viene dado por la ecuación:
Mg(OH)! (s) D Mg !. (aq) + 2 OH( (aq)
𝐾3 = [Mg !. ] [OH( ]!
[Mg !. ] = 𝑠 [OH( ] = 2 𝑠
𝐾3 = 𝑠 · (2 𝑠)! = 4 𝑠 %
3,4·10()) = 4 𝑠 % ® 𝑠 = 2,0·10(2 mol L()
b) Falso. Al añadir un ion común disminuye la solubilidad.
c) Falso. Al elevar la temperatura se aporta calor y se favorece la disolución del sólido.
d) Falso. Por muy fuerte que se agite no se comunica suficiente calor como para variar la solubilidad.
1.26. Indique cuál de los siguientes sulfuros es más soluble en agua:

a) CuS
b) Na2 S
c) CoS
d) FeS
El sulfuro más soluble en agua es Na! S, ya que casi todas las sales alcalinas son muy solubles en agua y,
además, los sulfuros de metales de transición son insolubles.
1.27. En una disolución saturada de Al(OH)3 se debe cumplir que:

a) [Al3+ ] [OH– ]3 < K s
b) [Al3+ ] [OH– ]3 > K s
c) [Al3+ ] [OH– ]3 = K s
d) [Al3+ ]3 [OH– ] < K s
El equilibrio correspondiente a una disolución saturada de Al(OH)% (s) viene dado por la ecuación:
Al(OH)% (s) D Al%. (aq) + 3 OH( (aq)
𝐾3 = [Al%. ] [OH( ]%

1.28. Dados los siguientes compuestos (entre paréntesis se indican sus pK s ): ZnS (23,80), AgCl (9,80)
y Ag 2 CrO4 (11,95). Ordénelos por su solubilidad molar creciente en agua:
a) Ag 2 CrO4 , ZnS, AgCl
b) ZnS, Ag 2 CrO4 , AgCl
c) ZnS, AgCl, Ag 2 CrO4
d) AgCl, Ag 2 CrO4 , ZnS
e) Ag 2 CrO4 , AgCl, ZnS
La relación entre 𝐾3 y p𝐾3 viene dada por la expresión:

𝐾3 = 10(‡¬<
La siguiente tabla muestra los valores p𝐾3 y 𝐾3 de las sustancias propuestas:
Sustancia p𝐾3 𝐾3
ZnS 23,80 1,585·10(!2
AgCl 9,80 1,58·10()P
Ag ! CrO2 11,95 1,122·10()!
§ El equilibrio correspondiente a la disolución del Ag ! CrO2 (s) viene dado por la ecuación:
2 (aq)

𝐾3 = [Ag . ]! [CrO!(
2 ]
Llamando 𝑠 a la solubilidad molar del Ag ! CrO2 y considerando que en el equilibrio:

[Ag . ] = 2 𝑠 [CrO!(
2 ] = 𝑠

𝐾¶ = (2 𝑠)! · 𝑠 = 4 𝑠 %
1,122·10()! = 4 𝑠 % ® 𝑠 = 6,546·10($ mol L()
§ El equilibrio correspondiente a la disolución del AgCl(s) viene dado por la ecuación:
𝐾3 = [Ag . ] [Cl( ]
Llamando 𝑠 a la solubilidad molar del AgCl y considerando que en el equilibrio:
[Cl( ] = [Ag . ] = 𝑠
𝐾3 = 𝑠 · 𝑠 = 𝑠 !
1,58·10()P = 𝑠 ! ® 𝑠 = 1,26·10($ mol L()
§ El equilibrio correspondiente a la disolución del ZnS(s) viene dado por la ecuación:
ZnS(s) D Zn!. (aq) + S!( (aq)
𝐾¶ = [S!( ] [Zn!. ]
Llamando 𝑠 a la solubilidad molar del ZnS y considerando que en el equilibrio:

[S!( ] = [Zn!. ] = 𝑠
𝐾¶ = 𝑠 · 𝑠 = 𝑠 !
1,585·10(!2 = 𝑠 ! ® 𝑠 = 1,259·10()! mol L()
El orden correcto de solubilidad molar creciente para los compuestos propuestos es:
ZnS < AgCl < Ag ! CrO2
1.29. ¿Cuál será la concentración de ion cloruro que se obtiene al colocar 2 g de cloruro de plomo(II)
en 100 mL de agua pura si el producto de solubilidad es K s = 10–9,8 ?
a) 1,4·10–4 M
b) 2,2·10–4 M
c) 3,4·10–4 M
d) 6,8·10–4 M
El equilibrio correspondiente a la disolución del PbCl! (s) viene dado por la ecuación:
PbCl! (s) D Pb!. (aq) + 2 Cl( (aq)
𝐾3 = [Pb!. ] [Cl( ]!
Llamando 𝑠 a la solubilidad molar del PbCl! y considerando que en el equilibrio:
[Pb!. ] = 𝑠 [Cl( ] = 2 𝑠
𝐾3 = 𝑠 · (2 𝑠)! = 4 𝑠 %
10(•,F = 4 𝑠 % ® 𝑠 = 3,4·10(2 mol L()
A partir de la solubilidad se obtiene que el valor de [Cl( ] en la disolución es:
[Cl( ] = 2 · (3,4·10(2 mol L() ) = 6,8·10(2 mol L()
1.30. Para una disolución saturada de Mg 3 (PO4 )2 la solubilidad es igual a:

a) La concentración de Mg 2+ .
b) La concentración de Mg 2+ dividida entre dos.
c) La concentración de PO3–4 .
d) La concentración de Mg 2+ dividida entre tres.
e) La concentración de Mg 2+ multiplicada por tres.
f) El doble de la concentración de PO3–
4 .
El equilibrio correspondiente a la disolución del Mg % (PO2 )! (s) viene dado por la ecuación:
Mg % (PO2 )! (s) D 3 Mg !. (aq) + 2 PO%(
2 (aq)
Llamando 𝑠 a la solubilidad molar del Mg % (PO2 )! y considerando que en el equilibrio:
[PO%(
2 ] = 2 𝑠 [Mg !. ] = 3 𝑠
Se obtiene que:
𝑠 = [Mg !. ]/3
1.31. ¿Cuál de los siguientes sulfuros precipitados tiene mayor concentración de catión en disolución
acuosa como consecuencia del equilibrio de solubilidad?
a) Ag 2 S(s) K s = 8,0·10–51
b) CdS(s) K s = 1,0·10–27
c) CoS(s) K s = 3,0·10–26
d) Tl2 S(s) K s = 6,0·10–22
e) HgS(s) K s = 5,0·10–54
(O.Q.N. El Escorial 2012) (O.Q.L. Madrid 2013) (O.Q.L. Cantabria 2013)
El equilibrio correspondiente a la disolución de un sulfuro del tipo A• S(s) viene dado por la ecuación:
A• S(s) D x Aj. (aq) + S!( (aq)
𝐾3 = [Aj. ]• [S!( ]
Llamando 𝑠 a la solubilidad molar del A• S y considerando que en el equilibrio:
[Aj. ] = x 𝑠 [S!( ] = 𝑠
𝐾3 = (x 𝑠)• · 𝑠 = x • · 𝑠 (•.))
El valor de la solubilidad para una determinada sal se calcula mediante la siguiente expresión:
=42 𝐾
𝑠= Ð •3
x
La mayor concentración de catión en disolución acuosa corresponde al sulfuro que tenga el valor de 𝐾3
más elevado y mayor número de cationes por unidad fórmula. Esta condición la cumple el Tl! S cuya de
solubilidad molar es:
" 6,0·10(!!
𝑠= Ð = 5,3·10(F mol L()
2!
La concentración de catión en este sulfuro es:
[Tl. ] = 2 · (5,3·10(F mol L() ) = 1,1·10(E mol L()
1.32. La expresión del producto de solubilidad, K s , para el Pb(IO3 )2 es:

a) [Pb4+ ] [IO2–
3 ]
b) [Pb ] [2 IO–3 ]3
2+
c) [Pb2+ ] [IO–3 ]2
d) [Pb2+ ] [𝟐 IO–3 ]2
El equilibrio correspondiente a la disolución del Pb(IO% )! (s) viene dado por la ecuación:
Pb(IO% )! (s) D Pb!. (aq) + 2 IO(
% (aq)

𝐾3 = [Pb!. ] [IO( !
% ]
1.33. Calcule la solubilidad, en g L–1 , en una disolución acuosa de hidróxido de calcio, si K s = 8,0·10–6 .
a) 5,9·10–4
b) 2,0·10–2
c) 0,93
d) 1,5
El equilibrio correspondiente a la disolución del Ca(OH)! (s) viene dado por la ecuación:
Ca(OH)! (s) D Ca!. (aq) + 2 OH( (aq)
𝐾3 = [Ca!. ] [OH( ]!
Llamando 𝑠 a la solubilidad molar del Ca(OH)! y considerando que en el equilibrio:
[Ca!. ] = s [OH( ] = 2 𝑠
𝐾3 = 𝑠 · (2 𝑠)! = 4 𝑠 %
8,0·10(1 = 4 𝑠 % ® 𝑠 = 1,26·10(! mol L()
1,26·10(! mol Ca(OH)! 74,1 g Ca(OH)!
· = 0,93 g L()
L 1 mol Ca(OH)!
1.34. Los productos de solubilidad de BaSO4 y Ag 2 CrO4 en agua tienen valores 1,1·10–10 y 1,1·10–12 ,
respectivamente. A la vista de estos datos se puede afirmar que:
a) La solubilidad de estas sales en agua pura será mayor que en una disolución acuosa de KI.
b) La solubilidad de estos compuestos es 1,1·10–10 y 1,1·10–12 mol L–1 , respectivamente.
c) La solubilidad del Ag 2 CrO4 es unas 6 veces mayor que la del BaSO4 .
d) La solubilidad del BaSO4 es 10 veces mayor que la del Ag 2 CrO4 .
a) Falso. La adición de una sal, KI, que no tiene ningún ion común con los del equilibrio estudiado aumenta
la solubilidad de las sustancias precipitadas debido al efecto salino.
b) Falso. Los equilibrios correspondientes a la disolución de las sales Ag ! CrO2 (s) y BaSO2 (s) son, respec-
tivamente:
2 (aq) BaSO2 (s) D Ba!. (aq) + SO!( 2 (aq)

𝐾3 = [Ag . ]! [CrO!(
2 ] 𝐾3 = [Ba!. ] [SO!(
2 ]
Llamando 𝑠 a las solubilidades molares del Ag ! CrO2 y BaSO2 y considerando que en el equilibrio:
[Ag . ] = 2𝑠 [CrO!(
2 ] = 𝑠 [Ba!. ] = [SO!(
2 ] = 𝑠
Las expresiones de 𝐾3 en función de la solubilidad molar son:

𝐾3 = (2 𝑠)! · 𝑠 = 4 𝑠 % 𝐾3 = 𝑠 · 𝑠 = 𝑠 !
Los valores de la solubilidad molar son, respectivamente:
1,1·10()! = 4 𝑠 % ® 𝑠 = 6,5·10($ mol L() 1,1·10()P = 𝑠 ! ® 𝑠 = 1,0·10($ mol L()

Comparando ambas solubilidades:
𝑠 (Ag ! CrO2 ) 6,5·10($ mol L()
= = 6,5
𝑠 (BaSO2 ) 1,0·10($ mol L()
c) Verdadero. Como se observa, la solubilidad del Ag ! CrO2 es algo más de 6 veces mayor que la del BaSO2 .
d) Falso. Según se ha demostrado en el apartado b).
(Cuestión similar a la propuesta en Tarazona 2003).
1.35. Dados los siguientes compuestos (entre paréntesis se indican sus respectivos pK s ):
ZnS (23,80), Ag 2 CrO4 (11,95), Ca3 (AsO4 )2 (18,17), Bi(OH)3 (31,5).
Ordénelos por su solubilidad molar creciente en agua:
a) Ca3 (AsO4 )2 , Bi(OH)3 , Ag 2 CrO4 , ZnS
b) Bi(OH)3 , Ag 2 CrO4 , ZnS, Ca3 (AsO4 )2
c) Ag 2 CrO4 , ZnS, Ca3 (AsO4 )2 , Bi(OH)3
d) ZnS, Bi(OH)3 , Ag 2 CrO4 , Ca3 (AsO4 )2
e) Ca3 (AsO4 )2 , Ag 2 CrO4 , Bi(OH)3 , ZnS
(O.Q.L. Valencia 2013) (O.Q.L. Valencia 2020)

𝐾3 = 10(‡¬<
ZnS 23,80 1,585 · 10(!2
Ag ! CrO2 11,95 1,122 · 10()!
Ca% (AsO2 )! 18,17 6,761 · 10()•
Bi(OH)% 31,5 3,16 · 10(%!
§ El equilibrio correspondiente a la disolución del ZnS(s) viene dado por la ecuación:
𝐾3 = [S!( ] [Zn!. ]
[S!( ] = [Zn!. ] = 𝑠
𝐾¶ = 𝑠 · 𝑠 = 𝑠 !
1,585·10(!2 = 𝑠 ! ® 𝑠 = 1,259·10()! mol L()
2 (aq)

𝐾3 = [Ag . ]! [CrO!(
2 ]
Llamando 𝑠 a la solubilidad molar del Ag ! CrO2 y considerando que en el equilibrio:

[Ag . ] = 2 𝑠 [CrO!(
2 ] = 𝑠

𝐾3 = (2 𝑠)! · 𝑠 = 4 𝑠 %
1,122·10()! = 4 𝑠 % ® 𝑠 = 6,546·10($ mol L()
§ El equilibrio correspondiente a la disolución del Ca% (AsO2 )! (s) viene dado por la ecuación:
Ca% (AsO2 )! (s) D 3 Ca!. (aq) + 2 AsO%(
2 (aq)

𝐾3 = [Ca!. ]% [AsO%( !
2 ]
Llamando 𝑠 a la solubilidad molar del Ca% (AsO2 )! y considerando que en el equilibrio:

[Ca!. ] = 3 𝑠 [AsO%(
2 ] = 2 𝑠

𝐾3 = (3 𝑠)% · (2 𝑠)! = 108 𝑠 $
6,761·10()• = 108 𝑠 $ ® 𝑠 = 9,106·10($ mol L()
§ El equilibrio correspondiente a la disolución del Bi(OH)% (s) viene dado por la ecuación:
Bi(OH)% (s) D Bi%. (aq) + 3 OH( (aq)
𝐾3 = [Bi%. ] [OH( ]%
Llamando 𝑠 a la solubilidad molar del Bi(OH)% y considerando que en el equilibrio:
[Bi%. ] = 𝑠 [OH( ] = 3 𝑠
𝐾3 = 𝑠 · (3𝑠)% = 27 𝑠 2
3,16·10(%! = 27 𝑠 2 ® 𝑠 = 5,85·10(• mol L()
ZnS < Bi(OH)% < Ag ! CrO2 < Ca% (AsO2 )!
(Cuestión similar a la propuesta en Valencia 2011).
1.36. ¿Qué sólido es mucho más soluble en una disolución 1 M de HCl que en agua?
a) CaHPO4
b) CaCl2
c) CaBr2
d) BaSO4
El fosfato de calcio, Ca% (PO2 )! , la roca fosfática que se extrae de la naturaleza en los yacimientos de Fos
Brucaa, Sáhara Occidental, es insoluble en agua, por lo que no puede utilizarse como abono, ya que no
sería absorbido por las raíces de las plantas. Este fosfato de calcio se mezcla con cantidades variables de
HCl para formar sales que son tanto más solubles cuanto mayor es el número de hidrógenos que contenga
la sal:
Ca% (PO2 )! (s) + 2 HCl(aq) ® 2 CaHPO2 (s) + CaCl! (aq)
2 CaHPO2 (s) + 2 HCl(aq) ® Ca(H! PO2 )! (s) + CaCl! (aq)
El Ca% (PO2 )! es menos soluble que el CaHPO2 y este es menos soluble que el Ca(H! PO2 )! .
Para las otras tres sustancias propuestas, la acidez no provoca la formación de ácidos débiles más esta-
bles que el anión, por lo que no aumenta la solubilidad.
1.37. La relación entre la solubilidad en agua, 𝒔, y el producto de solubilidad, K s , para el fluoruro de

calcio, CaF2 , un sólido iónico poco soluble es:
a) 𝒔𝟑 = K s
b) 𝒔 = K s
c) 𝒔𝟐 = K s
d) 4 𝒔𝟑 = K s
e) 2 𝒔𝟐 = K s
CaF! (s) D Ca!. (aq) + 2 F ( (aq)
𝐾3 = [Ca!. ] [F ( ]!
Llamando s a la solubilidad molar del CaF! y considerando que en el equilibrio:
[Ca!. ] = 𝑠 [F ( ] = 2 𝑠
𝐾3 = 𝑠 · (2𝑠)! = 4 𝑠 %
(Cuestión similar a las propuestas en Navacerrada 1996 y otras).
1.38. Calcule la concentración de ion carbonato en una disolución saturada de carbonato de cadmio si
su producto de solubilidad es K s = 10–12 .
a) 10–4 M
b) 3,5·10–2 M
c) 3,5·10–4 M
d) 10–6 M
e) 0,027 M
El equilibrio correspondiente a la disolución del CdCO% (s) viene dado por la ecuación:
CdCO% (s) D Cd!. (aq) + CO!(
% (aq)

𝐾3 = [Cd!. ] [CO!(
% ]
Llamando 𝑠 a la solubilidad molar del CdCO% y considerando que en el equilibrio:

[Cd!. ] = [CO!(
% ] = 𝑠

𝐾3 = 𝑠 · 𝑠 = 𝑠 !
El valor de la solubilidad molar y de [CO!(
% ] es:
10()! = 𝑠 ! ® 𝑠 = [CO!( (1 ()
% ] = 10 mol L
1.39. Un gran exceso de MgF2 , sal poco soluble, se añade a 1,0 L de agua para obtener una disolución
saturada de MgF2 . A esta disolución se le añade 1,0 L de agua, se agita y se observa que sigue quedando
precipitado de fluoruro de magnesio en el recipiente. Cuando se establece el equilibrio, manteniendo la
temperatura constante, la concentración de Mg 2+ en la disolución comparada con la disolución original
es:
a) Igual
b) Doble
c) La mitad
d) Un valor distinto de los anteriores.
El equilibrio correspondiente a la disolución del MgF! (s) viene dado por la ecuación:
MgF! (s) D Mg !. (aq) + 2 F ( (aq)
La adición de una cantidad de agua igual a la que había determina que se disuelva una cantidad de sólido
idéntica a la había en la disolución, ya que la solubilidad de la sustancia no cambia si la temperatura per-
manece constante, sin embargo, el valor de [Mg !. ] sigue siendo igual que al principio.
1.40. Si el producto de solubilidad del Ag 3 PO4 es pK s = 18,2; la concentración de plata en una disolu-
ción saturada será:
a) 1,3 mg L–1
b) 4,0 mg L–1
c) 2,6 mg L–1
d) 1,8 mg L–1
e) 2,0 mg L–1
El equilibrio correspondiente a la disolución del Ag % PO2 (s) viene dado por la ecuación:
Ag % PO2 (s) D 3 Ag . (aq) + PO%(
2 (aq)
𝐾3 = [Ag . ]% [PO%(
2 ]
Llamando 𝑠 a la solubilidad molar del Ag % PO2 y considerando que en el equilibrio:
[Ag . ] = 3 𝑠 [PO%(
2 ] = 𝑠
𝐾3 = (3 𝑠)% · 𝑠 = 27 𝑠 2
El valor de 𝐾3 para una sal que tiene p𝐾3 = 18,20 es:
𝐾3 = 10(pK s = 10()F,! = 6,31·10()•
La solubilidad molar del Ag % PO2 es:
6,31·10()• = 27 𝑠 2 ® 𝑠 = 1,24·10($ mol L()
El valor de [Ag . ] es:
[Ag . ] = 3 · (1,24·10($ mol L() ) = 3,72·10($ mol L()
Expresado en mg L() :
3,72·10($ mol Ag . 107,9 g Ag . 10% mg Ag .
· · = 4,01 mg L()
L 1 mol Ag . 1 g Ag .
1.41. Se tienen 250 mL de disolución saturada de AgCl. Si se evaporan 50 mL de agua:

a) Aumentará la concentración de AgCl en la disolución.
b) Disminuirá la concentración de AgCl en la disolución.
c) No variará la concentración de AgCl en la disolución.
d) No variará la cantidad de AgCl en la disolución.
Suponiendo que después de evaporar el agua se recupera la temperatura inicial, entonces se mantiene el
valor de la constante producto de solubilidad, 𝐾¶ , ya que esta solo depende de la temperatura.
El equilibrio correspondiente a la disolución del AgCl(s) viene dado por la ecuación:
𝐾3 = [Ag . ] [Cl( ]
[Ag . ] = [Cl( ] = [AgCl]9‚ = 𝑠
Como 𝐾3 es constante, también es constante el valor de 𝑠.
1.42. A 5,0 g de Fe(OH)2 (K s = 1,64·10–14 ) se añade agua a 25 °C hasta un volumen de 100 mL. La
concentración de iones hidróxido en la disolución resultante es:
a) 3,2·10–5 M
b) 4,0·10–5 M
c) 6,4·10–5 M
d) 1,11 M
El equilibrio correspondiente a la disolución del Fe(OH)! (s) viene dado por la ecuación:
Fe(OH)! (s) D Fe!. (aq) + 2 OH( (aq)
𝐾3 = [Fe!. ] [OH( ]!
Llamando 𝑠 a la solubilidad molar del Fe(OH)! y considerando que en el equilibrio:
[Fe!. ] = 𝑠 [OH( ] = 2 𝑠
𝐾3 = 𝑠 · (2 𝑠)! = 4 𝑠 %
1,64·10()2 = 4 𝑠 % ® 𝑠 = 1,60·10($ mol L()
[OH( ] = 2 · (1,60·10($ ) = 3,2·10($ mol L()
1.43. ¿Cuál es la solubilidad del carbonato de magnesio, MgCO3 , (K s = 6,8·10–6 ) en agua a 25 °C?
a) 0,22 g L–1
b) 2,6·10–3 g L–1
c) 3,1·10–5 g L–1
d) 8,1·10–8 g L–1
El equilibrio correspondiente a la disolución del MgCO% (s) viene dado por la ecuación:
MgCO% (s) D Mg !. (aq) + CO!(
% (aq)

𝐾3 = [Mg !. ] [CO!(
% ]
Llamando 𝑠 a la solubilidad molar del MgCO% y considerando que en el equilibrio:

[Mg !. ] = [CO!(
% ] = 𝑠

𝐾3 = 𝑠 · 𝑠 = 𝑠 !
6,8·10(1 = 𝑠 ! ® 𝑠 = 2,6·10(% mol L()
2,6·10(% mol MgCO% 84,3 g MgCO%
𝑠= · = 0,22 g L()
L 1 mol MgCO%
1.44. Si a una determinada temperatura la solubilidad del yoduro de plomo(II) es 1,2·10–3 mol L–1 ,
¿cuál es su producto de solubilidad?
a) 1,10·10–5
b) 1,92·10–3
c) 6,91·10–9
d) 2,00·10–4
PbI! (s) D Pb!. (aq) + 2 I ( (aq)
𝐾3 = [Pb!. ] [I ( ]!
[Pb!. ] = 𝑠 [I ( ] = 2 𝑠
𝐾3 = 𝑠 · (2 𝑠)! = 4 𝑠 %
𝐾3 = 4 · (1,2·10(% )% = 6,9·10(•

1.45. A partir de la constante del producto de solubilidad, calcule la solubilidad del Ag 4 Fe(CN)6 , expre-
sada en mol por litro.
a) 5,1·10–10
b) 1,2·10–9
c) 2,5·10–9
d) 4,6·10–23
(Dato. K s (Ag 4 Fe(CN)6 ) = 8,5·10–45 ).
El equilibrio correspondiente a la disolución del Ag 2 Fe(CN)1 (s) viene dado por la ecuación:
Ag 2 Fe(CN)1 (s) D 4 Ag . (aq) + (Fe(CN)1 )2( (aq)
𝐾3 = [Ag . ]2 [(Fe(CN)1 )2( ]
Llamando 𝑠 a la solubilidad molar del Ag 2 Fe(CN)1 y considerando que en el equilibrio:
[Ag . ] = 4 𝑠 [(Fe(CN)1 )2( ] = 𝑠
𝐾3 = (4 𝑠)2 · 𝑠 = 256 𝑠 $
8,5·10(2$ = 256 𝑠 $ ® 𝑠 = 5,1·10()P mol L()
1.46. Los compuestos PbI2 , CdS, BaSO4 y Ni(OH)2 , precipitan en disolución acuosa, teniendo cada uno
de ellos un color característico. Indique qué secuencia de colores es la correcta:
a) Violeta, naranja, verde y blanco.
b) Amarillo, naranja, blanco y verde.
c) Verde, naranja, violeta y blanco.
d) Amarillo, azul, azul y verde.
Los colores de los precipitados son:

PbI! ® amarillo CdS ® naranja BaSO2 ® blanco Ni(OH)! ® verde
1.47. El producto de solubilidad del fluoruro de calcio a 25 °C es 3,20·10–11 , la masa en gramos de fluo-
ruro de calcio que se ha disuelto para obtener 100 mL de una disolución acuosa saturada es:
a) 0,00002
b) 0,00020
c) 0,00156
d) 0,01560
CaF! (s) D Ca!. (aq) + 2 F ( (aq)
𝐾3 = [Ca!. ] [F ( ]!
[Ca!. ] = 𝑠 [F ( ] = 2 𝑠

𝐾3 = 𝑠 · (2 𝑠)! = 4 𝑠 %
3,20·10()) = 4 𝑠 % ® 𝑠 = 2,00·10(2 mol L()
Expresando la solubilidad en g L() :
2,00·10(2 mol CaF! 78,1 g CaF!
· = 1,56·10(! g L()
L 1 mol CaF!
La masa de CaF! que se disuelve en 100 mL de agua es:
1 L 1,56·10(! g CaF!
100 mL · % · = 1,56·10(% g CaF!
10 mL L
1.48. Para las siguientes sustancias:

Compuesto K s
BaF2 1,84·10–7
Ba(IO3 )2 4,01·10–9
PbF2 3,30·10–8
Pb(IO3 )2 3,69·10–13
el orden en que aumenta su solubilidad en agua es:
a) BaF2 ; Ba(IO3 )2 ; PbF2 ; Pb(IO3 )2
b) BaF2 ; PbF2 ; Ba(IO3 )2 ; Pb(IO3 )2
c) Pb(IO3 )2 ; PbF2 ; Ba(IO3 )2 ; BaF2
d) Pb(IO3 )2 ; Ba(IO3 )2 ; PbF2 ; BaF2
§ El equilibrio correspondiente a la disolución del BaF! viene dado por la ecuación:

BaF! (s) D Ba!. (aq) + 2 F ( (aq)
𝐾3 = [F ( ]! [Ba!. ]
[F ( ] = 2 𝑠 [Ba!. ] = 𝑠
𝐾3 = (2 𝑠)! · 𝑠 = 4 𝑠 %
1,84·10(E = 4 𝑠 % ® 𝑠 = 3,58·10(% mol L()
§ El equilibrio correspondiente a la disolución del Ba(IO% )! viene dado por la ecuación:
Ba(IO% )! (s) D Ba!. (aq) + 2 IO(
% (aq)

𝐾3 = [Ba!. ] [IO( !
% ]
Llamando 𝑠 a la solubilidad molar del Ba(IO% )! y considerando que en el equilibrio:

[Ba!. ] = 𝑠 [IO(
% ] = 2 𝑠

𝐾3 = 𝑠 · (2 𝑠)! = 4 𝑠 %
4,01·10(• = 4 𝑠 % ® 𝑠 = 1,00·10(% mol L()
§ El equilibrio correspondiente a la disolución del PbF! viene dado por la ecuación:
PbF! (s) D Pb!. (aq) + 2 F ( (aq)
𝐾3 = [F ( ]! [Pb!. ]
Llamando 𝑠 a la solubilidad molar del PbF! y considerando que en el equilibrio:
[F ( ] = 2 𝑠 [Pb!. ] = 𝑠
𝐾3 = (2 𝑠)! · 𝑠 = 4 𝑠 %
3,30·10(F = 4 𝑠 % ® 𝑠 = 2,02·10(% mol L()
§ El equilibrio correspondiente a la disolución del Pb(IO% )! viene dado por la ecuación:
Pb(IO% )! (s) D Pb!. (aq) + 2 IO(
% (aq)

𝐾3 = [Pb!. ] [IO( !
% ]

[Pb!. ] = 𝑠 [IO(
% ] = 2 𝑠

𝐾3 = 𝑠 · (2 𝑠)! = 4 𝑠 %
3,69·10()% = 4 𝑠 % ® 𝑠 = 4,52·10($ mol L()
Pb(IO% )! < Ba(IO% )! < PbF! < BaF!
1.49. El producto de solubilidad del PbBr2 (s) en agua a 25 °C es 6,60·10–6 . La solubilidad en g L–1 del
PbBr2 (s) a 25 °C es:
a) 6,88
b) 4,33
c) 5,46
d) 0,66
El equilibrio correspondiente a la disolución del PbBr! (s) viene dado por la ecuación:
PbBr! (s) D Pb!. (aq) + 2 Br ( (aq)
𝐾3 = [Pb!. ] [Br ( ]!
Llamando 𝑠 a la solubilidad molar del PbBr! y considerando que en el equilibrio:
[Pb!. ] = 𝑠 [I ( ] = 2 𝑠
𝐾3 = 𝑠 · (2 𝑠)! = 4 𝑠 %
6,60·10(1 = 4 𝑠 % ® 𝑠 = 1,18·10(! mol L()
1,18·10(! mol PbBr! 367,0 g PbBr!
· = 4,33 g L()
L 1 mol PbBr!
1.50. Con la finalidad de abastecer de agua potable a un pueblo se han realizado diversas prospecciones
y se ha encontrado un acuífero en el que las paredes están compuestas de yeso. Por lo tanto, el agua
presente en este acuífero está saturada en CaSO4 . Según la normativa (Real Decreto 1423/1982), el nivel
máximo permitido de Ca(II) en el agua de consumo es 200 mg/L. Para conseguir que el agua de este
acuífero cumpla con la normativa se ha pensado en usar zeolitas, una familia de compuestos capaces de
atrapar cationes como el Ca(II) y, que actualmente se usan en detergentes en la zona mediterránea para
reducir la dureza del agua. Si un gramo de zeolita es capaz de retener 30,0 mg Ca(II), ¿cuál es la cantidad
de zeolita necesaria para tratar 100 L del agua procedente del acuífero y que esta cumpla la normativa?
a) 390 g
b) 1.060 g
c) 540 g
d) 220 g
(Dato. pK s (CaSO4 ) = 4,20).
El equilibrio correspondiente a la disolución del CaSO2 (s) viene dado por la ecuación:
CaSO2 (s) D Ca!. (aq) + SO!(
2 (aq)

𝐾3 = [Ca!. ] [SO!(
2 ]
Llamando 𝑠 a la solubilidad molar del CaSO2 y considerando que en el equilibrio:

[Ca!. ] = [SO!(
2 ] = 𝑠

𝐾3 = 𝑠 · 𝑠 = 𝑠 !
El valor de la constante producto de solubilidad para una sal que tiene pK s = 4,20 es:
𝐾3 = 10(pK s = 10(2,!P = 6,31·10($
La solubilidad molar es:
6,31·10($ = 𝑠 ! ® 𝑠 = 7,94·10(% mol L()
§ La cantidad de Ca!. contenida en 100 L de agua es:
7,94·10(% mol Ca!. 40,1 g Ca!. 10% mg Ca!.
100 L agua · · · = 3,18·102 mg Ca!.
L 1 mol Ca!. 1 g Ca!.
§ La cantidad de Ca!. admisible en 100 L de agua según la normativa es:
200 mg Ca!.
100 L agua · = 2,00·104 mg Ca!.
L agua
§ La cantidad de Ca!. a eliminar de 100 L de agua es:
3,18·104 mg Ca!. (total) − 3,18·104 mg Ca!. (normativa) = 3,18·104 mg Ca!. (exceso)
Relacionando Ca!. con zeolita se obtiene la cantidad de esta a utilizar:
1,00 g zeolita
3,18·104 mg Ca!. · = 393 g zeolita
30,0 mg Ca!.
1.51. Si el producto de solubilidad del yoduro de plomo(II) a 25 °C es 1,0·10–9 , su solubilidad es:

a) 7,9·10–4 M.
b) 2,90 g de yoduro de plomo(II) por litro de disolución.
c) 29,04 g de yoduro de plomo(II) por litro de disolución.
d) 0,29 g de yoduro de plomo(II) por litro de disolución.
PbI! (s) D Pb!. (aq) + 2 I ( (aq)
𝐾3 = [Pb!. ] [I ( ]!
[Pb!. ] = 𝑠 [I ( ] = 2 𝑠
𝐾3 = 𝑠 · (2 𝑠)! = 4 𝑠 %
El valor de la solubilidad molar en agua es:
1,0·10(• = 4 𝑠 % ® 𝑠 = 6,3·10(2 mol L()
6,3·10(2 mol PbI! 461,0 g PbI!
· = 0,29 g L()
L 1 mol PbI!
1.52. La solubilidad molar del sulfuro de hierro(III), Fe2 S3 , en agua, en términos de su producto de
solubilidad, vale:
5
5 Ks 5 K
s
a) s = ÖK s b) s = ÖK s c) s = Ð d) s = Ð
5 108
El equilibrio correspondiente a la disolución del Fe! S% (s) viene dado por la ecuación:
Fe! S% (s) D 2 Fe%. (aq) + 3 S!( (aq)
𝐾3 = [Fe%. ]! [S!( ]%
Llamando 𝑠 a la solubilidad molar del Fe! S% y considerando que en el equilibrio:
[Fe%. ] = 2 𝑠 [S!( ] = 3 𝑠

𝐾¶ = (2 𝑠)! · (3 𝑠)% = 108 𝑠 $
La expresión de la solubilidad molar en función de 𝐾3 es:
& 𝐾
3
𝑠= Ð
108
1.53. A partir de los siguientes productos de solubilidad: pK s (PbCl2 ) = 4,70; pK s (PbI2 ) = 8,00; pK s
(PbCrO4 ) = 12,5; pK s (Pb(IO3 )2 ) = 12,43 y pK s (PbSO4 ) = 7,59; la mayor y menor solubilidad de plomo,
respectivamente, la muestran las disoluciones de:
a) PbCl2 y PbSO4
b) PbI2 y Pb(IO3 )2
c) PbCrO4 y Pb(IO3 )2
d) PbI2 y PbCrO4
e) PbCl2 y PbCrO4

𝐾3 = 10(‡¬<
PbCl! 4,70 2,00·10($
PbI! 8,00 1,00·10(F
PbCrO2 12,5 3,16·10()%
Pb(IO% )! 12,43 3,715·10()%
PbSO2 7,59 2,57·10(F
§ El equilibrio correspondiente a la disolución del PbCl! (s) viene dado por la ecuación:
𝐾3 = [Pb!. ] [Cl( ]!
Llamando 𝑠 a la solubilidad molar del PbCl! y considerando que en el equilibrio:
[Pb!. ] = 𝑠 [Cl( ] = 2 𝑠
𝐾3 = 𝑠 · (2 𝑠)! = 4 𝑠 %
El valor de la solubilidad molar del Pb!. es:
2,00·10($ = 4 𝑠 % ® 𝑠 = [Pb!. ] = 1,70·10(! mol L()
§ El equilibrio correspondiente a la disolución del PbI! (s) viene dado por la ecuación:
PbI! (s) D Pb!. (aq) + 2 I ( (aq)
𝐾3 = [Pb!. ] [I ( ]!
[Pb!. ] = 𝑠 [I ( ] = 2 𝑠

𝐾3 = 𝑠 · (2 𝑠)! = 4 𝑠 %
1,00·10(F = 4 𝑠 % ® 𝑠 = [Pb!. ] = 1,36·10(% mol L()
§ El equilibrio correspondiente a la disolución del PbCrO2 (s) viene dado por la ecuación:
PbCrO2 (s) D Pb!. (aq) + CrO!(
2 (aq)

𝐾3 = [Pb!. ] [CrO!(
2 ]
Llamando 𝑠 a la solubilidad molar del PbCrO2 y considerando que en el equilibrio:

[Pb!. ] = [CrO!(
2 ] = 𝑠

𝐾3 = 𝑠 · 𝑠 = 𝑠 !
3,16·10()% = 𝑠 ! ® 𝑠 = [Pb!. ] = 5,62·10(E mol L()
§ El equilibrio correspondiente a la disolución del Pb(IO% )! (s) viene dado por la ecuación:
Pb(IO% )! (s) D Pb!. (aq) + 2 IO(
% (aq)

𝐾3 = [Pb!. ] [IO( !
% ]

[Pb!. ] = 𝑠 [IO(
% ] = 2 𝑠

𝐾3 = 𝑠 · (2 𝑠)! = 4 𝑠 %
3,715·10()% = 4 𝑠 % ® 𝑠 = [Pb!. ] = 4,529·10($ mol L()
§ El equilibrio correspondiente a la disolución del PbSO2 (s) viene dado por la ecuación:
PbSO2 (s) D Pb!. (aq) + SO!(
2 (aq)

𝐾3 = [Pb!. ] [SO!(
2 ]
Llamando 𝑠 a la solubilidad molar del PbSO2 y considerando que en el equilibrio:

[Pb!. ] = [SO!(
2 ] = 𝑠

𝐾3 = 𝑠 · 𝑠 = 𝑠 !
2,57·10(F = 𝑠 ! ® 𝑠 = [Pb!. ] = 1,60·10(2 mol L()
La mayor solubilidad molar del Pb!. le corresponde al PbCl! y la menor solubilidad al PbCrO2 .
1.54. El CaF2 tiene una K s = 3,9·10–11 a 25 °C. ¿Cuál es la [F – ] en una disolución saturada de CaF2 a esa
temperatura?
a) 2,1·10–4
b) 3,4·10–4
c) 4,3·10–4
d) 6,8·10–4
CaF! (s) D Ca!. (aq) + 2 F ( (aq)
𝐾3 = [Ca!. ] [F ( ]!
[Ca!. ] = 𝑠 [F ( ] = 2 𝑠
𝐾¶ = 𝑠 · (2 𝑠)! = 4 𝑠 %
La solubilidad molar del CaF! es:
3,9·10()) = 4 𝑠 % ® 𝑠 = 2,1·10(2 mol L()
El valor de [F ( ] es:
[F ( ] = 2 · (2,1·10(2 mol L() ) = 4,2·10(2 mol L()
1.55. Se dispone de una disolución acuosa saturada de PbI2 a la temperatura de 25 °C. Al cabo de unos
días se observa que el volumen de la disolución, a la misma temperatura, ha disminuido a la mitad, se
puede deducir que:
a) La concentración de los iones en disolución no ha variado.
b) La concentración de los iones en disolución ha aumentado al doble.
c) La concentración de los iones en disolución ha disminuido a la mitad.
d) La solubilidad se ha hecho la mitad.
Como la temperatura permanece constante, el valor de la constante de producto de solubilidad no varía,

por lo que la concentración de los iones en solución tampoco varía.

1.56. Para una sal poco soluble de la forma AB la constante del producto de solubilidad es 10–8 y para
otra sal de la forma AB2 también es 10–8 .
a) Ambas son igual de solubles por tener la misma constante.
b) La solubilidad de la primera es mayor que la de la segunda.
c) La primera es más insoluble.
d) La segunda es más insoluble.
§ El equilibrio correspondiente a la disolución del AB(s) viene dado por la ecuación:

AB(s) D A. (aq) + B( (aq)
𝐾3 = [A. ] [B( ]
Llamando 𝑠 a la solubilidad molar de AB y considerando que en el equilibrio:

[A. ] = [B( ] = 𝑠
𝐾3 = 𝑠 · 𝑠 = 𝑠 !
10(F = 𝑠 ! ® 𝑠 = 1,0·10(2 mol L()
§ El equilibrio correspondiente a la disolución del AB! (s) viene dado por la ecuación:
AB! (s) D A!. (aq) + 2 B( (aq)
𝐾3 = [A!. ] [B( ]!
Llamando 𝑠 a la solubilidad molar de AB! y considerando que en el equilibrio:
[A!. ] = 𝑠 [B( ] = 2 𝑠
𝐾3 = 𝑠 · (2 𝑠)! = 4 𝑠 %
10(F = 4 𝑠 % ® 𝑠 = 1,4·10(% mol L()
Como se puede observar, la solubilidad molar de la sal AB! es mayor que la de la sal AB, por lo que la sal
AB es más insoluble.
1.57. Si la solubilidad del carbonato de bario es 8,3·10–5 M, la constante producto de solubilidad K s es:
a) 6,9·10–9
b) 9,1·10–3
c) 5,73·10–13
d) 0,044
El equilibrio correspondiente a la disolución del BaCO% (s) viene dado por la ecuación:
BaCO% (s) D Ba!. (aq) + CO!(
% (aq)

𝐾3 = [Ba!. ] [CO!(
% ]
Llamando 𝑠 a la solubilidad molar del BaCO% y considerando que en el equilibrio:

[Ba!. ] = [CO!(
% ] = 𝑠

𝐾3 = 𝑠 · 𝑠 = s!
𝐾3 = (8,3·10($ )! = 6,9·10(•

1.58. A temperatura ambiente el sulfato de bario es una sal menos soluble en agua que el carbonato de
bario:
a) El valor de K s (BaSO4 ) > K s (BaCO3 ).
b) El valor de K s (BaSO4 ) < K s (BaCO3 ).
c) Ambas sales de bario tienen el mismo valor de K s .
d) Es necesario disponer de una tabla que informe sobre el valor de K s de cada sal a 25 °C.
Los equilibrios correspondientes a la disolución de ambas sustancias son:

BaCO% (s) D Ba!. (aq) + CO!(
% (aq) BaSO2 (s) D Ba!. (aq) + SO!(
2 (aq)
Como se trata de sales que presentan la misma estequiometría, la expresión de la constante producto de
solubilidad para ambas es:
𝐾3 = [Ba!. ] [CO!(
% ] 𝐾3 = [Ba!. ] [SO!(
2 ]
Llamando 𝑠 a la solubilidad molar de cada una de ellas la expresión de 𝐾3 en función de la solubilidad

molar es:
𝐾¶ = 𝑠 · 𝑠 = 𝑠 !
La sal menos soluble, en este caso BaSO2 , tiene menor valor de la solubilidad molar y, por tanto, menor
valor del producto de solubilidad, 𝐾¶ , por lo que se cumple que:
𝐾¶ (BaSO2 ) < 𝐾¶ (BaCO% ).
1.59. Si el producto de solubilidad del sulfato de bario es 1,30·10–10 a 25 °C, su solubilidad en agua
expresada en g mL–1 es:
a) 2,66·10–3
b) 1,14·10–5
c) 2,66·10–6
d) 1,14·10–10
e) 1,30·10–10
El equilibrio correspondiente a la disolución del BaSO2 (s) viene dado por la ecuación:
BaSO2 (s) D Ba!. (aq) + SO!(
2 (aq)

𝐾s = [Ba!. ] [SO!(
2 ]
Llamando 𝑠 a la solubilidad molar del BaSO2 y considerando que en el equilibrio:

[Ba!. ] = [SO!(
2 ] = 𝑠
La expresión de 𝐾s en función de la solubilidad molar es:

𝐾s = 𝑠 · 𝑠 = 𝑠 !
1,30·10()P = 𝑠 ! ® 𝑠 = 1,14·10($ mol L()
1,14·10($ mol BaSO2 233,4 g BaSO2 1 L disolución
· · % = 2,66·10(1 g mL()
L disolución 1 mol BaSO2 10 mL disolución
1.60. Para el Ag 2 CrO4 , de solubilidad molar s, la concentración de iones plata será:

a) 2 s
b) 2 𝒔𝟐
c) 4 𝒔𝟐
d) 4 𝒔𝟑
El equilibrio correspondiente a la disolución del Ag ! CrO2 (s) viene dado por la ecuación:
2 (aq)
𝐾3 = [Ag . ]! [CrO!(
2 ]
Llamando 𝑠 a la solubilidad molar del Ag ! CrO2 las concentraciones iónicas en el equilibrio son:
[Ag . ] = 2 𝑠 [CrO!(
2 ] = 𝑠
1.61. Las constantes de solubilidad (producto de solubilidad) de una serie de sales poco solubles apa-
recen reflejadas en la siguiente tabla:
Nº de la sal Tipo de fórmula química Constante de solubilidad
1 AB 4,0·10–20
2 A2 B 3,2·10–11
3 AB3 2,7·10–31
En consecuencia, la solubilidad molar de tres sales aumenta según ¿qué orden?
a) 1, 3, 2
b) 2, 1, 3
c) 1, 2, 3
d) 3, 1, 2
El equilibrio correspondiente a la disolución de una sal del tipo An Bj (s) viene dado por la ecuación:
An Bj (s) D m Aj. (aq) + m Bn( (aq)
𝐾3 = [Aj. ]n [Bn( ]j
Llamando 𝑠 a la solubilidad molar del An Bj y considerando que en el equilibrio:
[Aj. ] = m 𝑠 [Bn( ] = n 𝑠
𝐾3 = (m 𝑠)n · (n 𝑠)j = mn · nj · 𝑠 (n.j)
El valor de la solubilidad para una determinada sal es:
:4; 𝐾3
𝑠= Ð
mn· nj
§ Para la sal AB se tiene que (m+n) = 2 y el valor de la solubilidad es:
4,0·10(!P
𝑠= Ð = 2,0·10()P mol L()
1
§ Para la sal A! B se tiene que (m+n) = 3 y el valor de la solubilidad es:
" 3,2·10())
𝑠= Ð = 2,0·10(2 mol L()
1 · 2!
§ Para la sal AB% se tiene que (m+n) = 4 y el valor de la solubilidad es:
( 2,7·10(%)
𝑠= Ð = 1,0·10(F mol L()
1 · 3%
A la vista de las respectivas solubilidades de las sales, el orden creciente correcto de las mismas es:
1 < 3 < 2
(Cuestión similar a la propuesta en Asturias 2004, Castilla-La Mancha 2004 y otras).
1.62. La solubilidad del bromuro de oro (III) es 1,45·10–4 g L–1 . Calcule su producto de solubilidad.
a) 3,32·10–7
b) 1,10·10–1𝟑
c) 3,27·10–7
d) 3,28·10–25
El equilibrio correspondiente a la disolución del AuBr% (s) viene dado por la ecuación:
AuBr% (s) D Au%. (aq) + 3 Br ( (aq)
𝐾3 = [Au%. ] [Br ( ]!
Llamando 𝑠 a la solubilidad molar del AuBr% y considerando que en el equilibrio:
[Au%. ] = 𝑠 [Br ( ] = 3 𝑠
La solubilidad molar del AuBr% es:
1,45·10(2 g AuBr% 1 mol AuBr%
𝑠= · = 3,32·10(E mol L(1
1 L 436,7 g AuBr%
𝐾3 = 𝑠 · (3 𝑠)% = 27 𝑠 2
𝐾3 = 27 · (3,32·10(E )2 = 3,28·10(!$
2. EFECTOS ION COMÚN Y SALINO

2.1. ¿Cuál de los siguientes compuestos no es soluble en NaOH(aq) 2,0 mol L–1 ?
a) Fe(OH)3 (s)
b) NaOH(s)
c) Be(OH)2 (s)
d) NaCl(s)
e) CH3 COOH(l)
f) Ca(OH)2 (s)
(O.Q.N. Navacerrada 1996) (O.Q.L. Galicia 2019) (O.Q.L. Cádiz 2019)
El NaOH(aq) es una base fuerte que en disolución acuosa se encuentra completamente disociada en iones
a) Verdadero. El equilibrio correspondiente a la disolución del Fe(OH)% (s) viene dado por la ecuación:
Fe(OH)% (s) D Fe%. (aq) + 3 OH( (aq)
𝐾3 = [Fe%. ] [OH( ]%
Si se trata de disolver Fe(OH)% (s) en NaOH(aq), el valor de [OH( ] aumenta. De acuerdo con el principio
de Le Châtelier (1884), para que se mantenga el valor de la constante 𝐾3 , el equilibrio se desplaza hacia
la formación de Fe(OH)% (s) con lo que su solubilidad disminuye.
Teniendo en cuenta que la solubilidad del Fe(OH)% en agua es muy pequeña (𝐾3 = 4,0·10(%F ), la solubi-
lidad en NaOH(aq) podría considerarse prácticamente nula.
b-c-f) Falso. NaOH, Be(OH)! y Ca(OH)! son bases fuertes, que se encuentran completamente disociadas
en iones, por lo que su solubilidad no se ve afectada por el medio.
d) Falso. NaCl es una sal muy soluble que se encuentra completamente disociada en iones, por lo que su
solubilidad no se ve afectada por el medio.
e) Falso. CH% COOH(l) es un ácido débil que se disuelve perfectamente en NaOH(aq), base fuerte, ya que
reaccionan según la siguiente ecuación química:
CH% COOH(l) + NaOH(aq) ® NaCH% COO(aq) + H! O(l)

AgOOCCH3 (s) D Ag + (aq) + CH3 COO– (aq) ΔH > 0
¿Cuál de los siguientes cambios aumentará la solubilidad del acetato de plata en agua?
a) Disminución de la temperatura.
b) Adición de ácido nítrico.
c) Adición de acetato de plata.
d) Adición de agua.
e) Adición de acetato de sodio.
(O.Q.N. Ciudad Real 1997) (O.Q.L. Cantabria 2011) (O.Q.L. Cantabria 2016)

modificada”.
a) Falso. Si se disminuye la temperatura, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se des-
plaza en el sentido en el que se produzca calor y la temperatura aumente. Como se trata de una reacción
endotérmica, el equilibrio se desplaza hacia la formación de AgOOCCH% (izquierda) lo que hace que dis-
minuya la solubilidad.
b) Verdadero. El equilibrio de solubilidad del AgOOCCH% viene dado por la siguiente ecuación:
AgOOCCH% (s) D Ag . (aq) + CH% COO( (aq)
Si se añade HNO% se produce la reacción que muestra la siguiente ecuación química:
AgOOCCH% (s) + HNO% (aq) ® AgNO% (aq) + CH% COOH(aq)
De acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el sentido en el que se repongan los
iones CH% COO( consumidos por la adición de HNO% , es decir, hacia la derecha, lo que hace aumentar la
solubilidad del AgOOCCH% .
c-d) Falso. La adición de AgOOCCH% o agua no afecta a la solubilidad mientras se mantenga constante la
temperatura.
e) Falso. NaOOCCH% es una sal que en disolución acuosa se encuentra completamente disociada en iones
NaOOCCH% (aq) ® Na. (aq) + CH% COO( (aq)
Si se añade NaOOCCH% , sustancia que tiene un ion común con los presentes en el equilibrio, de acuerdo
con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el sentido en el que se consuman los iones
CH% COO( añadidos, es decir hacia la izquierda, lo que hace disminur la solubilidad del AgOOCCH% .
2.3. En una disolución acuosa saturada de CaCO3 , la solubilidad aumenta al añadir:

a) HCl
b) NaOH
c) H2 O
d) Na2 CO3
e) CaCl2
(O.Q.N. Burgos 1998) (O.Q.L. Asturias 2014) (O.Q.L. Galicia 2016) (O.Q.L. Jaén 2017)

modificada”.
a) Verdadero. El equilibrio de solubilidad del CaCO% viene dado por la ecuación:
% (aq)
Si se añade HCl a la disolución saturada de CaCO% se produce la reacción que muestra la siguiente ecua-
ción química:
CaCO% (s) + 2 HCl(aq) ® CaCl! (aq) + H! CO% (aq)
iones CO!(
% consumidos por la adición de HCl, es decir, hacia la derecha, lo que hace aumentar la solubili-
dad del CaCO% .
b) Falso. Si se añade NaOH, base fuerte que se encuentra completamente disociada en iones, los iones
OH( procedentes de la misma alteran el equilibrio correspondiente a los iones carbonato en disolución
acuosa:
CO!( ( (
De acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el sentido en el que se consuman

los iones OH( añadidos, es decir, hacia la izquierda.
Si [CO!( !.
% ] aumenta, [Ca ] disminuye y así se mantiene constante el producto de solubilidad, por lo que
la solubilidad del CaCO% disminuye.
c) Falso. La adición de agua no afecta a la solubilidad mientras se mantenga constante la temperatura.
d-e) Falso. Si se añade Na! CO% o CaCl! , sustancias que tienen algún ion común con los presentes en el
equilibrio, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el sentido en el que se
consuman los iones CO!( !.
% o Ca añadidos, es decir, hacia la izquierda, por lo que la solubilidad del CaCO%
disminuye.
2.4. Un precipitado de AgCH3 COO se encuentra en equilibrio con una disolución saturada de esta sal.
Parte o todo el precipitado se disolverá al añadir una disolución diluida de:
a) NaOH
b) HNO3
c) NaNO3
d) KCH3 COO
e) AgNO3

modificada”.
El equilibrio de disolución del AgCH% COO(s) viene dado por la siguiente ecuación:
AgCH% COO(s) D Ag . (aq) + CH% COO( (aq)
a) Falso. Si se añade NaOH, base fuerte que se encuentra completamente disociada en iones, los iones
OH( procedentes de la misma alteran el equilibrio correspondiente a los iones acetato en disolución
acuosa:
De acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el sentido en el que se consuman
los iones OH( añadidos, es decir, hacia la izquierda.
Si [CH% COO( ] aumenta, [Ag . ] disminuye y así se mantiene constante el producto de solubilidad, por lo
que la solubilidad del AgOOCCH% disminuye.
b) Verdadero. Si se añade HNO% se produce la reacción que muestra la siguiente ecuación química:
AgCH% COO(s) + HNO% (aq) ® AgNO% (aq) + CH% COOH(aq)
De acuerdo con el principio de Le Châtelier, el equilibrio de solubilidad del AgOOCCH% se desplaza en el
sentido en el que se repongan los iones CH% COO( consumidos por la adición de HNO% , es decir, hacia la
derecha lo que hace aumentar la solubilidad del AgOOCCH% .
c-d-e) Falso. Si se añade NaNO% , KCH% COO o AgNO% , sustancias que tienen algún ion común con los pre-
sentes en el equilibrio, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el sentido en
el que se consuman los iones CH% COO( o Ag . añadidos, es decir hacia la izquierda, por lo que la solubili-
dad disminuye.
2.5. Teniendo en cuenta el siguiente sistema en equilibrio:

PbSO4 (s) D SO2– 2+
4 (aq) + Pb (aq) ΔH > 0
a) Se disolverá más sólido si se disminuye la temperatura.
b) Se disolverá más sólido si se diluye al doble la disolución.
c) Si se concentra la disolución, aumentará la concentración de Pb2+ .
d) Si se añade Pb(NO3 )2 (s), disminuirá la concentración de Pb2+ .

modificada”.
a) Falso. Si disminuye la temperatura, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza
térmico, el equilibrio se desplaza hacia la formación de PbSO2 (izquierda) lo que hace que disminuya la
solubilidad.
b) Falso. Si se considera que se mantiene constante la temperatura, el valor de 𝐾¶ permanece constante,
por lo que la solubilidad de la sustancia no cambia, aunque se duplique el volumen de agua.
c) Falso. Si se considera que se mantiene constante la temperatura, el valor de 𝐾¶ permanece constante,
por lo que la solubilidad, es decir, la concentración de las especies iónicas en el equilibrio no cambia aun-
que se elimine agua de la disolución.
d) Verdadero. Si se añade Pb(NO% )! , sustancia que tiene un ion común con los presentes en el equilibrio,
hace que aumente la cantidad de Pb!. , de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza
en el sentido en el que se consuma el Pb!. añadido, es decir, hacia la izquierda, lo que hace que disminuya
la concentración de Pb!. .
2.6. El producto de solubilidad del hidróxido de hierro(III) a 22 °C es 6,0·10–38 . ¿Qué masa de este
compuesto se disolverá en 100 mL de hidróxido de sodio 0,20 M, suponiendo que no hay formación de
complejos?
a) 6,0·10–39 g
b) 7,0·10–37 g
c) 8,0·10–35 g
d) 9,0·10–35 g
e) 1,0·10–30 g
El NaOH(aq) es una base fuerte que en disolución acuosa se encuentra completamente disociada en iones
De acuerdo con el balance de materia se puede escribir:
[NaOH] = [OH( ] = 0,20 M
Fe(OH)% (s) D Fe%. (aq) + 3 OH( (aq)
𝐾3 = [Fe%. ] [OH( ]%
La solubilidad en una disolución 0,20 M de NaOH ocasiona la presencia de un ion común que, de acuerdo
con el principio de Le Châtelier, disminuye la solubilidad. En el equilibrio se cumple que:
[Fe%. ] = 𝑠
[OH( ] = (0,20 + 3 𝑠) M ® 0,20 M ≫ 3 𝑠 ® [OH( ] ≈ 0,20 M
𝐾3 = 𝑠 · (0,20)%
6,0·10(%F = 8,0·10(% 𝑠 ® 𝑠 = 7,5·10(%1 mol L()

7,5·10(%1 mol Fe(OH)% 106,8 g Fe(OH)%
· = 8,0·10(%2 g L()
L 1 mol Fe(OH)%
La masa de Fe(OH)% que se disuelve en 100 mL de disolución de NaOH es:
1 L 8,0·10(%2 g Fe(OH)%
100 mL · % · = 8,0·10(%$ g Fe(OH)%
10 mL L
2.7. Si se añade HBr concentrado a una disolución de AgBr en el equilibrio:

AgBr(s) D Ag + (aq) + Br – (aq)
a) Aumenta la cantidad de precipitado.
b) Aumenta el producto de solubilidad.
c) Aumenta la solubilidad de la sal.
d) El equilibrio no se ve afectado por la adición.
(O.Q.L. Madrid 2005) (O.Q.L. La Rioja 2005) (O.Q.L. Málaga 2019)

modificada”.
a) Verdadero. El HBr es un ácido fuerte totalmente que se encuentra totalmente disociado según la ecua-
ción:
HBr(aq) + H! O(l) ® H% O. (aq) + Br ( (aq)
Si se añade HBr al equilibrio, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el
sentido en el que se consuma los iones Br ( añadidos por la adición del HBr, es decir, hacia la izquierda,
lo que hace aumentar la cantidad de precipitado de AgBr(s).
b-c) Falso. El producto de solubilidad, 𝐾¶ , y la solubilidad son valores constantes para cada temperatura.
d) Falso. Según lo expuesto en el apartado a).
2.8. Una disolución acuosa se encuentra en equilibrio con CaSO4 sólido. Señale la proposición inco-
rrecta:
a) Si se añade algo de NaNO3 , la solubilidad del CaSO4 aumenta debido al efecto salino.
b) Si se añade algo de Na2 SO4 , la solubilidad del CaSO4 disminuye debido al efecto del ion común.
c) Si se añade algo de CaSO4 , la solubilidad del CaSO4 permanece constante.
d) La solubilidad del CaSO4 solo depende de la temperatura.
e) Si se añade CaCO3 , la solubilidad disminuye por efecto del ion común.
(O.Q.N. Vigo 2006)

modificada”.
El equilibrio correspondiente a la disolución del CaSO2 (s) viene dado por la ecuación:
CaSO2 (s) D Ca!. (aq) + SO!(
2 (aq)
a) Correcto. La adición de NaNO% sustancia que no tiene un ion común con los presentes en el equilibrio
produce un aumento de la solubilidad del CaSO2 debido al efecto salino.
b-e) Correcto. Si se añade Na! SO2 o CaCO% , sustancias que tienen un ion común con los presentes en el
equilibrio, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el sentido en el que se
consuman los iones SO!( !.
2 o Ca añadidos, es decir, hacia la izquierda, por lo que la solubilidad del CaSO2
disminuye.
c) Correcto. La adición de más CaSO2 , hace que esta sustancia se quede en el fondo del recipiente sin
disolver, por lo que no cambia la solubilidad del CaSO2 .
d) Incorrecto. La solubilidad del CaSO2 puede modificarse, como se ha visto, por la adición de un ion
común, es el producto de solubilidad el que solo depende de la temperatura.
La respuesta no correcta es la d.
2.9. La solubilidad del fluoruro de bario en agua es de 7,41·10–3 mol L–1 . ¿Cuál será la solubilidad del
fluoruro de bario en una disolución 1,00 M de cloruro de bario totalmente disociado?
a) 6,38·10–4 M
b) 8,0·10–2 M
c) 1 M
d) 0,02 M
e) 3,21·10–2 M
(O.Q.N. Córdoba 2007) (O.Q.L. Málaga 2020)
§ El equilibrio correspondiente a la disolución del BaF! (s) viene dado por la ecuación:
BaF! (s) D Ba!. (aq) + 2 F ( (aq)
𝐾3 = [Ba!. ] [F ( ]!
[Ba!. ] = 𝑠 [F ( ] = 2 𝑠
𝐾3 = 𝑠 · (2 𝑠)! = 4 𝑠 %
𝐾3 = 4 · (7,41·10(% )% = 1,63·10(1
§ El BaCl! es una sal que en disolución acuosa se encuentra completamente disociada en iones según la
ecuación:
BaCl! (aq) ® Ba!. (aq) + 2 Cl( (aq)
[BaCl! ] = [Ba!. ] = 1,00 M
La solubilidad en una disolución 1,00 M de BaCl! ocasiona la presencia de un ion común que, de acuerdo
[F ( ] = 2 𝑠
[Ba!. ] = (1,00 + 𝑠) M ® 1,00 M ≫ 𝑠 ® [Ba!. ] ≈ 1,00 M
𝐾3 = (1,00) · (2 𝑠)! = 4 𝑠 !
1,63·10(1 = 4 𝑠 ! ® 𝑠 = 6,38·10(2 mol L()
2.10. La solubilidad del cloruro de plata, AgCl, (K s = 1,7·10–10 ) es mayor en:

a) Agua pura
b) Presencia de KCl 0,1 M
c) Presencia de Ag 2 SO4 0,1 M
d) Presencia de KNO3 0,1 M

a) Falso. El AgCl(s) es una sustancia muy poco soluble en agua pura.
modificada”.
b-c) Falso. Si se añade KCl o Ag ! SO2 , sustancias que tienen un ion común con los presentes en el equili-
brio, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el sentido en el que se consu-
man los iones Cl( o SO!(
2 añadidos, es decir, hacia la izquierda, por lo que la solubilidad del AgCl dismi-
nuye.
d) Verdadero. La presencia de KNO% 0,1 M, sustancia que no tiene un ion común con los presentes en el
equilibrio, produce un aumento de la solubilidad del AgCl debido al efecto salino.
2.11. El producto de solubilidad del yoduro de mercurio(II) en agua a 18 °C es 1,0·10–28 . ¿Cuál es su

solubilidad en una disolución 0,010 M de yoduro de potasio a 18 °C?
a) 1,0·10–24 M
b) 1,0·10–14 M
c) 2,9·10–10 M
d) 1,0·10–28 M
e) 1,0·10–26 M
El equilibrio correspondiente a la disolución del HgI! (s) es:

HgI! (s) D Hg !. (aq) + 2 I ( (aq)
𝐾s = [Hg !. ] [I ( ]!
Llamando 𝑠 a la solubilidad molar del HgF! y considerando que en el equilibrio:
[Hg !. ] = 𝑠 [I ( ] = 2 𝑠
El KI es una sal que en disolución acuosa se encuentra completamente disociada en iones según la ecua-
ción:
KI(aq) ® K . (aq) + I ( (aq)
[KI] = [I ( ] = 0,010 M
La solubilidad en una disolución 0,010 M de KI ocasiona la presencia de un ion común que, de acuerdo
[I ( ] = (0,010 + 2 𝑠) ® 0,010 M ≫ 2 𝑠 ® [I ( ] ≈ 0,010 M
[Hg !. ] = 𝑠

𝐾3 = 𝑠 · (0,010)! = 1,0·10(2 𝑠
1,0·10(!F = 1,0·10(2 𝑠 ® 𝑠 = 1,0·10(!2 mol L()
(Cuestión similar a la propuesta en Córdoba 2007).
2.12. A una disolución acuosa saturada de BaSO4 y a temperatura constante, se le añaden unos gramos
de Na2 SO4 hasta su disolución total. ¿Cuál será el efecto sobre la disolución de BaSO4 ?
a) Disminuye [Ba2+ ].
b) Aumenta [SO2– 4 ].
c) Aumenta la solubilidad del BaSO4 .
d) Aumenta K s del BaSO4 .
e) No produce ningún efecto.
(O.Q.L. Castilla-La Mancha 2009) (O.Q.L. Asturias 2010) (O.Q.L. Asturias 2012)
2 (aq)

𝐾3 = [Ba!. ] [SO!(
2 ]
La adición de Na! SO2 , sustancia que tiene un ion común con los presentes en el equilibrio, produce un
aumento de [SO!(
2 ], por lo que para que se mantenga el valor de la constante 𝐾¶ se produce la disminución
!.
de [Ba ].
Las respuestas correctas son a y b.
2.13. La solubilidad del yoduro de plomo(II), PbI2 (s), en agua es ______________ . Como se espera que su
solubilidad en una disolución de KI 0,10 M será _____________ por _________________.
Elija la respuesta correcta para rellenar los tres espacios en blanco:
a) 3,50·10–3 mol L–1 mayor la ionización de la sal.
–9 –1
b) 3,50·10 mol L menor los iones ausentes.
c) 1,52·10–9 mol L–1 mayor el pH.
–3 –1
d) 1,52·10 mol L menor el efecto del ion común.
e) 1,52·10–3 mol L–1 mayor el efecto del ion común.
(Dato. K s (PbI2 ) = 1,40·10–8 ).
PbI! (s) D Pb!. (aq) + 2 I ( (aq)
𝐾3 = [Pb!. ] [I ( ]!
[Pb!. ] = 𝑠 [I ( ] = 2 𝑠
𝐾3 = 𝑠 · (2 𝑠)! = 4 𝑠 %
1,40·10(F = 4 𝑠 % ® 𝑠 = 1,52·10(% mol L()

§ El KI es una sal que en disolución acuosa se encuentra completamente disociada en iones según la ecua-
ción:
KI(aq) ® K . (aq) + I ( (aq)
[KI] = [I ( ] = 0,10 M
La solubilidad en una disolución 0,10 M de KI ocasiona la presencia de un ion común que, de acuerdo con
el principio de Le Châtelier, disminuye la solubilidad. En el equilibrio se cumple que:
[I ( ] = (0,10 + 2 𝑠′) ® 0,10 M ≫ 2 𝑠′ ® [I ( ] ≈ 0,10 M
Siendo 𝑠′ la nueva solubilidad molar del PbI! , la expresión de 𝐾3 queda como:
𝐾3 = 𝑠′ · (0,10)!
El valor de la solubilidad molar en la disolución de KI es:
1,40·10(F = 10(! · 𝑠′ ® 𝑠′ = 1,40·10(1 M
De acuerdo con el principio de Le Châtelier, al añadir un ion común el equilibrio este se desplaza hacia la
formación del sólido, por lo que la solubilidad se hace menor.
2.14. Señale la afirmación correcta:

a) Al ser el cloruro de plata una sal muy insoluble, su disolución saturada de esta sal es muy concentrada.
b) Todos los hidróxidos insolubles se hacen más solubles en medio alcalino.
c) Todos los hidróxidos insolubles se hacen más solubles en medio ácido.
d) En una disolución saturada de cloruro de bario [Ba2+ ] [Cl– ] = K s .

modificada”.
a) Falso. Si el AgCl es una sustancia insoluble una disolución saturada de la misma contendrá una cantidad
muy pequeña de los iones que la forman.
b) Falso. Sea un hidróxido insoluble como Fe(OH)! . El equilibrio correspondiente a su disolución es:
Fe(OH)! (s) D Fe!. (aq) + 2 OH( (aq)
Si se añaden iones OH( (medio alcalino) de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se des-
plaza en el sentido en el que se consuman los iones OH( añadidos, es decir, hacia la izquierda, por lo que
disminuye la solubilidad del hidróxido.
c) Verdadero. Si se añaden iones H. (medio ácido), estos reaccionan con los iones OH( procedentes del
hidróxido. De acuerdo con el principio de Le Châtelier, el equilibrio se desplaza en el sentido en el que se
repongan los iones OH( consumidos, es decir, hacia la derecha, por lo que aumenta la solubilidad del
hidróxido.
d) Falso. El equilibrio correspondiente a la disolución del BaCl! (s) es:
BaCl! (s) D Ba!. (aq) + 2 Cl( (aq)
𝐾3 = [Ba!. ] [Cl( ]!

Cu(OH)2 (s) D Cu2+ (aq) + 2 OH– (aq) ΔH > 0
¿Cuál de los siguientes cambios aumentará la solubilidad del Cu(OH)2 en agua?
a) Disminución de la temperatura.
b) Adición de ácido clorhídrico.
c) Adición de sulfato de cobre(II).
d) Adición de agua.
e) Adición de Cu(OH)2 .

modificada”.
a) Falso. Si disminuye la temperatura, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza
en el sentido en el que se produzca calor y la temperatura aumente. Como se trata de una reacción endo-
térmica, el equilibrio se desplaza hacia la formación de Cu(OH)! (izquierda) lo que provoca que dismi-
nuya la solubilidad de la sustancia.
b) Verdadero. Si se añade HCl produce la siguiente reacción:
Cu(OH)! (s) + 2 HCl(aq) ® CuCl! (aq) + 2 H! O(l)
Los iones H% O. suministrados por el ácido clorhídrico reaccionan con los iones OH( procedentes del
hidróxido. De acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el sentido en el que se
repongan los iones OH( consumidos, en este caso hacia la derecha, lo que hace que aumente la solubilidad
del Cu(OH)! .
c) Falso. La adición de CuSO2 , sustancia que tiene un ion común con los presentes en el equilibrio, hace
que aumente la cantidad de Cu!. . De acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en
el sentido en el que se consuman estos iones, en este caso hacia izquierda, lo que hace que disminuya la
solubilidad del Cu(OH)! .
d-e) Falso. La adición de Cu(OH)! o de agua no afecta a la solubilidad mientras se mantenga constante la
temperatura.
2.16. La solubilidad del cloruro de plata, AgCl(s), en agua es ______________. Como se espera que su solu-
bilidad en una disolución de NaCl 0,100 M será _____________ por _________________.
Elija la respuesta correcta para rellenar los tres espacios en blanco:
a) 3,5·10–3 mol L–1 mayor la ionización de la sal
b) 1,34·10–5 mol L–1 menor el efecto del ion común
c) 1,52·10–9 mol L–1 mayor el pH
–5 –1
d) 1,34·10 mol L menor los iones ausentes
e) 1,34·10–5 mol L–1 mayor el efecto del ion común
–10
(Dato. K s = 1,80·10 ).

𝐾3 = [Ag . ] [Cl( ]
[Ag . ] = [Cl( ] = 𝑠
𝐾3 = 𝑠 · 𝑠 = 𝑠 !
1,80·10()P = 𝑠 ! ® 𝑠 = 1,34·10($ mol L()
§ El NaCl es una sal que en disolución acuosa se encuentra completamente disociada en iones según la
ecuación:
[NaCl] = [Cl( ] = 0,100 M
La solubilidad en una disolución 0,100 M de NaCl ocasiona la presencia de un ion común que, de acuerdo
[Cl( ] = (0,100 + 𝑠′) ® 0,100 M ≫ 𝑠′ ® [Cl( ] ≈ 0,100 M
Siendo 𝑠′ la nueva solubilidad molar del AgCl, la expresión de 𝐾3 queda como:
𝐾3 = 𝑠′ · 0,100
El valor de la solubilidad molar en la disolución de NaCl es:
1,80·10()P
𝑠′ = = 1,80·10(• mol L()
0,100
De acuerdo con el principio de Le Châtelier, al añadir un ion común el equilibrio este se desplaza hacia la
formación del sólido, por lo que la solubilidad se hace menor.
(Cuestión similar a la propuesta en Cantabria 2011).
2.17. Si se tiene un precipitado de carbonato de calcio en equilibrio con una disolución acuosa, tal y
como se indica en el equilibrio:
CaCO3 (s) D Ca2+ (aq) + CO2–
3 (aq) K s = 8,7·10–9
una de las afirmaciones relativas a la solubilidad del carbonato de calcio es falsa:
a) La solubilidad aumenta al añadir ácido carbónico.
b) La solubilidad aumenta al añadir ácido acético.
c) La solubilidad disminuye al añadir carbonato de sodio.
d) La solubilidad disminuye al añadir ácido nítrico.

modificada”.
a) Verdadero. Si se añade H! CO% a la disolución saturada de CaCO% se produce la reacción que muestra
la siguiente ecuación química:
CaCO% (s) + H! CO% (aq) ® Ca(HCO% )! (aq)
De acuerdo con el principio de Le Châtelier, el equilibrio de solubilidad del CaCO% se desplaza en el sen-
tido en el que se repongan los iones CO!( % consumidos por la adición del ácido carbónico, en este caso
hacia la derecha, por lo que la solubilidad del CaCO% aumenta.
b) Verdadero. Si se añade CH% COOH o cualquier otro ácido a la disolución saturada de CaCO% se produce
la reacción que muestra la siguiente ecuación química:
CaCO% (s) + 2 CH% COOH(aq) ® Ca(CH% COO)! (aq) + H! CO% (aq)

De acuerdo con el principio de Le Châtelier, el equilibrio de solubilidad del CaCO% se desplaza en el sen-
tido en el que se repongan los iones CO!(% consumidos por la adición de CH% COOH, en este caso hacia la
derecha, por lo que la solubilidad del CaCO% aumenta.
c) Verdadero. Si se añade Na! CO% , sustancia que tiene un ion común con los presentes en el equilibrio, de
acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el sentido en el que se consuman los
iones CO!(
% añadidos, en este caso hacia la izquierda, por lo que la solubilidad del CaCO% disminuye.
d) Falso. Si se añade HNO% la solubilidad del CaCO% no disminuye, sino que aumenta según se ha demos-
trado en el apartado b).
2.18. En el gráfico se comparan los efectos sobre la solubilidad, al

añadir dos compuestos diferentes a una disolución saturada de
Ag 2 CrO4 .
Los compuestos 1 y 2 son:
Compuesto 1 Compuesto 2
a) KNO3 KCl
b) KNO3 K 2 CrO4
c) K 2 CrO4 AgCl
d) K 2 CrO4 KNO3
El equilibrio correspondiente a la disolución del Ag ! CrO2 (s) viene

dado por la ecuación:
2 (aq)

modificada”.
§ Si se añade K ! CrO2 (compuesto 1), sustancia que tiene un ion común con los presentes en el equilibrio,
de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el equilibrio se desplaza en el sentido en el que se consuman
los iones cromato añadidos, en este caso hacia la izquierda, lo que produce una disminución de la solubi-
lidad del Ag ! CrO2 .
§ Si se añade KNO% (compuesto 2), sustancia que no tiene un ion común con los presentes en el equilibrio
produce un aumento de la solubilidad del Ag ! CrO2 debido al efecto salino.
2.19. El hidróxido de calcio es muy poco soluble en agua (0,141 g/100 mL, a 25 °C). Conociendo los
siguientes datos:
Δr H ° = −22,3 kJ mol–1 K s = 2,74·10–5
¿Qué estrategia usaría para aumentar su solubilidad?
a) Disminuir la temperatura y añadir HCl.
b) Aumentar la temperatura y añadir HCl.
c) Disminuir la temperatura y añadir NaOH.
b) Aumentar la temperatura y añadir NaOH.
e) Las anteriores son falsas.
Ca(OH)! (s) D Ca!. (aq) + 2 OH( (aq) Δm 𝐻° = −22,3 kJ mol()

modificada”.
§ Si se disminuye la temperatura, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el
sentido en el que se desprenda calor y suba la temperatura. Como se trata de una reacción exotérmica, el
equilibrio se desplaza hacia la descomposición de Ca(OH)! (s) lo que hace aumentar su solubilidad.
§ Si se añade HCl a la disolución saturada de Ca(OH)! se produce la reacción que muestra la siguiente
ecuación química:
Ca(OH)! (s) + 2 HCl(aq) ® CaCl! (aq) + 2 H! O(aq)
De acuerdo con el principio de Le Châtelier, el equilibrio de solubilidad del Ca(OH)! se desplaza en el
sentido en el que se repongan los iones OH( consumidos por la adición de HCl, en este caso hacia la de-
recha, lo que hace aumentar la solubilidad del Ca(OH)! (s).
2.20. El cloruro de plata es una sal poco soluble en agua. ¿Se disolverá mejor si al disolvente se añade?
a) NaCl
b) CaCl2
c) AgNO3
d) En ninguno de los casos anteriores.
El equilibrio correspondiente a la disolución del AgCl(s) es:

modificada”.
Si se añade NaCl, CaCl! o AgNO% , sustancias que tiene un ion común con los presentes en el equilibrio, de
acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el sentido en el que se consuman los
iones cloruro o plata añadidos, en cada caso, es decir, hacia la izquierda lo que produce una disminución
de la solubilidad del AgCl.
2.21. El pK s del cloruro de plata a 50 °C es 8,88. ¿Cuál es la solubilidad en una disolución acuosa de NaCl
0,100 M?
a) 5,21 mg L–1
b) 1,89 µg L–1
c) 52,1 mg L–1
d) 1,89 µg mL–1

𝐾3 = [Ag . ] [Cl( ]
[Ag . ] = [Cl( ] = 𝑠
𝐾3 = 𝑠 · 𝑠 = 𝑠 !
El valor de 𝐾3 para una sustancia que tiene p𝐾3 = 8,88 es:
K s = 10(‡¬< = 10(F,FF = 1,32·10(•
§ El NaCl es una sal que en disolución acuosa se encuentra completamente disociada en iones según la
ecuación:
[NaCl] = [Cl( ] = 0,100 M
La solubilidad en una disolución 0,100 M de NaCl ocasiona la presencia de un ion común que, de acuerdo
[Cl( ] = (0,100 + 𝑠′) ® 0,100 M ≫ 𝑠′ ® [Cl( ] ≈ 0,100 M
Llamando 𝑠′ a la solubilidad molar del AgCl, en la disolución de NaCl, la expresión de 𝐾3 queda como:
𝐾3 = 𝑠′ · 0,100
El valor de la solubilidad molar en la disolución de NaCl es:
1,32·10(•
𝑠′ = = 1,32·10(F mol L()
0,100
Cambiando las unidades de la solubilidad se obtiene:
1,32·10(F mol AgCl 143,4 g AgCl 101 µg AgCl
· · = 1,89 µg L()
L disolución 1 mol AgCl 1 g AgCl
(Cuestión similar a la propuesta en Cantabria 2011 y 2013).
2.22. Con respecto a la solubilidad y al producto de solubilidad del fluoruro de calcio es cierto que:
a) La solubilidad en agua es mayor que en una disolución de fluoruro de sodio porque el producto de
solubilidad es mayor en el primer caso.
b) La solubilidad en agua es menor que en la disolución de fluoruro de sodio porque el producto de solu-
bilidad toma un valor más bajo en el agua.
c) La solubilidad en agua es mayor que en la disolución de fluoruro de sodio, aunque el producto de so-
lubilidad es el mismo en ambos casos.
d) La solubilidad en agua es menor que en la disolución de fluoruro de sodio, aunque el producto de
solubilidad es el mismo en ambos casos.
El equilibrio correspondiente a la disolución del CaF! (s) es:

CaF! (s) D Ca!. (aq) + 2 F ( (aq)
𝐾3 = [Ca!. ] [F ( ]!
modificada”.
Si se añade NaF(aq), sustancia que tiene un ion común con los presentes en el equilibrio, hace que au-
mente la cantidad de F ( . De acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el sentido
en el que se consuman los iones añadidos, en este caso hacia la izquierda, lo que provoca la disminución
de la solubilidad del CaF! con respecto a su solubilidad en agua, aunque su producto de solubilidad no
cambia ya que solo depende de la temperatura.
2.23. Considere el siguiente equilibrio químico:

PbCl2 (s) D Pb2+ (aq) + 2 Cl– (aq)
¿En qué sentido se desplazará respondiendo a los siguientes cambios:
(i) adición de PbCl2 (s) (ii) adición de NaCl(s) (iii) adición de H2 O(l) (iv) adición de AgNO3 (s)
a) No cambia; izquierda; derecha; derecha
b) No cambia; no cambia; izquierda; no cambia
c) No cambia; no cambia; derecha; no cambia
d) No cambia; no cambia; izquierda; izquierda

modificada”.
i) La adición de PbCl! (s) o agua no afecta a la solubilidad mientras se mantenga constante la temperatura,
por lo que el equilibrio no cambia.
ii) La adición deNaCl, sustancia que tiene un ion común con los presentes en el equilibrio, produce una
disminución de la solubilidad del PbCl! ya que, de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el equilibrio
se desplaza en el sentido en el que se consuman los iones Cl( añadidos, en este caso hacia la izquierda.
iii) La adición de agua implica que se disuelva más PbCl! (s) por lo que el equilibrio se desplaza hacia la
derecha.
iv) La adición de AgNO% , sustancia que no tiene ningún ion común con los presentes en el equilibrio,
produce un aumento de la solubilidad del PbCl! debido al efecto salino, por lo que el equilibrio se desplaza
hacia la derecha.
2.24. La solubilidad del hidróxido de calcio, Ca(OH)2 , es fuertemente dependiente del pH de la disolu-
ción. El equilibrio de solubilidad correspondiente puede expresarse de la siguiente forma:
Ca(OH)2 (s) D Ca2+ (aq) + 2 OH– (aq) ΔH ° = –17,6 kJ
¿Cómo afectará a la formación de Ca(OH)2 (s) añadir a disolución saturada una disolución de KOH?
a) La adición de KOH(aq) no desplaza el equilibrio hacia ninguno de los lados, por lo que la formación de
Ca(OH)2 no se ve afectada.
b) Disminuye su concentración y el equilibrio de ionización del compuesto poco soluble, Ca(OH)2 , se des-
plaza hacia la izquierda.
c) Se desplaza el equilibrio hacia la derecha, lo que provoca un aumento de la solubilidad del compuesto
poco soluble.
d) Se incrementa su concentración y el equilibrio de ionización del compuesto poco soluble, Ca(OH)2 , se
desplaza hacia la izquierda.
El KOH(aq) es una base fuerte que en disolución acuosa se encuentra completamente disociada en iones
modificada”.
La adición de KOH(aq) hace que aumente la cantidad de ion OH( presente en el equilibrio. De acuerdo
con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el sentido en el que se consuman los iones OH(
añadidos, en este caso hacia la izquierda, hacia la formación de Ca(OH)! (s) que precipita disminuyendo
su concentración (solubilidad).
2.25. La solubilidad del fluoruro de calcio en agua a 298 K es de 1,680·10–2 g L–1 .

a) Su constante de solubilidad será 2,15·10–4 .
b) Su solubilidad en una disolución de NaF 0,010 M será mayor que en agua.
c) Su solubilidad en una disolución de NaF 0,010 M será menor que en agua.
d) Su solubilidad en una disolución de NaF 0,010 M será 2,15·10–4 mol L–1 .
§ El equilibrio correspondiente a la disolución del CaF! (s) viene dado por la ecuación:
CaF! (s) D Ca!. (aq) + 2 F ( (aq)
𝐾3 = [Ca!. ] [F ( ]!
[Ca!. ] = 𝑠 [F ( ] = 2 𝑠
𝐾3 = 𝑠 · (2 𝑠)! = 4 𝑠 %
La solubilidad molar del CaF! en agua es:
1,680·10(! g CaF! 1 mol CaF!
𝑠= · = 2,15·10(2 mol L()
L 78,1 g CaF!
𝐾3 = 4 · (2,15·10(2 )% = 3,98·10())
§ El NaF es una sal que en disolución acuosa se encuentra completamente disociada en iones según la
ecuación:
NaF(aq) ® Na. (aq) + F ( (aq)
[NaF] = [F ( ] = 0,010 M
La solubilidad en una disolución 0,010 M de NaF ocasiona la presencia de un ion común que, de acuerdo
[F ( ] = (0,010 + 2 𝑠′) ® 0,010 M ≫ 2 𝑠 ] ® [F ( ] ≈ 0,010 M
Siendo 𝑠′ la nueva solubilidad molar del CaF! , la expresión de 𝐾3 queda como:
𝐾3 = 𝑠′ · (0,010)!
El valor de la solubilidad molar en la disolución de NaF es:
3,98·10())
𝑠′ = = 3,98·10(E mol L()
(0,010)!
La adición de NaF(aq), sustancia que tiene un ion común con los presentes en el equilibrio, hace que
aumente la cantidad de F ( . De acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el sen-
tido en el que se consuma el F ( añadido, es decir hacia la izquierda, lo que provoca la disminución de la
solubilidad del CaF! .
3. FORMACIÓN DE PRECIPITADOS
3.1. Indique lo que ocurre si se añade 0,010 mol de sal soluble Cu(ClO4 )2 (s) a 1,0 L de disolución de
NaIO3 (aq) 0,0010 M.
a) No se producirá ninguna precipitación.
b) El valor de K s aumenta en un factor de 0,14.
c) Precipitará espontáneamente NaClO4 (s).
d) El valor de K s disminuye en un factor de 0,14.
e) Precipitará espontáneamente Cu(IO3 )2 (s).
(Dato. K s (Cu(IO3 )2 ) = 7,4·10–8 ).
La ecuación química correspondiente a la reacción entre Cu(ClO2 )! y NaIO% es:

Cu(ClO2 )! (s) + NaIO% (aq) ® NaClO2 (aq) + Cu(IO% )! (s)
El equilibrio correspondiente a la disolución del Cu(IO% )! (s) viene dado por la ecuación:
Cu(IO% )! (s) D Cu!. (aq) + 2 IO(
% (aq)

𝐾3 = [Cu!. ] [IO( !
% ]
Suponiendo que la adición del sólido no provoca variación apreciable del volumen, las concentraciones
de los iones en la disolución son:
0,010 mol
[Cu!. ] = = 0,010 mol L() [IO( ()
% ] = [NaIO% ] = 0,0010 mol L
1,0 L
Para que se forme precipitado es preciso que se cumpla la siguiente condición:
𝐾3 < [Cu!. ] [IO( !
% ]
El valor del producto iónico es:

[Cu!. ] [IO( ! ! (F
% ] = (0,010) · (0,0010) = 1,0·10
Como el producto iónico es menor que 𝐾3 no se produce la precipitación del Cu(IO% )! .

3.2. Indique qué es lo que ocurre cuando se mezclan 50 mL de AgNO3 (aq) 1,0 M y 50 mL de
NaBrO3 (aq) 0,010 M.
a) Precipita espontáneamente AgBrO3 .
b) El valor de K s aumenta en un factor de 43.
c) El valor de K s disminuye en un factor de 43.
d) No se produce precipitación.
e) Precipita espontáneamente NaNO3 .
(Dato. K s (AgBrO3 ) = 5,8·10–5 ).
(O.Q.N. Ciudad Real 1997) (O.Q.L. Valencia 2018) (O.Q.L. Cádiz 2018)
La ecuación química correspondiente a la reacción entre AgNO% (aq) y NaBrO% (aq) es:
AgNO% (aq) + NaBrO% (aq) ® NaNO% (aq) + AgBrO% (s)
El equilibrio correspondiente a la disolución del AgBrO% (s) viene dado por la ecuación:
AgBrO% (s) D Ag . (aq) + BrO(
% (aq)

𝐾3 = [Ag . ] [BrO(
% ]
Considerando volúmenes aditivos, los valores de las concentraciones de ambos iones en la mezcla son:
1,0 mmol AgNO%

50 mL AgNO% 1,0 M ·
1 mL AgNO% 1,0 M
[Ag . ] = [AgNO% ] = = 0,50 M
0,010 mmol NaBrO%
50 mL NaBrO% 0,010 M · 1 mL NaBrO 0,010 M
%
[BrO(
% ] = [NaBrO% ] = = 0,0050 M
𝐾3 < [Ag . ] [BrO(
% ]

[Ag . ] [BrO( (%
% ] = (0,50) · (0,0050) = 2,5·10
Como el producto iónico es mayor que 𝐾3 sí se forma precipitado de AgBrO% .

3.3. ¿Cuántos moles de PbI2 precipitan si se añaden 250 mL de disolución de NaI 0,200 M a 150 mL
de Pb(NO3 )2 0,100 M?
a) 0,050
b) 1,3·105
c) 0,015
d) 5,6·103
e) 0,040
(Dato. K s (PbI2 ) = 1,4·10–8 ).
La ecuación química correspondiente a la reacción entre NaI y Pb(NO% )! es:

2 NaI(aq) + Pb(NO% )! (aq) ® 2 NaNO% (aq) + PbI! (s)
PbI! (s) D Pb!. (aq) + 2 I ( (aq)
𝐾3 = [Pb!. ] [I ( ]!
Considerando volúmenes aditivos, los valores de las concentraciones iónicas en la mezcla son:
0,100 mmol Pb(NO% )!
150 mL Pb(NO% )! 0,100 M · 1 mL Pb(NO ) 0,100 M
% !
[Pb!. ] = [Pb(NO% )! ] = = 0,0375 M
0,200 mmol NaI
250 mL NaI 0,200 M · 1 mL NaI 0,200 M
[I ( ] = [NaI] = = 0,125 M
𝐾3 < [Pb!. ] [I ( ]!
[Pb!. ] [I ( ]! = (0,0375) · (0,125)! = 5,9·10(2
Como el producto iónico es mayor que 𝐾3 sí se forma precipitado de PbI! .
Una vez que se comprueba que sí se forma precipitado es preciso determinar cuál es el reactivo limitante
que determina la cantidad de precipitado formado.
Las cantidades de cada uno de los reactivos son:
0,100 mol Pb(NO% )!

150 mL Pb(NO% )! 0,100 M · = 15,0 mmol Pb(NO% )!
1 mL Pb(NO% )! 0,100 M
0,200 mol NaI
250 mL NaI 0,200 M · = 50,0 mmol NaI
1 mL NaI 0,200 M
La relación molar es:
50,0 mmol NaI
= 3,33
15,0 mol Pb(NO% )!
Como la relación molar es mayor que 2 quiere decir que sobra NaI, por lo que Pb(NO% )! es el reactivo
limitante que determina la cantidad de PbI! que precipita:
1 mmol PbI! 1 mol PbI!
15,0 mmol Pb(NO% )! · · % = 0,0150 mol PbI!
1 mmol Pb(NO% )! 10 mmol PbI!
3.4. Se mezclan 20 mL de una disolución que contiene 0,0088 g de nitrato de plata con 30 mL de una
disolución de ácido clorhídrico que ha sido preparada diluyendo 1,0 mL de ácido clorhídrico comercial
(densidad 1,18 g cm–3 y riqueza 35 %) a 1,00 L. Suponiendo que los volúmenes son aditivos ¿se formará
precipitado?
a) Sí, porque el valor de Q es 1,7·10–10 .
b) Sí, porque el valor de Q es menor de 1,7·10–10 .
c) No, porque el valor de Q es menor de 1,7·10–10 .
d) Sí, porque el valor de Q es mayor de 1,7·10–10 .
(Dato. K s (AgCl) = 1,7·10–10 ).
La ecuación química correspondiente a la reacción entre AgNO% y HCl es:

AgNO% (aq) + HCl(aq) ® AgCl(s) + HNO% (aq)
𝐾3 = [Ag . ] [Cl( ]
[Ag . ] [Cl( ] > 𝐾3
La concentración de la disolución de HCl sin diluir es:
1,18 g HCl 35 % 35 g HCl 1 mol HCl
1,0 mL HCl 35 % · · ·
1 mL HCl 35 % 100 g HCl 35 % 36,5 g HCl
[HCl] = = 0,011 M
1,00 L disolución
10% mg AgNO% 1 mmol AgNO% 1 mmol Ag .
0,0088 g AgNO% · 1 g AgNO% · ·
169,9 mg AgNO% 1 mmol AgNO%
[Ag . ] = = 1,0·10(% M
0,011 mmol HCl 1 mmol Cl(
30 mL HCl 0,011 M · 1 mL HCl 0,011 M · 1 mmol HCl
[Cl( ] = = 6,6·10(% M
(1,0·10(% ) · (6,6·10(% ) = 6,6·10(1
Como el producto iónico 𝑄 es mayor que 𝐾3 sí se forma precipitado de AgCl.

3.5. ¿Cuál es la [Ag + ] mínima para que precipite cloruro de plata (K s = 1,6·10–10 ) en una disolución
que contiene aniones cloruro en concentración 0,020 M.
a) 1,6·10–8 M
b) 3,2·10–10 M
c) 8,0·10–9 M
d) 0,010 M
e) No precipita nunca.
El equilibrio correspondiente a la disolución del AgCl(s) es:

𝐾3 = [Ag . ] [Cl( ]
Para que precipite una sustancia es preciso que se alcance su producto de solubilidad, por lo que el valor
mínimo necesario de [Ag . ] para que precipite la sal cuando [Cl( ] = 0,020 mol L() es:
1,6·10()P
[Ag . ] = = 8,0·10(• mol L()
0,020
3.6. El análisis de una muestra de agua de un río tiene una concentración de iones Ca2+ y de CO2– 3 de
30 y 0,25 mg L–1 , respectivamente. Si el producto de solubilidad del CaCO3 es 8,7·10–9 , la disolución se
encuentra:
a) Insaturada
b) En equilibrio
c) Ha precipitado, como sólido, el CaCO3 .
d) La concentración de Ca2+ de esta muestra de agua coincide con la solubilidad del CaCO3 .
Las concentraciones molares de los iones en el agua del río son:

1 g Ca!. 1 mol Ca!.
30 mg Ca!. · % !. ·
10 mg Ca 40,1 g Ca!.
[Ca!. ] = = 7,5·10(2 mol L()
1 L disolución
1 g CO!( 1 mol CO!(
0,25 mg CO!(
% ·
%
· %
!( 10% mg CO% 60,0 g CO!(
!(
%
[CO% ] = = 4,2·10(1 mol L()
1 L disolución
El equilibrio correspondiente a la disolución del CaCO% (s) viene dado por la ecuación:
% (aq)

𝐾3 = [Ca!. ] [CO!(
% ]

[Ca!. ] [CO!(
% ] > 𝐾3

(7,5·10(2 ) · (4,2·10(1 ) = 3,1·10(•
Como el producto iónico es menor que 𝐾3 no se produce la precipitación de CaCO% y la disolución se

encuentra insaturada.
3.7. Si se mezclan 0,10 mL de una disolución acuosa de cloruro de bario, BaCl2 , 0,050 M con 0,10 mL
de otra disolución acuosa de sulfato de potasio, K 2 SO4 , 0,10 M y agua hasta un volumen total de 1,00 L de
disolución, indique la afirmación correcta:
a) La concentración de K + en la disolución, una vez alcanzado el equilibrio, será de 2,0·10–3 M.
b) No precipitará ninguna sal.
c) Precipitará cloruro de potasio.
d) Precipitará sulfato de bario.
(Dato. K s (BaSO4 ) = 1,08·10–10 ).
La ecuación química correspondiente a la reacción entre K ! SO2 y BaCl! es:

K ! SO2 (aq) + BaCl! (aq) ® BaSO2 (s) + 2 KCl(aq)
2 (aq)

𝐾3 = [Ba!. ] [SO!(
2 ]

[Ba!. ] [SO!(
2 ] > 𝐾3
Como K ! SO2 y BaCl! se encuentran totalmente ionizados y considerando volúmenes aditivos, las concen-
traciones de SO!( !.
2 , Ba una vez efectuada la mezcla son, respectivamente:
0,1 mmol K ! SO2 1 mmol SO!(2

0,10 mL K ! SO2 0,1 M · 1 mL K SO 0,1 M · 1 mmol K SO 1 L dis.
!( ! 2 ! 2
[SO2 ] = · % = 1,0·10($ M
1,00 L dis. 10 mL dis.
0,05 mmol BaCl! 1 mmol Ba!.
0,10 mL BaCl! 0,05 M · · 1 L dis.
1 mL BaCl! 0,05 M 1 mmol BaCl! 0,05 M
[Ba!. ] = · % = 5,0·10(1 M
0,1 mmol K ! SO2 2 mmol K .
0,10 mL K ! SO2 0,1 M · 1 mL K SO 0,1 M · 1 mmol K SO 1 L dis.
! 2 ! 2
[K . ] = · % = 2,0 · 10($ M
(5,0·10(1 ) · (1,0·10($ ) = 5,0·10())
Como el producto iónico es menor que 𝐾3 no se produce la precipitación de BaSO2 .
3.8. Si se mezclan 10 mL de disolución de Zn(NO3 )2 0,30 M y 10 mL de disolución de Na2 S 2,0·10–4 M,

a 25 °C, sabiendo que K s (ZnS) = 1,60·10–24 , la concentración de S 2– (aq) en el equilibrio será:
a) 1,26·10–12 M
b) 1,1·10–23 M
c) 5,33·10–24 M
d) 1,60·10–24 M
La ecuación química correspondiente a la reacción entre Zn(NO% )! y Na! S es:

Zn(NO% )! (aq) + Na! S(aq) ® ZnS(s) + 2 NaNO% (aq)

El equilibrio correspondiente a la disolución del ZnS(s) viene dado por la ecuación:
𝐾3 = [Zn!. ] [S!( ]
[Zn!. ] [S!( ] > 𝐾3
Como Na! S y Zn(NO% )! se encuentran totalmente ionizados y considerando volúmenes aditivos, las con-
centraciones de S!( y Zn!. una vez efectuada la mezcla son, respectivamente:
2,00·10(2 mmol Na! S 1 mmol S!(
10 mL Na! S 2,00·10(2 M · ·
1 mL Na! S 2,00·10(2 M 1 mmol Na! S
[S!( ] = = 1,0·10(2 M
0,30 mmol Zn(NO% )! 1 mmol Zn!.
10 mL Zn(NO% )! 0,30 M · ·
1 mL Zn(NO% )! 0,30 M 1 mmol Zn(NO% )! 0,300 M
[Zn!. ] = = 0,15 M
(1,0·10(2 ) · (0,15) = 1,5·10($
Como el producto iónico es mayor que 𝐾3 sí se forma precipitado de ZnS.
Para determinar las concentraciones de los iones en disolución es preciso saber antes la cantidad de pre-
cipitado de ZnS formado. Para ello es necesario saber previamente cuál es el reactivo limitante:
0,30 mmol Zn(NO% )!
10 mL Zn(NO% )! 0,30 M · = 3,0 mmol Zn(NO% )! ⎫
1 mL Zn(NO% )! ⎪

2,00·10 (2
mmol Na S ⎬
!
10 mL Na! S 2,00·10(2 M · = 2,0·10(% mmol Na! S ⎪
1 mL Na! S ⎭
La relación molar obtenida es:
3,0 mmol Zn(NO% )!
= 1.500
2,0·10(% mmol Na! S
Como este valor es mayor que 1, quiere decir que sobra Zn(NO% )! y que se gasta completamente el Na! S
que es el reactivo limitante y que determina la cantidad de precipitado formado:
1 mmol ZnS
2,0·10(% mmol Na! S · = 2,0·10(% mmol ZnS
1 mmol Na! S
Considerando que las sales Zn(NO% )! y Na! S en disolución acuosa se encuentran completamente ioniza-
das de acuerdo con las ecuaciones:
Zn(NO% )! (aq) ® Zn!. (aq) + 2 NO(
% (aq) Na! S(aq) ® 2 Na. (aq) + S!( (aq)
3,0 mmol 3,0 mmol 2,0·10(% mmol 2,0·10(% mmol
La cantidad de Zn!. que precipita es:
1 mmol Zn!.
2,0·10(% mmol S!( · = 2,0·10(% mmol Zn!.
1 mmol S!(
De acuerdo con el balance de materia el valor de [Zn!. ] que permanece en disolución es:
Zn!. (inicial) − Zn!. (precipitado)
[Zn!. ] =
𝑉(total)
Sustituyendo se obtiene:
3,0 mmol Zn!. (inicial) − 2,0·10(% mmol Zn!. (precipitado)
[Zn!. ] = = 0,1499 M
La expresión de 𝐾3 permite obtener el valor de [S!( ] que permanece en disolución cuando la [Zn!. ] =
0,1499 mol L() es:
1,60·10(!2 = 0,1499 · [S!( ] ® [S!( ] = 1,1·10(!% mol L()
3.9. Una disolución acuosa contiene una concentración desconocida de Ba2. . Cuando se le añaden 50
mL de una disolución 1,0 M de Na2 SO4 se observa que comienza a precipitar BaSO4 . Si el volumen final al
que se ha llegado es de 500 mL y K s (BaSO4 ) = 1,0·10–10 , ¿cuál era la concentración inicial de Ba2. ?
a) 0,90·10–9 M
b) 1,1·10–9 M
c) 1,0·10–10 M
d) 5,0·10–9 M
La ecuación química correspondiente a la precipitación del BaSO2 es :

Na! SO2 (aq) + Ba2. (aq) ® BaSO2 (s) + 2 Na. (aq)
Como Na! SO2 es una sal que en disolución acuosa se encuentra completamente ionizada, considerando
volúmenes aditivos, las concentraciones de los iones después de la mezcla de las disoluciones iniciales
son, respectivamente:
𝑐 mmol Ba!.
(500 − 50,0) mL Ba!. 𝑐 M ·
[Ba!. ] = 1 mL Ba!. 𝑐 M = 0,90 𝑐 M
500 mL mezcla
1,0 mmol Na! SO2 1 mmol SO!(2
50,0 mL Na! SO2 1,0 M · 1 mL Na SO 1,0 M · 1 mmol Na SO
!( ! 2 ! 2
[SO2 ] = = 0,10 M
500 mL mezcla
2 (aq)

𝐾s = [Ba!. ] [SO!(
2 ] = 1,0·10
()P

Sustituyendo en la expresión de 𝐾s se obtiene el valor de la concentración de la disolución de Ba!. para
que comience a precipitar el BaSO2 en la mezcla resultante es:
1,0·10()P = (0,90 𝑐) · 0,10 → 𝑐 = 1,1·10(• mol L()
3.10. Si se mezclan volúmenes iguales de disoluciones de BaCl2 y NaF. ¿Cuál de las siguientes combina-
ciones no producirá un precipitado de BaF2 (K s = 1,7·10–7 )?
a) BaCl2 0,0040 M y NaF 0,020 M
b) BaCl2 0,010 M y NaF 0,015 M
c) BaCl2 0,015 M y NaF 0,010 M
d) BaCl2 0,020 M y NaF 0,0020 M
La ecuación química ajustada correspondiente a la reacción entre NaF y BaCl! es:

2 NaF(aq) + BaCl! (aq) ® BaF! (s) + 2 NaCl(aq)
Como NaF y BaCl! son sales que en disolución acuosa se encuentran completamente ionizadas, como se
mezclan volúmenes iguales de ambas y considerando que estos aditivos, las concentraciones de los iones
después de la mezcla de las disoluciones iniciales serán en cada uno de los casos la mitad de las iniciales.
BaF! (s) D Ba!. (aq) + 2 F ( (aq)
𝐾3 = [Ba!. ] [F ( ]! = 1,7·10(E
[Ba!. ] [F ( ]! > 𝐾3
El valor del producto iónico en cada uno de los casos es:
a) Si se mezclan BaCl2 0,0040 M y NaF 0,020 M.
(0,0020) · (0,010)! = 2,0·10(E
Como el producto iónico es mayor que 𝐾3 sí se forma precipitado de BaF! .
b) Si se mezclan BaCl2 0,010 M y NaF 0,015 M.
(0,0050) · (0,0075)! = 2,8·10(E
c) Si se mezclan BaCl2 0,015 M y NaF 0,010 M.
(0,0075) · (0,0050)! = 1,9·10(E
d) Si se mezclan BaCl2 0,020 M y NaF 0,0020 M.
(0,010) · (0,0010)! = 1,0·10(E
Como el producto iónico es menor que 𝐾3 no se forma precipitado de BaF! .
3.11. La constante del producto de solubilidad para Ce(IO3 )3 es 3,20·10–10 . ¿Cuál es la concentración
de Ce3+ en una disolución preparada al mezclar 50,0 mL de Ce3+ 0,250 M con 50,0 mL de IO–𝟑 0,0400 M?
a) 4,60·10–4 M
b) 0,119 M
c) 0,244 M
d) 3,60·10–4 M
Las cantidades de ambos iones antes de la mezcla son:

0,250 mmol Ce%.
50,0 mL Ce%. 0,250 M · = 12,5 mmol Ce%.
1 mL Ce%. 0,250 M
0,0400 mmol IO( %
50,0 mL IO(
% 0,0400 M · = 2,00 mmol IO(
%
1 mL IO(
% 0,040 M
12,5 mmol Ce%.
[Ce%. ] = = 0,125 M
2,00 mmol IO(%
[IO(
%] = = 0,0200 M
El equilibrio correspondiente a la disolución del Ce(IO% )% (s) viene dado por la ecuación:
Ce(IO% )% (s) D Ce%. (aq) + 3 IO(
% (aq)

𝐾3 = [Ce%. ] [IO( %
% ]

𝐾3 < [Ce%. ] [IO( %
% ]

[Ce%. ] [IO( % % (1
% ] = (0,125) · (0,0200) = 1,00·10
Como el producto iónico es mayor que 𝐾3 sí se forma precipitado de Ce(IO% )% .

La relación molar obtenida es:
12,5 mmol Ce%.
= 6,250
2,00 mmol IO(
%
Como este valor es mayor que 3, quiere decir que sobra Ce%. y que se gasta completamente el IO(
% que es
el reactivo limitante y que determina la cantidad de Ce%. que precipita:
1 mmol Ce%.
2,00 mmol IO(
% · = 0,667 mmol Ce%.
3 mmol IO(
%
La cantidad de Ce%. que permanece en disolución es:

12,5 mmol Ce%. (inicial) – 0,667 mmol Ce%. (precipitado) = 11,8 mmol Ce%. (disolución)
Considerando despreciable la cantidad de Ce%. que se disuelve, procedente del precipitado, frente a los
11,8 mmol no precipitados, la concentración de Ce%. en la disolución es:
11,8 mmol Ce%.
[Ce%. ] = = 0,118 M
(Si se calcula la cantidad de Ce%. que se incorpora a la disolución procedente del precipitado, conside-
rando los 11,8 mmol que ya están presentes en la disolución, se obtienen 0,0464 mmol que, sumados a la
cantidad anterior, manteniendo las cifras significativas, no altera el resultado final. Para obtener la solu-
ción b) 0,119 M, es preciso aumentar el número de cifras significativas en los cálculos).
4. PRECIPITACIÓN FRACCIONADA
4.1. Si a una disolución saturada de cloruro de plomo(II) se le añade lentamente otra que contiene el
catión Ag + :
a) La cantidad de cloruro de plomo(II) precipitada aumenta.
b) Parte del cloruro de plomo(II) se redisuelve.
c) No se puede responder sin conocer la concentración del catión plata(1+).
d) Precipitará cloruro de plata y permanecerá invariable la cantidad de cloruro de plomo(II) precipitado.
(Datos. K s (PbCl2 ) = 1,7·10–5 ; K s (AgCl) = 1,72·10–10 ).
Los equilibrios correspondientes a la disolución del PbCl! (s) y AgCl(s) son, respectivamente:
PbCl! (s) D Pb!. (aq) + 2 Cl( (aq) AgCl(s) D Ag . (aq) + Cl( (aq)
Como el producto de solubilidad del AgCl es menor que el del PbCl! , de ambas sales, la que precipita más
fácilmente es AgCl.
modificada”.
Si se añaden iones Ag . a una disolución saturada de PbCl! , estos reaccionan con los iones Cl( presentes
en la disolución. De acuerdo con el principio de Le Châtelier, el equilibrio de solubilidad del PbCl! se
desplaza en el sentido en el que se repongan los iones Cl( consumidos, en este caso hacia la derecha, lo
que hace que se redisuelva el PbCl! .
4.2. Se mezclan 120 mL de NaF 0,40 M y 360 mL de disolución de Na2 SO4 0,40 M y se añade lenta-
mente BaCl2 . El primer precipitado que se forma y la concentración del anión de este precipitado cuando
empieza a precipitar el segundo son:
a) BaSO4 y 1,5·10–8 M
b) BaSO4 y 5,0·10–9 M
c) BaSO4 y 8,8·10–6 M
d) BaF2 y 5,7·10–6 M
e) BaF2 y 1,7·10–4 M
(Datos. K s (BaSO4 ) = 1,5·10–9 ; K s (BaF2 ) = 1,7·10–6 ).
Las ecuaciones químicas ajustadas correspondientes a la reacciones de NaF y Na! SO2 con BaCl! son, res-
pectivamente:
2 NaF(aq) + BaCl! (aq) ® BaF! (s) + 2 NaCl(aq)
Na! SO2 (aq) + BaCl! (aq) ® BaSO2 (s) + 2 NaCl(aq)
Como NaF y Na! SO2 son sales que en disolución acuosa se encuentran completamente ionizadas, consi-
derando volúmenes aditivos, las concentraciones de los aniones después de la mezcla de las disoluciones
iniciales son:
0,40 mmol NaF 1 mmol F (
120 mL NaF 0,40 M · 1 mL NaF 0,40 M ·
1 mmol NaF
[F ( ] = = 0,10 mol L()
(120 + 360) mL mezcla
0,40 mmol Na! SO2 1 mmol SO!(
2
360 mL Na! SO2 0,40 M · 1 mL Na SO 0,40 M · 1 mmol Na SO
!( ! 2 ! 2
[SO2 ] = = 0,30 mol L()
(120 + 360) mL mezcla
Precipitará en primer lugar la sustancia que necesite menor [Ba!. ] en la disolución para que se alcance
su producto de solubilidad.
BaF! (s) D Ba!. (aq) + 2 F ( (aq)
𝐾3 = [Ba!. ] [F ( ]! = 1,7·10(1
Sustituyendo en la expresión de 𝐾3 se obtiene que el valor de [Ba!. ] para que comience a precipitar el
BaF! en la mezcla resultante es:
𝐾3 1,7·10(1
[Ba!. ] = = = 1,7·10(2 mol L()
[F ( ]! 0,10!
§ El equilibrio correspondiente a la disolución del BaSO2 (s) viene dado por la ecuación:
2 (aq)

𝐾s = [Ba!. ] [SO!( (•
2 ] = 1,5·10
Sustituyendo en la expresión de 𝐾s se obtiene que el valor de [Ba!. ] para que comience a precipitar el
BaSO2 en la mezcla resultante es:
𝐾s 1,5·10(•
[Ba!. ] = = = 5,0·10(• mol L()
[SO!(
2 ] 0,30
Precipita en primer lugar el BaSO2 ya que requiere un menor valor de [Ba!. ] para que se alcance su 𝐾s .
El valor de [SO!( !. (2 ()
2 ] cuando comienza a precipitar el BaF! , es decir, cuando [Ba ] = 1,7·10 mol L , es:
𝐾s 1,5·10(•
[SO!(
2 ]= = = 8,8·10(1 mol L()
[Ba!. ] 1,7·10(2
4.3. A una disolución de Pb(NO3 )2 se le añade, gota a gota, otra disolución en la que, [Cl– ] = [F – ] = [I – ]
= [SO2–
4 ] = 0,0010 M. ¿Cuál es el primer precipitado que se forma?
a) PbCl2 (K s = 1,5·10–5 )
b) PbF2 (K s = 3,7·10–8 )
c) PbI2 (K s = 8,5·10–9 )
d) PbSO4 (K s = 1,8·10–8 )
Precipitará en primer lugar la sustancia que necesite menor [Pb!. ] en la disolución para que se alcance
§ El equilibrio correspondiente a la disolución del PbCl! (s) viene dado por la ecuación:
𝐾3 = [Pb!. ] [Cl( ]!
El valor de [Pb!. ] necesario para que comience a precipitar el sólido es:
𝐾3 1,5·10($
[Pb!. ] = = = 15 mol L()
[Cl( ]! (0,0010)!
§ El equilibrio correspondiente a la disolución del PbF! (s) viene dado por la ecuación:
PbF! (s) D Pb!. (aq) + 2 F ( (aq)
𝐾3 = [Pb!. ] [F ( ]!
𝐾3 3,7·10(F
[Pb!. ] = = = 3,7·10(! mol L()
[F ( ]! (0,0010)!
PbF! (s) D Pb!. (aq) + 2 I ( (aq)
𝐾3 = [Pb!. ] [I ( ]!
𝐾3 8,5·10(•
[Pb!. ] = = = 8,5·10(% mol L()
[I ( ]! (0,0010)!
§ El equilibrio correspondiente a la disolución del PbSO2 (s) viene dado por la ecuación:
PbSO2 (s) D Pb!. (aq) + SO!(
2 (aq)

𝐾3 = [Pb!. ] [SO!(
2 ]

𝐾3 1,8·10(F
[Pb!. ] = = = 1,8·10($ mol L()
[SO!(
2 ] 0,0010
De acuerdo con los resultados obtenidos, la sustancia que requiere menor [Pb!. ] para formar el precipi-
tado y que precipita en primer lugar es PbSO2 .
4.4. Se tiene una disolución 0,10 M de NaCl y 10–2 M de Na2 CrO4 , ¿qué ocurrirá si se añade poco a
poco una disolución 10–3 M de AgNO3 ?
a) Precipitará primero el cromato de plata porque su constante de solubilidad es menor que la del cloruro
de plata.
b) Precipitará primero el cromato de plata porque la concentración del cromato de sodio es menor que
la del cloruro de sodio.
c) No se formará ningún precipitado porque la concentración del nitrato de plata que se añada es menor
que la del cloruro de sodio y que la del cromato de sodio.
d) Precipitará primero el cloruro de plata porque es lo que indican los valores de las concentraciones y
las constantes.
(Datos. K s (AgCl) = 1,2·10–10 ; K s (Ag 2 CrO4 ) = 1,7·10–12 ).
Precipitará en primer lugar la sustancia que necesite menor [Ag . ] en la disolución para que se alcance su
producto de solubilidad.
𝐾s = [Ag . ] [Cl( ] = 1,2·10()P
El valor de [Ag . ] para que comience a precipitar el sólido es:
𝐾¶ 1,2·10()P
[Ag . ] = = = 1,2·10(• mol L()
[Cl( ] 0,10
2 (aq)

𝐾3 = [Ag . ]! [CrO!(
2 ] = 1,7·10
()!

El valor de [Ag . ] para que comience a precipitar el sólido es:
𝐾¶ 1,7·10()!
[Ag . ] = Ð !( =
Ð = 1,3·10($ mol L()
[CrO2 ] 10(!
De acuerdo con los resultados obtenidos, de las dos sales propuestas precipita en primer lugar el AgCl ya
que requiere un menor valor de [Ag . ] para que se alcance su 𝐾3 .
4.5. Se desea determinar la cantidad de cloruro y yoduro en una muestra de agua de mar. Para ello se
valoran los halogenuros contenidos en 50,0 mL de dicha muestra con AgNO3 0,0500 M. Sabiendo que los
puntos de equivalencia se alcanzaron para unos volúmenes de AgNO3 de 9,50 mL y 21,4 mL, determine
la concentración de cloruro y yoduro.
a) 2,40 g L–1 de yoduro y 0,42 g L–1 de cloruro.
b) 1,20 g L–1 de yoduro y 0,42 g L–1 de cloruro.
c) 0,60 g L–1 de yoduro y 0,84 g L–1 de cloruro.
d) 1,20 g L–1 de yoduro y 0,84 g L–1 de cloruro.
(Datos. K s (AgCl) = 1,7·10–10 ; K s (AgI) 8,3·10–17 ).
Como la 𝐾3 del AgI es menor, esta sustancia es la que precipita en primer lugar.
§ La ecuación química ajustada correspondiente a la reacción entre AgNO% y I ( es:
AgNO% (aq) + I ( (aq) ® NO(
% (aq) + AgI(s)
Relacionando AgNO% con I ( :

0,0500 mmol AgNO% 1 mmol I (
9,50 mL AgNO% 0,0500 M · · = 0,475 mmol I (
1 mL AgNO% 0,0500 M 1 mL AgNO%
La concentración de I ( en la muestra de agua es:
0,475 mmol I ( 126,9 mg I ( 1 g I ( 10% mL agua
· · · = 1,21 g I ( /L
50,0 mL agua 1 mmol I ( 10% mg I ( 1 L agua
§ La ecuación química ajustada correspondiente a la reacción entre AgNO% y Cl( es:
AgNO% (aq) + Cl( (aq) ® NO(
% (aq) + AgCl(s)
Relacionando AgNO% con Cl( :

0,0500 mmol AgNO% 1 mmol Cl(
(21,4 − 9,50) mL AgNO% 0,0500 M · · = 0,595 mmol Cl(
1 mL AgNO% 0,0500 M 1 mL AgNO%
La concentración de Cl( en la muestra de agua es:
0,595 mmol Cl( 35,5 mg Cl( 1 g Cl( 10% mL agua
· · · = 0,422 g Cl( /L
50,0 mL agua 1 mmol Cl( 10% mg Cl( 1 L agua
4.6. Una disolución acuosa contiene los siguientes iones: Ag + , Ca2+ , Mg 2+ y Al3+ , todos ellos a la
misma concentración 0,10 M. Si a dicha disolución se le va añadiendo gota a gota otra disolución que
contiene Na3 PO4 , ¿qué catión debería empezar a precipitar primero?
a) Ag +
b) Ca2+
c) Mg 2+
d) Al3+
(Datos. K s : Ag 3 PO4 = 1,0·10–6 ; Ca3 (PO4 )2 = 1,0·10–33 ; Mg 3 (PO4 )2 = 1,0·10–24 ; AlPO4 = 1,0·10–20 ).
Precipitará en primer lugar la sustancia que se necesite menor [PO%(

2 ] en la disolución para que se alcance
§ El equilibrio correspondiente a la disolución del Ag 3 PO4 (s) viene dado por la ecuación:
Ag 3 PO4 (s) D 3 Ag !. (aq) + PO%(
2 (aq)

𝐾3 = [Ag . ]% [PO%(
2 ]
El valor de [PO%(
2 ] necesario para que comience a precipitar el sólido es:
𝐾3 1,0·10(1
[PO%(
2 ]= = = 1,0·10(% mol L()
[Ag . ]% (0,10)%
§ El equilibrio correspondiente a la disolución del Ca3 (PO4 )2 (s) viene dado por la ecuación:
Ca3 (PO4 )2 (s) D 3 Ca!. (aq) + 2 PO%(
2 (aq)

𝐾3 = [Ca!. ]% [PO%( !
2 ]
El valor de [PO%(
𝐾3 1,0·10(%%
[PO%(
2 ]=Ð = = 1,0·10()$ mol L()
[Ca!. ]% (0,10)%
§ El equilibrio correspondiente a la disolución del Mg 3 (PO4 )2 (s) viene dado por la ecuación:
Mg 3 (PO4 )2 (s) D 3 Mg !. (aq) + 2 PO%(
2 (aq)

𝐾3 = [Mg !. ]% [PO%( !
2 ]
El valor de [PO%(
𝐾3 1,0·10(!2
[PO%(
2 ]=Ð = = 3,2·10()) mol L()
[Mg !. ]% (0,10)%
§ El equilibrio correspondiente a la disolución del AlPO4 (s) viene dado por la ecuación:
AlPO4 (s) D Al%. (aq) + PO%(
2 (aq)

𝐾3 = [Al%. ] [PO%(
2 ]
El valor de [PO%(
𝐾3 1,0·10(!P
[PO%(
2 ]= = = 1,0·10()• mol L()
[Al%. ] 0,10
De acuerdo con los resultados obtenidos, de las sales propuestas precipita en primer lugar el AlPO4 ya
que requiere un menor valor de [PO%(
2 ] para que se alcance su 𝐾3 .
4.7. Se desea determinar la cantidad de cloruro y yoduro en una muestra de agua de mar. Para ello se
valoran los halogenuros contenidos con AgNO3 0,0500 M. ¿Cómo será el hábito de la curva de valoración?
a) La curva no presenta puntos de inflexión.
b) La curva presenta dos puntos de inflexión.
c) La curva presenta cuatro puntos de inflexión.
d) La curva presenta un punto de inflexión.
(Datos. K s (AgCl) 1,7·10–10 ; K s (AgI) 8,3·10–17 ).
En el caso de la valoración de una mezcla de halogenuros de

sodio con nitrato de plata, comienza a precipitar en primer lu-
gar aquél que tenga el producto de solubilidad más bajo, AgI,
y, a continuación, AgCl que tiene un producto de solubilidad
superior.
Si se representa el pK s de las sustancias frente al volumen de
reactivo precipitante añadido, AgNO3 , se obtiene una curva
que presenta dos puntos de inflexión correspondientes a los
puntos de equivalencia de la valoración de cada una de las
sustancias.
5. SOLUBILIDAD Y pH
5.1. ¿Cuál es la solubilidad del Mg(OH)2 en una disolución de NaOH de pH = 11,0?
a) 1,70·10–6 g L–1
b) 3,96·10–3 g L–1
c) 1,98·10–3 g L–1
d) 8,50·10–7 g L–1
e) 5,20·10–5 g L–1
(Dato. K s Mg(OH)2 = 3,40·10–11 ).
Mg(OH)! (s) D Mg !. (aq) + 2 OH( (aq)
𝐾3 = [Mg !. ] [OH( ]!
[Mg !. ] = 𝑠 [OH( ] = 2 𝑠
Los valores del pOH y [OH( ] en una disolución de pH = 11,0 son, respectivamente:
pOH = 14,0 – 11,0 = 3,00 ® [OH( ] = 10(‡#" = 1,00·10(% mol L()
𝐾3 3,40·10())
𝑠= = = 3,40·10($ mol L()
[OH( ]! (1,00·10(% )!
3,40·10($ mol Mg(OH)! 58,3 g Mg(OH)!
𝑠= · = 1,98·10(% g L()
L 1 mol Mg(OH)!
5.2. Calcule el pH de una disolución saturada de Ca(OH)2 si su producto de solubilidad es 5,50·10–6 .

a) 11,28
b) 8,72
c) 12,04
d) 12,34
e) 13,00
(O.Q.N. Navacerrada 1996) (O.Q.L. Asturias 2011) (O.Q.L. Galicia 2015) (O.Q.L. País Vasco 2018)
Ca(OH)! (s) D Ca!. (aq) + 2 OH( (aq)
𝐾3 = [Ca!. ] [OH( ]!
Llamando 𝑠 a la solubilidad molar del Ca(OH)! y considerando que en el equilibrio:
[Ca!. ] = 𝑠 [OH( ] = 2 𝑠
𝐾3 = 𝑠 · (2 𝑠)! = 4 𝑠 %
5,50·10(1 = 4 𝑠 % ® 𝑠 = 1,11·10(! mol L()
El valor de [OH( ] de la disolución es:

[OH( ] = 2· (1,11·10(! mol L() ) = 2,22·10(! mol L()
pOH = –log (2,22·10(! ) = 1,65 ® pH = 14 – 1,65 = 12,3
5.3. ¿Cuál es el pH mínimo al que precipita el hidróxido de cobalto(II) de una disolución con una con-
centración de Co2+ 0,020 M?
a) 5,8
b) 6,2
c) 7,0
d) 7,8
e) 8,7
(Dato. K s hidróxido de cobalto(II) = 2,0·10–16 ).
(O.Q.N. Barcelona 2001) (O.Q.N. Salamanca 2018)
El equilibrio correspondiente a la disolución del Co(OH)! (s) viene dado por la ecuación:
Co(OH)! (s) D Co!. (aq) + 2 OH( (aq)
𝐾3 = [Co!. ] [OH( ]!
Las concentraciones iónicas en el equilibrio son:
[Co!. ] = 0,020 M [OH( ] = 𝑥
𝐾3 = 0,020 · [OH( ]!
Sustituyendo en la expresión de 𝐾3 se obtiene que el valor de [OH( ] de la disolución es:
2,0·10()1 = 0,020 · [OH( ]! ® [OH( ] = 1,0·10(E mol L()
pOH = –log (1,0·10(E ) = 7,0 ® pH = 14 – 7,0 = 7,0
5.4. El valor del pH cuando empieza a precipitar una disolución acuosa de Al(OH)3 es:
a) 3,0
b) 5,4
c) 8,1
d) 5,9
(Dato. K s Al(OH)3 a 25 °C = 1,3·10–33 ).
El equilibrio correspondiente a la disolución del Al(OH)% (s) viene dado por la ecuación:
Al(OH)% (s) D Al%. (aq) + 3 OH( (aq)
𝐾3 = [Al%. ] [OH( ]%
Llamando 𝑠 a la solubilidad molar del Al(OH)% y considerando que en el equilibrio:
[Al%. ] = 𝑠 [OH( ] = 3 𝑠

𝐾3 = 𝑠 · (3 𝑠)! = 27 𝑠 2
1,3·10(%% = 27 𝑠 2 ® 𝑠 = 2,6·10(• mol L()
A partir de la solubilidad se obtiene el valor de [OH( ] de la disolución:
[OH( ] = 3 · (2,6·10(• mol L() ) = 7,8·10(• mol L()
pOH = –log (7,8·10(• ) = 8,1 ® pH = 14 – 8,1 = 5,9
(Cuestión similar a las propuestas en Navacerrada 1996 y Asturias 2011).
5.5. Sabiendo que el producto de solubilidad del hidróxido de magnesio es 5,61·10–12 a 25 °C, el pH
de una disolución acuosa saturada de esta sustancia es:
a) 10,1
b) 3,90
c) 7,00
d) 10,4
e) 5,40
f) 8,60
g) 11,4
h) 9,40
(O.Q.L. Madrid 2008) (O.Q.L. Madrid 2020) (O.Q.L. Asturias 2020)
Mg(OH)! (s) D Mg !. (aq) + 2 OH( (aq)
𝐾3 = [Mg !. ] [OH( ]!
[Mg !. ] = 𝑠 [OH( ] = 2 𝑠
𝐾3 = 𝑠 · (2 𝑠)! = 4 𝑠 %
5,61·10()! = 4 𝑠 % ® 𝑠 = 1,12·10(2 mol L()
A partir de la solubilidad molar se obtiene que el valor de [OH( ] de la disolución es:
[OH( ] = 2 · (1,12·10(2 mol L() ) = 2,24·10(2 mol L()
pOH = –log (2,24·10(2 ) = 3,64 ® pH = 14,0 – 3,64 = 10,4
(Cuestión similar a las propuestas en Navacerrada 1996, Madrid 2006 y Asturias 2011).

5.6. ¿Cuál es la solubilidad del hidróxido de magnesio en una disolución acuosa de pH = 12,0?
a) 1,0·10–7 M
b) 1,0·10–9 M
c) 1,0·10–11 M
d) 1,0·10–2 M
e) 3,2·10–6 M
(Dato. El producto de solubilidad del hidróxido de magnesio es 1,0·10–11 a 25 °C).
(O.Q.N. Ávila 2009) (O.Q.L. Málaga 2020)
Mg(OH)! (s) D Mg !. (aq) + 2 OH( (aq)
𝐾3 = [Mg !. ] [OH( ]!
[Mg !. ] = 𝑠 [OH( ] = 2 𝑠
Los valores del pOH y [OH( ] en una disolución de pH = 12,0 son, respectivamente:
pOH = 14,0 – 12,0 = 2,00 ® [OH( ] = 10(‡#" = 1,00·10(! mol L()
𝐾3 1,0·10())
𝑠= = = 1,0·10(E mol L()
[OH( ]! (1,00·10(! )!
5.7. El Mg(OH)2 es un compuesto muy poco soluble en agua pura. ¿Qué ocurrirá si a una disolución
precipitada de Mg(OH)2 se le añade NH4 Cl?
a) Precipitará más hidróxido al modificar el pH.
b) La solubilidad del hidróxido no se verá afectada.
c) La solubilidad aumenta porque el pH disminuye.
d) No se puede contestar sin el dato del producto de solubilidad.
(O.Q.L. Asturias 2010) (O.Q.L. Madrid 2018)
Mg(OH)! (s) D Mg !. (aq) + 2 OH( (aq)
𝐾3 = [Mg !. ] [OH( ]!
El NH2 Cl es una sal que al disolverse en agua produce hidrólisis ácida, ya que el ion NH2. reacciona con el
H! O liberando iones H% O. de acuerdo la siguiente ecuación química:
modificada”.
Los iones H% O. consumen iones OH( procedentes de la disolución del Mg(OH)! provocando un descenso
del pH. De acuerdo con el principio de Le Châtelier el equilibrio de solubilidad del Mg(OH)! se desplaza
en el sentido en el que se repongan los iones OH( , en este caso hacia la derecha disolviéndose más
Mg(OH)! (s) y aumentando su solubilidad.
5.8. En 0,75 L de disolución de KOH de pH = 10, la masa de magnesio que se puede disolver es:
a) 10–4 g
b) 3,4·10–3 g
c) 0,062 g
d) 0,62 g
(Dato. K s Mg(OH)2 = 3,4·10–11 ).
Mg(OH)! (s) D Mg !. (aq) + 2 OH( (aq)
𝐾3 = [Mg !. ] [OH( ]!
Los valores del pOH y [OH( ] en una disolución de pH = 10 son, respectivamente:
pOH = 14 – 10 = 4,0 ® [OH( ] = 10(‡#" = 1,0 · 10(2 mol L()
[Mg !. ] = 𝑠 [OH( ] = 1,0·10(2 mol L()
𝐾3 3,4·10())
𝑠= = = 3,4·10(% mol L()
[OH( ]! (1,0·10(2 )!
La masa de magnesio que puede disolverse en 0,75 L de disolución es:
3,4·10(% mol Mg !. 24,32 g Mg !.
0,75 L disolución · · = 0,062 g Mg !.
1 L disolución 1 mol Mg !.
5.9. El producto de solubilidad del Mn(OH)2 medido a 25 °C es 4,0·10–14 . ¿Cuál es el pH de una diso-
lución saturada de esta sustancia?
a) 8,5
b) 9,0
c) 9,6
d) 7,9
(O.Q.L. Galicia 2013) (O.Q.L. Galicia 2014)
El equilibrio correspondiente a la disolución del Mn(OH)! (s) viene dado por la ecuación:
Mn(OH)! (s) D Mn!. (aq) + 2 OH( (aq)
𝐾3 = [Mn!. ] [OH( ]!
Llamando 𝑠 a la solubilidad molar del Mn(OH)! y considerando que en el equilibrio:
[Mn!. ] = 𝑠 [OH( ] = 2 𝑠
𝐾3 = 𝑠 · (2 𝑠)! = 4 𝑠 %
4,0·10()2 = 4 𝑠 % ® 𝑠 = 2,2·10($ mol L()
A partir de la solubilidad molar se obtiene que el valor de [OH( ] la disolución es:

[OH( ] = 2 · (2,2·10($ mol L() ) = 4,4·10($ mol L()
pOH = –log (4,4·10($ ) = 4,4 ® pH = 14 – 4,4 = 9,6
(Cuestión similar a la propuesta en Navacerrada 1996 y Asturias 2011).
5.10. ¿Cuál es el pH en el que se inicia la precipitación de Cr(III) de concentración 1,00·10–1 M;

1,00·10–3 M y 1,00·10–6 M, al añadir disolución de NaOH?
a) 5,93; 4,93; 4,27
b) 4,27; 4,93; 5,93
c) 4,00; 4,66; 5,66
d) 4,50; 5,16; 6,16
e) 4,15; 4,81; 5,81
(Dato. pK s Cr(OH)3 = 30,2).
El equilibrio correspondiente a la disolución del Cr(OH)% (s) es:

Cr(OH)% (s) D Cr %. (aq) + 3 OH( (aq)
𝐾3 = [Cr %. ] [OH( ]%
El valor de la constante producto de solubilidad, 𝐾3 , es:
p𝐾3 = 30,2 ® 𝐾3 = 6,31·10(%)
A partir de la expresión de 𝐾3 se puede calcular el valor de [OH( ] de la disolución:
" 𝐾3
[OH( ] = Ð %.
[Cr ]
§ El valor de [OH( ] para una disolución cuya [Cr %. ] = 1,00·10() M
" 6,31·10(%)
[OH( ] = Ð = 1,85·10()P mol L()
1,00·10()

pOH = –log (1,85·10()P ) = 9,73 ® pH = 14,0 – 9,73 = 4,27
§ El valor de [OH( ] para una disolución cuya [Cr %. ] = 1,00·10(% M
" 6,31·10(%)
[OH( ] = Ð = 8,58·10()P mol L()
1,00·10(%

pOH = –log (8,58·10()P ) = 9,07 ® pH = 14,0 – 9,07 = 4,93
§ El valor de [OH( ] para disolución cuya [Cr %. ] = 1,00·10(1 M
" 6,31·10(%)
[OH( ] = Ð = 8,58·10(• mol L()
1,00·10(1

pOH = –log (8,58·10(• ) = 8,07 ® pH = 14,0 – 8,07 = 5,93
5.11. ¿Cuántos miligramos de hidróxido de magnesio (K s = 7,1·10–12 ) se pueden disolver en 200 mL

de una disolución de sosa de pH = 11?
a) 5,7·10–8
b) 5,7·10–5
c) 8,3·10–5
d) 8,3·10–2
Mg(OH)! (s) D Mg !. (aq) + 2 OH( (aq)
𝐾3 = [Mg !. ] [OH( ]!
Los valores del pOH y [OH( ] en una disolución de pH = 11 son, respectivamente:
pOH = 14 – 11 = 3,0 ® [OH( ] = 10(‡#" = 1,0·10(% mol L()
[Mg !. ] = 𝑠 [OH( ] = 1,0·10(% mol L()
Sustituyendo en la expresión de 𝐾3 se obtiene que el valor de la solubilidad molar es:
𝐾3 7,1·10()!
𝑠= = = 7,1·10(1 mol L()
[OH( ]! (1,0·10(% )!
La cantidad de sustancia que se disuelve en 200 mL de la disolución básica es:
7,1·10(1 mmol Mg(OH)!
200 mL Mg(OH)! 7,1·10(1 M · = 1,4·10(% mmol Mg(OH)!
1 mL Mg(OH)! 7,1·10(1 M
La masa correspondiente es:
58,3 mg Mg(OH)!
1,4·10(% mmol Mg(OH)! · = 8,2·10(! mg Mg(OH)!
1 mmol Mg(OH)!
5.12. Señale para cuál de las siguientes sales la solubilidad no aumenta al disminuir el pH:
a) AgCl
b) CaCO3
c) Ni(OH)2
d) Zn(HCO3 )2
a) Verdadero. El equilibrio correspondiente a la disolución del AgCl(s) viene dado por la ecuación:
Ninguno de los dos iones reacciona con los iones H% O. que se añaden al medio para que disminuya el pH,
por lo que la solubilidad del AgCl no aumenta al disminuir el pH.
b) Falso. El equilibrio correspondiente a la disolución del CaCO% (s) viene dado por la ecuación:
% (aq)
modificada”.
Si se añade H% O. al medio, estos iones alteran el equilibrio al reaccionar con los iones CO!(
% de la disolu-
ción:
CO!( . (
% (aq) + H% O (aq) D HCO% (aq) + H! O(l)
De acuerdo con el principio de Le Châtelier, el equilibrio se desplaza en el sentido en el que se repongan

los iones CO!(
% consumidos, en este caso, hacia la derecha, con lo que la solubilidad del CaCO% aumenta al
disminuir el pH.
c) Falso. El equilibrio correspondiente a la disolución del Ni(OH)! (s) viene dado por la ecuación:
Ni(OH)! (s) D Ni!. (aq) + 2 OH( (aq)
Si se añade H% O. al medio, estos iones alteran el equilibrio al reaccionar con los iones OH( de la disolu-
ción. De acuerdo con el principio de Le Châtelier, el equilibrio se desplaza en el sentido en el que se re-
pongan los iones OH( consumidos, en este caso, hacia la derecha, con lo que la solubilidad del Ni(OH)!
aumenta al disminuir el pH.
d) Falso. El equilibrio correspondiente a la disolución del Zn(HCO% )! (s) viene dado por la ecuación:
Zn(HCO% )! (s) D Zn!. (aq) + 2 HCO(
% (aq)
Si se añade H% O. al medio, estos iones alteran el equilibrio al reaccionar con los iones HCO(
% de la disolu-
ción:
HCO( .
De acuerdo con el principio de Le Châtelier, el equilibrio se desplaza en el sentido en el que se repongan

los iones HCO(
% consumidos, en este caso, hacia la derecha, con lo que la solubilidad del Zn(HCO% )! au-
menta al disminuir el pH.
5.13. La solubilidad del hidróxido de magnesio en disolución acuosa:

a) Aumenta si la disolución tiene un pH = 9.
b) Disminuye si la disolución tiene un pH = 3.
c) La solubilidad de una sustancia no depende del pH, solo depende de la temperatura.
d) Aumenta en una disolución acuosa 0,1 M de acetato de sodio.
e) Aumenta en una disolución acuosa 0,1 M de cloruro de amonio.
Mg(OH)! (s) D Mg !. (aq) + 2 OH( (aq)
𝐾3 = [Mg !. ] [OH( ]!
modificada”.
a) Falso. Si la disolución tiene pH = 9, aumenta el valor de [OH( ]. De acuerdo con el principio de Le Châ-
telier, el equilibrio se desplaza en el sentido en el que se consuman los iones OH( añadidos, en este caso
hacia la izquierda, por lo que la solubilidad del hidróxido disminuye.
b) Falso. Si la disolución tiene pH = 3, aumenta el valor de [H% O. ] y estos iones consumen iones OH( . De
acuerdo con el principio de Le Châtelier, el equilibrio se desplaza en el sentido en el que se repongan los
iones OH( consumidos, en este caso hacia la derecha, por lo que la solubilidad del hidróxido aumenta.
c) Falso. Tal como se ha justificado en los apartados anteriores.

d) Falso. Si se añade acetato de sodio, NaCH% COO, una sal que al disolverse en agua produce hidrólisis
básica, ya que el ion CH% COO( reacciona con el H! O liberando iones OH( de acuerdo con la siguiente
ecuación química:
De acuerdo con el principio de Le Châtelier, el equilibrio se desplaza en el sentido en el que se consuman
los iones OH( añadidos, en este caso, hacia la izquierda, por lo que la solubilidad del hidróxido disminuye.
e) Verdadero. Si se añade NH2 Cl, una sal que al disolverse en agua produce hidrólisis ácida, ya que el ion
NH2. reacciona con el H! O liberando iones H% O. de acuerdo con la siguiente ecuación química:
Los iones H% O. consumen iones OH( . De acuerdo con el principio de Le Châtelier, el equilibrio se des-
plaza en el sentido en el que se repongan los iones OH( consumidos, en este caso, hacia la derecha, por
lo que la solubilidad del hidróxido aumenta.
5.14. ¿Cuál de las siguientes sales aumenta su solubilidad en un medio ácido?

a) CaF2
b) CaCl2
c) CaBr2
d) CaI2

modificada”.
a) Verdadero. El equilibrio correspondiente a la disolución del CaF! (s) viene dado por la ecuación:
CaF! (s) D Ca!. (aq) + 2 F ( (aq)
Si se añade H% O. al medio, estos iones alteran el equilibrio al reaccionar con los iones fluoruro en diso-
lución acuosa según la ecuación:
F ( (aq) + H% O. (aq) D HF(aq) + H! O(l)
iones F ( consumidos, en este caso, hacia la derecha, lo que hace que la solubilidad del CaF! aumente en
un medio ácido.
b-c-d) Falso. En las sales CaCl! , CaBr! y CaI! la acidez del medio no afecta a la solubilidad ya que se trata
de sales procedentes de ácidos fuertes y por ello no cabe la posibilidad de la existencia de un equilibrio
ácido-base.
5.15. ¿Cuál es la solubilidad del Al(OH)3 (K s = 1,3·10–33 ) en una disolución acuosa de pH = 10?
a) 1,3·10–3 M
b) 1,3·10–21 M
c) 1,3·10–4 M
d) 3,9·10–7 M
e) 3,9·10–21 M
El equilibrio correspondiente a la disolución del Al(OH)% (s) viene dado por la ecuación:
Al(OH)% (s) D Al%. (aq) + 3 OH( (aq)
𝐾3 = [Al%. ] [OH( ]%
En una disolución de pH = 12,0 los valores del pOH y [OH( ] son, respectivamente:
pOH = 14 – 10 = 4,0 ® [OH( ] = 10(‡#" = 1,0·10(2 mol L()
Llamando 𝑠 a la solubilidad molar del Al(OH)% y considerando que en el equilibrio:
[Al%. ] = 𝑠 [OH( ] = 1,0·10(2 mol L()
1,3·10(%% = 𝑠 · (1,0·10(2 )% ® 𝑠 = 1,3·10(!) mol L()
(Cuestión similar a la propuesta en Ávila 2009).
5.16. La solubilidad del Mn(OH)2 en agua es 3,60·10–5 mol L–1 . El pH máximo para que no precipite el
hidróxido de manganeso(II) en una disolución que es 0,0600 M en Mn2+ será:
a) 8,25
b) 8,50
c) 8,80
d) 9,10
e) 9,34
(O.Q.L. Asturias 2016) (O.Q.L. Galicia 2018)
Mn(OH)! (s) D Mn!. (aq) + 2 OH( (aq)
𝐾3 = [Mn!. ] [OH( ]!
Llamando 𝑠 a la solubilidad molar del Mn(OH)! y considerando que en el equilibrio:
[Mn!. ] = 𝑠 [OH( ] = 2 𝑠
𝐾3 = 𝑠 · (2 𝑠)! = 4 𝑠 %
𝐾3 = 4 · (3,60·10($ )% = 1,87·10()%
El valor de [OH( ] para una una disolución en la que [Mn!. ] = 0,060 M es:
1,87·10()% = 0,0600 [OH( ]! ® [OH( ] = 1,76·10(1 mol L()
pOH = –log (1,76 · 10(1 ) = 5,75 ® pH = 14,0 – 5,75 = 8,25
(Cuestión similar a la propuesta en Barcelona 2001).

5.17. Sabiendo que una disolución saturada de Cd(OH)2 tiene un pH de 9,45; ¿cuál es su producto de
solubilidad?
a) 8,97·10–14
b) 2,82·10–5
c) 2,80·10–15
d) 1,12·10–14
El equilibrio correspondiente a la disolución del Cd(OH)! (s) viene dado por la ecuación:
Cd(OH)! (s) D Cd!. (aq) + 2 OH( (aq)
𝐾3 = [Cd!. ] [OH( ]!
pOH = 14 – 9,45 = 4,55 ® [OH( ] = 10(‡#" = 1,00·10(2,$$ mol L()
Llamando 𝑠 a la solubilidad molar del Cd(OH)! y considerando que en el equilibrio:
[Cd!. ] = 𝑠 [OH( ] = 2 𝑠
[OH( ] 1,00·10(2,$$
𝑠= = = 1,41·10($ mol L()
2 2
𝐾3 = 𝑠 · (2 𝑠)! = 4 𝑠 %
El producto de solubilidad es:
𝐾3 = 4 · (1,41·10($ )% = 1,12·10()2
5.18. A 25 °C la constante del producto de solubilidad del hidróxido de plata, AgOH, es 2,0·10–8 . Para
esa temperatura la solubilidad del hidróxido de plata en una disolución de pH = 13 es:
a) 5,4·10–7 M
b) 3,6·10–7 M
c) 2,0·10–7 M
d) 2,0·10–8 M
e) 1,4·10–4 M
f) 1,4·10–9 M
El equilibrio correspondiente a la disolución del AgOH(s) viene dado por la ecuación:

AgOH(s) D Ag . (aq) + OH( (aq)
𝐾3 = [Ag . ] [OH( ]
En una disolución de pH = 13, los valores del pOH y [OH( ] son, respectivamente:
pOH = 14 – 13 = 1,0 ® [OH( ] = 10(‡#" = 0,10 mol L()
Llamando 𝑠 a la solubilidad molar del AgOH y considerando que en el equilibrio:
[Ag . ] = 𝑠 [OH( ] = 0,10 mol L()
2,0·10(F = 𝑠 · 0,10 mol L() ® 𝑠 = 2,0·10(E mol L()
(Cuestión similar a la propuesta en Ávila 2009 y Madrid 2015).
5.19. ¿Cuál es la solubilidad del hierro en una disolución saturada de Fe(OH)3 de pH = 4,5?
a) 8,8·10–9 M
b) 8,8·10–10 M
c) 8,8·10–11 M
d) 3,3·10–11 M
e) 3,3·10–12 M
(Dato. pK s (Fe(OH)3 ) = 38,55).
Fe(OH)% (s) D Fe%. (aq) + 3 OH( (aq)
𝐾3 = [Fe%. ] [OH( ]%
pOH = 14 – 4,5 = 9,5 ® [OH( ] = 10(‡#" = 1,0 · 10(•,$ mol L()
Llamando 𝑠 a la solubilidad molar del Fe(OH)% y considerando que en el equilibrio:
[Fe%. ] = 𝑠 [OH( ] = 1,0·10(•,$ mol L()
10(%F,$$ = 𝑠 · (1,0·10(•,$ )% ® 𝑠 = 8,9·10()) mol L()
(Cuestión similar a la propuesta en Ávila 2009 y Madrid 2015).
5.20. A 150 mg de Zn(OH)2 (K s = 1,80·10–14 ) se añade agua a 25 °C hasta un volumen de 100 mL. El
pH de la disolución resultante es:
a) 9,2
b) 9,5
c) 11,2
d) 10,8
El equilibrio correspondiente a la disolución del Zn(OH)! (s) viene dado por la ecuación:
Zn(OH)! (s) D Zn!. (aq) + 2 OH( (aq)
𝐾3 = [Zn!. ] [OH( ]!
Llamando 𝑠 a la solubilidad molar del Zn(OH)! las concentraciones iónicas en el equilibrio son:
[Zn!. ] = 𝑠 [OH( ] = 2 𝑠
𝐾3 = 𝑠 · (2 𝑠)! = 4 𝑠 %
1,80·10()2 = 4 𝑠 % ® 𝑠 = 1,65·10($ mol L()
La concentración molar de la disolución preparada es:
150 mg Zn(OH)! 1 mmol Zn(OH)!

𝑐= · = 1,51·10(! mol L()
100 mL 78,1 mg Zn(OH)!
Como la concentración obtenida es mayor que la solubilidad de la sustancia quiere decir que toda la sus-
tancia no se disuelve y el pH solo depende de la solubilidad de la sustancia en la disolución saturada a esa
temperatura. A partir de la solubilidad molar se obtiene que el valor de [OH( ] de la disolución es:
[OH( ] = 2 · (1,65·10($ mol L() ) = 3,30·10($ mol L()
pOH = –log (3,30·10($ ) = 4,48 ® pH = 14,0 – 4,48 = 9,52
5.21. Si la constante producto de solubilidad del hidróxido de calcio es 7,90·10–6 , la concentración de

protones de una disolución saturada a 25 °C es:
a) 2,509·10–2 M
b) 3,986·10–3 M
c) 3,986·10–13 M
d) 2,509·10–3 M
Ca(OH)! (s) D Ca!. (aq) + 2 OH( (aq)
𝐾3 = [Ca!. ] [OH( ]!
[Ca!. ] = 𝑠 [OH( ] = 2 𝑠
𝐾3 = 𝑠 · (2 𝑠)! = 4 𝑠 %
7,90·10(1 = 4 𝑠 % ® 𝑠 = 1,25·10(! mol L()
A partir de la solubilidad molar se obtiene que el valor de [OH( ] de la disolución es:
[OH( ] = 2 · (1,25·10(! mol L() ) = 2,50·10(! mol L()
Para cualquier disolución acuosa a 25 °C se cumple que:
[H3 O+ ] [OH( ] = 1,00·10()2
El valor de [H3 O+ ] es:
1,00·10()2
[H3 O+ ] = = 4,00·10()% mol L()
2,50·10(!
5.22. Si el producto de solubilidad del Mn(OH)2 es de 1,9·10–13 a 25 °C, su solubilidad aumentará con:
a) Un descenso de temperatura.
b) Un descenso del pH.
c) Un aumento del pH.
d) Un aumento de la concentración de Mn2+ .
e) Un aumento de la concentración de OH– .
Mn(OH)! (s) D Mn!. (aq) + 2 OH( (aq)
𝐾3 = [Mn!. ] [OH( ]!
modificada”.
a) Falso. No es posible determinar en qué sentido evoluciona un equilibrio al variar la temperatura sin
conocer el valor de la entalpía de la reacción.
b) Verdadero. Si disminuye el pH de la disolución, disminuye el valor de [OH( ]. De acuerdo con el princi-
pio de Le Châtelier, el equilibrio se desplaza en el sentido en el que se repongan los iones OH( consumi-
dos, en este caso hacia la derecha, por lo que la solubilidad del Mn(OH)! aumenta.
d-e) Falso. Si aumentan los valores de [Mn!. ] o de [OH( ], de acuerdo con el principio de Le Châtelier, el
equilibrio se desplaza en el sentido en el que se consuman los iones Mn!. u OH( añadidos, en este caso
hacia la izquierda, por lo que la solubilidad del Mn(OH)! disminuye.
5.23. ¿Cuál es el pH mínimo al que precipitará el Mg(OH)2 en una disolución de Mg 2+ 0,010 M? Se sabe
que K s del Mg(OH)2 es de 1,8·10–11 .
a) 11,5
b) 9,6
c) 6,8
d) 4,3
e) 1,9
Mg(OH)! (s) D Mg !. (aq) + 2 OH( (aq)
𝐾3 = [Mg !. ] [OH( ]!
Las concentraciones iónicas en el equilibrio son:
[Mg !. ] = 0,010 M [OH( ] = 𝑥
𝐾3 = 0,010 · [OH( ]!
A partir de la expresión de 𝐾3 se obtiene que el valor de [OH( ] de la disolución es:
1,8·10()) = 0,010 · [OH( ]! ® [OH( ] = 4,2·10($ mol L()
pOH = –log (4,2·10($ ) = 4,4 ® pH = 14 – 4,4 = 9,6
(Cuestión similar a la propuesta en Barcelona 2001 y otras).

5.24. ¿Cuál es el pH mínimo requerido para evitar la precipitación de ZnS en una disolución 0,010 M de
ZnCl2 saturada de H2 S 0,10 M?
(Datos. K s (ZnS) = 10–21 ; producto de las constantes de acidez del H2 S: K 1 ·K 2 = 10–20 ).
a) 0
b) 1
c) 2
d) Todas las respuestas son erróneas.
La ecuación química correspondiente a la formación del precipitado de ZnS:

ZnCl! (aq) + H! S(aq) ® ZnS(s) + 2 HCl(aq)
El equilibrio correspondiente a la disolución del ZnS(s) viene dado por la ecuación:
𝐾3 = [Zn!. ] [S!( ]
[Zn!. ] = [S!( ] = 𝑠
𝐾3 = 𝑠 !
10(!) = 𝑠 ! ® 𝑠 = [S!( ] = 3,16·10()) mol L()
Los equilibrios correspondientes a la disociación del H! S son:
H! S(aq) + H! O(l) D HS( (aq) + H% O. (aq)
HS( (aq) + H! O(l) D S!( (aq) + H% O. (aq)
y las expresiones de las respectivas constantes de acidez son:
[HS( ] [H% O. ] [S!( ] [H% O. ]
𝐾) = 𝐾! =
[H! S] [HS( ]
Combinando ambas expresiones se elimina [HS( ] y se obtiene:
[H! S] [H! S]
[H% O. ]! = 𝐾) 𝐾! ® [H% O. ] = Ð𝐾) 𝐾! !(
[S ]
!( [S ]
Sustituyendo el valor de [S!( ] se puede obtener [H% O. ]:
0,10
[H% O. ] = Ð10(!P · = 5,62·10(1 mol L()
3,16·10())
pH = –log (5,62·10(1 ) = 5,25
6. SOLUBILIDAD Y FORMACIÓN DE COMPLEJOS

Ag + (aq) + 2 NH3 (aq) D Ag(NH3 )+ 2 (aq) K = 1,6·107
Calcule la solubilidad molar del AgCl en una disolución en la que la concentración de equilibrio de NH3 es
2,0 M.
a) 0,107
b) 0,000013
c) 0,049
d) 0,0087
e) 0,0029
(Dato. K s (AgCl) = 1,8·10–10 ).
(O.Q.L. Asturias 1988) (O.Q.N. Almería 1999)

𝐾3 = [Ag . ] [Cl( ]
El equilibrio correspondiente a la formación del complejo Ag(NH% ).
! (aq) viene dado por la ecuación:
Ag . (aq) + 2 NH% (aq) D Ag(NH% ).

! (aq)
La expresión de la constante de formación del complejo es:

[Ag(NH% ).
!]
𝐾H =
[Ag ][NH% ]!
.
La adición de NH% (aq) al AgCl(s) produce la formación de un complejo que provoca la disolución del
precipitado de acuerdo con la siguiente ecuación química:
AgCl(s) + 2 NH% (aq) D Ag(NH% ). (
! (aq) + Cl (aq)

[Ag(NH% ). (
! ] [Cl ]
𝐾=
[NH% ]!
Multiplicando y dividiendo por [Ag . ] se obtiene:
[Ag(NH% ). (
! ] [Cl ] [Ag ]
.
𝐾= · = 𝐾H · 𝐾3
[NH% ]! [Ag . ]
El valor de la constante de la reacción de disolución del precipitado de AgCl es:
𝐾 = (1,6·10E ) · (1,8·10()P ) = 2,9·10(%
Llamando 𝑠 a la solubilidad molar del AgCl, la tabla de concentraciones en el equilibrio es:
NH% Ag(NH% ).
! Cl(
𝑐Cm9j3HBmn95B 2 𝑠 ¾ ¾
𝑐HBmn95B ¾ 𝑠 𝑠
𝑐K‚ƒAlA„mAB 2,0 – 2 𝑠 𝑠 𝑠
Sustituyendo en la expresión de la constante se obtiene el valor de la solubilidad molar es:
𝑠!
= 2,9·10(%
(2,0 − 2 𝑠)!
Como 2,0 M ≫ 2 𝑠 se puede aproximar, sin cometer gran error, que (2,0 – 2 s) M ≈ 2,0 M con lo que la
ecuación anterior queda como:
𝑠!
= 2,9·10(% → 𝑠 = 0,11 mol L()
2,0!
6.2. El bromuro de plata es más soluble en:

a) NaCl(aq) 0,10 mol L–1
b) H2 O(l) pura
c) HNO3 (aq) diluido
d) AgNO3 (aq) 0,10 mol L–1
e) NH3 (aq) diluido

𝐾3 = [Ag . ] [Br ( ]
La adición de NH% (aq) al AgBr(s) produce la formación de un complejo que provoca la disolución del
AgBr(s) + 2 NH% (aq) D [Ag(NH% )! ]. (aq) + Br ( (aq)
6.3. En qué disolución será más soluble el AgCl:

a) HCl 0,01M
b) Agua pura
c) NH3 0,01M
d) No puede determinarse.

a) Falso. La adición de HCl(aq) sustancia que tiene un ion común con los presentes en el equilibrio, hace
que aumente la cantidad de Cl( . De acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el
sentido en el que se consuma el Cl( añadido, es decir hacia la izquierda, lo que provoca la disminución de
la solubilidad del AgCl.
b) Falso. El AgCl(s) es una sustancia insoluble en agua pura.
c) Verdadero. El AgCl(s) es una sustancia insoluble que puede disolverse en NH% (aq) por formación de
un complejo de acuerdo con la reacción que muestra la siguiente ecuación química:
AgCl(s) + 2 NH% (aq) D Ag(NH% ). (
! (aq) + Cl (aq)
6.4. Sabiendo que: Ag + (aq) + 2 NH3 (aq) D Ag(NH3 )+ 2 (aq) K = 1,6·107

–13
Calcule la solubilidad del bromuro de plata (K s = 5,01·10 ) en una disolución con una concentración
de amoniaco en el equilibrio 1,0 M.
a) 7,1·10–7 M
b) 8,4·10–4 M
c) 5,0·10–5 M
d) 2,8·10–3 M
e) 5,0·10–13 M

𝐾3 = [Ag . ] [Br ( ]
El equilibrio correspondiente a la formación del complejo Ag(NH% ).
! (aq) viene dado por la ecuación:
Ag . (aq) + 2 NH% (aq) D Ag(NH% ).

! (aq)
La expresión de la constante producto de formación del complejo es:

[Ag(NH% ).
!]
𝐾H =
[Ag ][NH% ]!
.
La adición de NH% (aq) al AgBr(s) produce la formación de un complejo que provoca la disolución del
AgBr(s) + 2 NH% (aq) D Ag(NH% ). (
! (aq) + Br (aq)

[Ag(NH% ). (
! ] [Br ]
𝐾=
[NH% ]!
Multiplicando y dividiendo por [Ag . ] se obtiene:
[Ag(NH% ). (
! ] [Br ] [Ag ]
.
𝐾= · = 𝐾H · 𝐾3
[NH% ]! [Ag . ]
El valor de la constante de la reacción de disolución del precipitado de AgBr es:
𝐾 = (1,6·10E ) · (5,01·10()% ) = 8,0·10(1
Llamando 𝑠 a la solubilidad molar del AgBr, la tabla de concentraciones en el equilibrio es:
NH% Ag(NH% ).
! Br (
𝑐Cm9j3HBmn95B 2 𝑠 ¾ ¾
𝑐HBmn95B ¾ 𝑠 𝑠
𝑐K‚ƒAlA„mAB 1,0 – 2 𝑠 𝑠 𝑠
𝑠!
= 8,0·10(1
(1,0 − 2𝑠)!
Como 1,0 M ≫ 2𝑠 se puede aproximar, sin cometer gran error, que (1,0 – 2 𝑠) M ≈ 1,0 M con lo que la
ecuación anterior queda como:
𝑠 ! = 8,0·10(1 ® 𝑠 = 2,8·10(% mol L()
(Cuestión similar a la propuesta en Almería 1999).
6.5. Cuando se disuelve AgNO3 en 1 L de cada una de las siguientes disoluciones, ¿en qué caso se di-
solverá mayor cantidad de sal?
a) HNO3 (aq) 1,00 M
b) NaOH(aq) 1,00 M
c) HCl(aq) 1,00 M
d) NH3 (aq) 1,00 M
En primer lugar hay que tener en cuenta la solubilidad del AgNO% en agua cuyo valor es 210 g/100 mL a
20 °C, que en términos de concentración molar es cercano a 6 M .
a) Falso. La presencia de un ion común, NO( % , hace disminuir la solubilidad de una sustancia, por lo que la
cantidad disuelta será inferior a la solubilidad del AgNO% en agua.
b) Falso. Hay reacción con NaOH y se produce la precipitación de Ag 2 O:
2 AgNO% (s) + 2 NaOH(aq) ® Ag 2 O(s) + 2 NaNO% (aq) + H2 O(l)
De acuerdo con la estequiometría de la reacción, 1 mol de NaOH reacciona con 1 mol de AgNO% . Además,
una vez eliminado todo el NaOH de la disolución hay que tener en cuenta el AgNO% que se disuelve en el
agua restante.
c) Falso. Hay reacción con HCl que produce la precipitación de AgCl:
AgNO% (s) + HCl(aq) ® AgCl(s) + HNO% (aq)
Aquí ocurre lo mismo que en el caso anterior, de acuerdo con la estequiometría de la reacción, 1 mol de
HCl reacciona con 1 mol de AgNO% . Además, una vez eliminado todo el HCl de la disolución hay que tener
en cuenta el AgNO% que se disuelve en el agua restante que, una vez consultadas tablas de densidad-
concentración, es una cantidad muy similar a la del caso anterior.
d) Verdadero. Hay reacción con NH% que produce la formación de un ion complejo:
AgNO% (s) + 2 NH% (aq) ® Ag(NH% ). (
! (aq) + NO% (aq)
Aquí ocurre algo parecido a los casos anteriores, de acuerdo con la estequiometría de la reacción, 1 mol
de NH% reacciona con 0,5 mol de AgNO% . Además, una vez eliminado todo el NH% de la disolución hay que
tener en cuenta el AgNO% que se disuelve en agua. No obstante, este caso presenta una tercera reacción,
entre los iones OH( procedentes del NH% y el AgNO% para formar un precipitado de AgOH. Por lo que la
disolución de NH% es la que disuelve mayor cantidad de AgNO% .
6.6. Cuando se disuelve AgNO3 en las siguientes disoluciones 1 M, ¿en qué caso se disolverá mayor
cantidad de sal?
a) H2 SO4 (aq)
b) Ba(OH)2 (aq)
c) HCl(aq)
d) NH3 (aq)
En primer lugar, hay que tener en cuenta la solubilidad del AgNO% en agua cuyo valor es 210 g/100 mL a
20 °C, que en términos de concentración molar es cercano a 6 M.
a) Falso. Hay reacción con H! SO2 que produce la precipitación de Ag ! SO2 :
2 AgNO% (s) + H! SO2 (aq) ® 2 HNO% (aq) + Ag ! SO2 (s)
De acuerdo con la estequiometría de la reacción, 1 mol de H! SO2 reacciona con 2 mol de AgNO% . Además,
una vez eliminado todo el H! SO2 de la disolución hay que tener en cuenta el AgNO% que se disuelve en el
agua restante.
b) Falso. Hay reacción con Ba(OH)! y se produce la precipitación de AgOH:
2 AgNO% (s) + Ba(OH)! (aq) ® Ba(NO% )! (aq) + 2 AgOH(s)
De acuerdo con los valores que aparecen en la bibliografía, debido a la baja solubilidad que presenta el
Ba(OH)! es imposible tener una disolución 1 M de esta sustancia, por lo que solo se tiene el AgNO% que
se disuelve en el agua que tiene la disolución más la pequeña cantidad que reacciona con el poco Ba(OH)!
que contiene la disolución saturada de esta sustancia.
c) Falso. Hay reacción con HCl que produce la precipitación de AgCl:
AgNO% (s) + HCl(aq) ® AgCl(s) + HNO% (aq)

De acuerdo con la estequiometría de la reacción, 1 mol de HCl reacciona con 1 mol de AgNO% . Además,
una vez eliminado todo el HCl de la disolución hay que tener en cuenta el AgNO% que se disuelve en el
agua restante que, una vez consultadas tablas de densidad-concentración, es una cantidad muy similar a
la del caso anterior.
d) Verdadero. Hay reacción con NH% que produce la formación de un ion complejo:
AgNO% (s) + 2 NH% (aq) ® Ag(NH% ). (
! (aq) + NO% (aq)
Aquí ocurre algo parecido a los casos anteriores, de acuerdo con la estequiometría de la reacción, 1 mol
de NH% reacciona con 0,5 mol de AgNO% . Además, una vez eliminado todo el NH% de la disolución hay que
tener en cuenta el AgNO% que se disuelve en agua. No obstante, este caso presenta una tercera reacción,
entre los iones OH( procedentes del NH% y el AgNO% para formar un precipitado de AgOH. Por lo que la
disolución de NH% es la que disuelve mayor cantidad de AgNO% .

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OLIMPIADAS

SERGIO MENARGUES & AMPARO GÓMEZ-SIURANA

“La química, lengua común de todos los pueblos”.

I. DISOLUCIONES Y PROPIEDADES COLIGATIVAS

I. DISOLUCIONES Y PROPIEDADES COLIGATIVAS

1.3. En 500 g de una disolución de ácido acético al 15 % hay:

La concentración molal de la disolución es:

Tomando como base de cálculo 100 g de vino, la molaridad de la disolución es:

Cambiando las unidades de la concentración:

1.8. ¿Cuál es la molalidad de la disolución resultante de disolver 5,00 g de ácido acético, C2 H4 O2 , en

La molalidad de la disolución es:

Tomando como base de cálculo 100 g de disolución, la molaridad de la disolución es:

La valencia es 2, por tanto la normalidad es:

1.10. Se dispone de dos disoluciones A y B. La disolución A contiene 6,00 g de CH3 OH en 1 kg de H2 O y

La fracción molar del H! O en la disolución es:

81,5 g disolución – 4,00 g H! O = 77,5 g C! H$ OH

Suponiendo que la densidad de la sangre es 1 g mL() , el porcentaje de etanol en sangre es:

La concentración de una disolución se puede expresar, generalmente, como:

a) Verdadero. Teniendo en cuenta que:

1.18. Una disolución de anticongelante consiste en una mezcla de 39 % de etanol y 61 % de agua, en

Cambiando las unidades de la densidad:

1.19. Uno de los siguientes conceptos no es cierto:

La molaridad de la disolución es:

1.22. En una disolución al 5 % en masa, significa que:

De acuerdo con el concepto de porcentaje en masa la respuesta correcta es la d.

Considerando que la densidad del H! O a 20 °C es 1,00 g mL() , la molalidad de la disolución es:

El concepto de ppm (partes por millón) se define como:

Suponiendo para el agua densidad de 1,0 g mL() , la molalidad de la disolución es:

1.27. Si una disolución de NaCl es 0,10 m; su fracción molar es:

La masa de disolvente (etanol) que contiene la disolución es:

Las masas de la disolución y cada uno de sus componentes son:

1.32. En una disolución 2 molal de KOH en agua, es cierto que:

La concentración molal de la disolución propuesta en el apartado d) es:

Para cualquier mezcla binaria se cumple que:

El concepto de ppm (partes por millón) se define como:

Aplicando el concepto de fracción molar:

2. SOLUBILIDAD DE GASES. LEY DE HENRY

De acuerdo la ley de Henry (1803), la solubilidad

2.4. La solubilidad del CO2 (g) en agua no se ve influida por la:

2.5. La mayor solubilidad de un gas en agua será a:

La ley de Henry (1803) estudia la solubilidad de los gases en líquidos, y dice:

𝑐 = concentración del gas

3. LEY DE RAOULT. EQUILIBRIO LÍQUIDO-VAPOR

3.3. Solo una de las siguientes afirmaciones es falsa:

5.2. Cuando se adiciona glucosa al agua a 25 °C se observa que:

5.4. La disolución acuosa con menor punto de fusión es:

El punto de fusión de una disolución se calcula mediante la expresión:

c) CH% CH! OH no se disocia en iones (α = 0)

5.6. Cuando se añaden 10 g de sacarosa en agua, se observa que:

5.7. Indique cuál de las siguientes proposiciones es correcta:

5.8. Indique cuál de las siguientes proposiciones es la correcta:

2,0 g X 1 mol X 1 g disolución 10% mL disolución 20

5.11. La adición de 1,00 g de benceno, C6 H6 , a 80,00 g de ciclohexano, C6 H12 , disminuye el punto de

La temperatura de fusión de una disolución se calcula mediante la expresión:

La temperatura de congelación de una disolución se calcula mediante la expresión:

El descenso del punto de fusión de una disolución se calcula mediante la expresión:

c) Falso. CH% OH no se disocia en iones (α » 0)

5.20. Complete los espacios en blanco con las opciones propuestas.

§ En disoluciones diluidas, la presión osmótica, 𝜋, se calcula mediante la expresión: