Este documento proporciona información sobre cinética química y equilibrio químico. Explica que la cinética química estudia la velocidad de las reacciones y los factores que la afectan, como la naturaleza de los reactivos, la temperatura, el grado de subdivisión y la concentración. También describe las teorías de las colisiones y del complejo activado. Por otro lado, define el equilibrio químico y explica conceptos como la constante de equilibrio y cómo se ve afectado por cambios

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UNDÉCIMA PRÁCTICA DIRIGIDA DE QUÍMICA UNMSM
TEMA: CINÉTICA QUÍMICA - EQUILIBRIO QUÍMICO
CINÉTICA QUÍMICA
Es una parte química que se encarga de estudiar la
velocidad o rapidez con la que ocurren las reacciones
químicas, el mecanismo de cómo se consumen los
reactantes y de los factores que alteran la velocidad
de una reacción química
Es una medida del cambio de concentración que
experimentan los reactantes o productos en un cierto
intervalo de tiempo.
.t∆
][∆
±=υ








min.L
mol
,
s.L
mol
Donde: ∆ [ ] = final][ – inicial][
inicialfinal ttt∆ −=
Producto
Reactante
Inicio Tiempo
( )
Descripción:
La concentración de los reactantes disminuye.
La concentración de los productos aumenta.
La velocidad al iniciar la reacción es máxima.
La velocidad con la cual se consume un reactante y la
velocidad de formación de los productos son
proporcionales a los coeficientes estequiométricos.
Sea la reacción química:
aA + bB → cC
se cumple:
1. TEORÍA DE LAS COLISIONES
Según esta teoría para que se produzca una reacción
deben cumplirse tres condiciones:
Las moléculas de los reactivos tienen que
chocar entre sí.
Estos choques deben de producirse con energía
suficiente de forma que se puedan romper y
formar enlaces químicos.
En el choque debe haber una orientación
adecuada para que los enlaces que se tienen que
romper y formar estén a una distancia y posición
viable.
2. TEORÍA DEL COMPLEJO ACTIVADO
Según esta teoría, cuando los reactantes se
aproximan se produce la formación de un estado
intermedio de alta energía, alta inestabilidad y
por tanto de corta duración, que se denomina
complejo activado. La energía que necesitan los
reactantes para alcanzar este complejo se llama
energía de activación (Ea). Cuanto mayor sea la
energía de activación, en general, menor será la
velocidad de la reacción.
En conclusión sostiene que los reactantes deben
absorber energía hasta llegar a un estado
transitorio llamado “Complejo Activado” para
poder transformarse en productos.
Teorías para Explicar la Velocidad de Reacción
= =
Velocidad Media de Reacción (υυυυ)
Velocidad de una Reacción y su Estequiometria
Variación de la Concentración Vs Tiempo

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1. NATURALEZA DE LOS REACTIVOS
La velocidad de reacción varía mucho según la
naturaleza de los reactivos. Por ejemplo, un trozo
de sodio pierde inmediatamente su brillo debido a
su reacción con el oxígeno y el agua atmosféricos.
El hierro también reacciona con el oxígeno y la
humedad del aire, formando herrumbre, pero de
forma más lenta.
En conclusión la rapidez de la reacción depende de
las propiedades químicas de los reactantes.
Orden de reactividad en los halógenos.
2222 FClBrI <<<
Ejemplo:
⋅→+ )()()( gg2g2 HFFH Instantáneo
⋅→+ )()()( gg2g2 HIIH Lento
2. EFECTO DE LA TEMPERATURA
A medida que la temperatura es mayor, aumenta la
energía cinética de las moléculas, lo que provoca
que choquen con mayor frecuencia, y que la
reacción se realice más rápidamente. Por lo tanto,
cuando se eleva la temperatura de una reacción
química, aumenta la velocidad de la misma.
Una regla empírica es que la velocidad se duplica
por cada 10°C de incremento de temperatura. Esta
regla sólo es una aproximación.
3. GRADO DE SUBDIVISIÓN
Si los reactivos están finamente divididos, hay más
superficie de contacto, es decir, más moléculas de
reactivos que pueden chocar unas con otras, para
romperse y formar las moléculas de los productos.
Cuanto mayor sea el grado de división de los
reactivos, con más velocidad se producirá la
reacción.
4. CONCENTRACIÓN DE LOS REACTANTES
Mientras mayor sea la concentración de cada
reactante que se utilice en una determinada
reacción, mayor será la velocidad con que se
formen el o los productos.
Esto porque a mayor concentración habrá más
opciones de choque entre las moléculas, por lo
tanto, más velocidad de reacción.
Es la ecuación que expresa la relación entre las
concentraciones de los reactantes y la velocidad de
reacción.
La velocidad de reacción es proporcional al
producto de las concentraciones de las sustancias
que reaccionan elevada cada una de ellas a
coeficientes denominados órdenes parciales de
reacción.
Sea la siguiente reacción:
aA + bB → cC + dD
La ley de velocidad es:
Donde:
[A] y [B] son las concentraciones molares de los
reactivos en un instante dado
α y β son exponentes calculados de forma
experimental
k: es la constante de velocidad
v: es la velocidad instantánea de la reacción
orden global o total de reacción = α + β
5. EFECTO DE LOS CATALIZADORES
Un catalizador es un agente que modifica la
velocidad de una reacción química sin experimentar
cambio al final de la misma. En una gran mayoría
de casos los catalizadores son sustancias, pero a
veces la luz o un campo eléctrico externo realizan
también una labor catalizadora.
FACTORES QUE AFECTAN LA VELOCIDAD
DE REACCIÓN
Ley de Velocidad de Reacción
v = k [A]α
[B]β

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Un catalizador acelera la velocidad de la reacción
disminuyendo la energía de activación y sin
modificar el producto y sin ser consumido durante
la reacción.
Un inhibidor (catalizador negativo) es aquella
sustancia que disminuye la velocidad de reacción y
aumenta la energía de activación.
Ejemplo:
⋅+→ )()()( g2ss3 OKClKClO lento
⋅+ → )()()( g2s
MnO
s3 OKClKClO 2
rápido
∴ El 2MnO es un catalizador positivo.
Es el proceso o pasos elementales a través de los
cuales los reactivos se convierten en productos.
De acuerdo al mecanismo de reacción, las reacciones
se clasifican en:
1. REACCIONES SENCILLAS (ELEMENTALES)
Son aquellas reacciones lentas que se llevan a
cabo en una sola etapa y se pueden controlar.
Sea la siguiente reacción elemental:
a A + b B → cC + dD
La ley de velocidad es: v = k [A]a
[B]b
El orden de la reacción es: a + b
2. REACCIONES COMPLEJAS
Son aquellas cuyo mecanismo consta de varias
etapas. Cada una de las reacciones que describen el
mecanismo se llama reacción elemental. Si las
reacciones elementales tienen diversas velocidades,
la reacción más lenta determina la velocidad de la
reacción.
EQUILIBRIO QUÍMICO
Es un estado, característico de las reacciones
reversibles, en donde los reactantes se consumen en
forma parcial, de tal modo que al final del proceso
(en el equilibrio) coexisten junto con los productos.
Desde el punto de vista físico el equilibrio es estático,
debido a que no se observan cambios macroscópicos
a medida que transcurre el tiempo, por ejemplo: la
concentración, presión, temperatura, etc. Desde el
punto de vista químico el equilibrio es dinámico,
debido a que la reacción directa e inversa se siguen
desarrollando con la misma rapidez.
Ejemplo:
.............
H Cl2 2
H
Cl
2
2
HCl
Condicion Inicial Estado en Equilibrio
En el equilibrio, coexisten las tres sustancias
gaseosas, en la cual el número de moles es constante
y por ello su concentración, presión permanecen
constantes.
H + Cl 2HCl
V
V
2(g) (g)
d
i
2(g)
Inicio del estado
de equilibrio
Inicio Tiempo
mol
(HCl)
(Cl )
(H )
2
2
L
MECANISMO DE REACCIÓN
Vdirecta = Vinversa
Variación de la Concentración Vs Tiempo

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Descripción:
La concentración de los reactantes (H2 y Cl2)
disminuye hasta alcanzar el estado de
equilibrio.
La concentración del producto (HCl) aumenta
hasta alcanzar el estado de equilibrio.
Toda reacción que alcanza el estado de equilibrio, a
una determinada temperatura, presenta una
constante que le es característica; su valor depende
de la naturaleza de la reacción y de la temperatura.
La importancia práctica de la Keq, tiene que ver
con el rendimiento de la reacción debido a que es
posible calcular las cantidades de reactantes
productos presentes en el equilibrio.
Sea la siguiente reacción reversible en equilibrio:
aA + bB ↔ cC + dD
Luego se define:
Donde:
Kc = constante equilibrio en función a la
concentración molar (mol / l)
Kp = constante equilibrio en función a la presión
parcial de las sustancias gaseosas.
Donde:
R = 0,082
ୟ୲୫.୐
୫୭୪.୏
∆n: variación de moles gaseosos
∆n = (c + d)-(a + b)
1. EQUILIBRIO HOMOGÉNEO
Los reactantes y productos poseen el mismo
estado físico (por lo general gaseoso o líquido) y
por ello se dice que es monofásico.
Ejemplo:
1N2(g) + 3H2(g) ⇌ 2NH3(g)
2. EQUILIBRIO HETEROGÉNEO
Son sistemas en la cual dos o más sustancias
presentes en la reacción poseen estados físicos
diferentes. La concentración de los sólidos y
líquidos puros no debe tomarse en cuenta en la
expresión de la constante de equilibrio ya que su
concentración (densidad) permanece constante
cuando la temperatura es constante.
Ejemplo:
NH4Cl(s) ⇌ NH3(g) + HCl(g)
KC = [NH3][HCl]
Cuando un sistema en equilibrio es perturbado por
una acción externa, el sistema reacciona internamente
para debilitar o neutralizar la perturbación, para ello
debe desplazarse hacia la derecha o izquierda y luego
restablecer un nuevo estado de equilibrio.
Un sistema en equilibrio se puede perturbar
modificando: la concentración, presión, temperatura.
1. EFECTO DE LA CONCENTRACIÓN
Un aumento de la concentración de uno de los
reactivos, hace que el equilibrio se desplace hacia
la formación de productos, y a la inversa en el
caso de que se disminuya dicha concentración. Y
un aumento en la concentración de los productos
hace que el equilibrio se desplace hacia la
formación de reactivos, y viceversa en el caso de
que se disminuya
2. EFECTO DE LA PRESIÓN
La variación de la presión en un equilibrio, sólo
influye cuando intervienen sustancias en estado
gaseoso y se verifica una variación en el número
de moles entre reactivos y productos. Si aumenta
la presión se desplazará hacia donde existan
[ ] [ ]
[ ] [ ]ba
dc
BA
DC
Kc =
b
B
a
A
d
D
c
C
PP
PP
Kp
⋅
⋅
=
CONSTANTE DE EQUILIBRIO (Keq)
Relación entre KP y KC
KP = KC (RT)
∆n
TIPOS DE EQUILIBRIO
)
PRINCIPIO DE LE-CHATELIER
)

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menor número de moles gaseosos, para así
contrarrestar el efecto de disminución de
volumen.
En cambio, si se disminuye la presión, se
favorecerá la reacción en la que los productos
ocupen un volumen mayor que los reactivos
3. EFECTO DE LA TEMPERATURA
Se observa que, al aumentar temperatura el
sistema se desplaza hacia donde se consuma
calor, es decir, hacia la izquierda en las
reacciones exotérmicas y hacia la derecha en las
endotérmicas.
Si disminuye la temperatura el sistema se
desplaza hacia donde se desprenda calor (derecha
en las exotérmicas e izquierda en las
endotérmicas).
4. EFECTO DEL CATALIZADOR
Un catalizador cambia la velocidad de una
reacción, pero no desvía el equilibrio hacia los
productos ni hacia los reactivos.
Afecta igualmente a la energía de activación de
la reacción directa y a la de la inversa y por ello,
lo único que hace es que el equilibrio se alcanza
con mayor rapidez
SEMANA N° 11: CINÉTICA-EQUILIBRIO Q.
1. Marque la secuencia de verdad (V) o falsedad (F),
respecto a los siguientes enunciados:
I. La cinética química estudia la velocidad con
que se llevan a cabo las reacciones químicas y
el mecanismo.
II. La VRx se define como la cantidad de sustancia
que reacciona o se forma por unidad de
tiempo.
III. En una reacción compleja se forman sustancias
intermediarias.
IV. En la reacción sencilla A + B → C, el orden de
reacción es dos.
A) VFVF B) VVFF C) VVVV
D) VVVF E) FFFF
2. Con respecto a las teorías cinéticas y a los factores
que afectan la velocidad de reacción, marque lo
CORRECTO.
A) De acuerdo a la teoría de colisiones no todos
los choques son efectivos.
B) Cuanto mayor la energía de activación, más
lenta es la reacción.
C) A mayor concentración de los reactivos mayor
será la velocidad de la reacción.
D) Cuando disminuye la temperatura aumenta la
velocidad de reacción.
E) Los catalizadores aumentan la velocidad de una
reacción sin cambiar la composición de los
productos.
3. La figura muestra dos caminos posibles para una
cierta reacción.
Al respecto, marque la secuencia de verdad (V) o
falsedad (F).
I. La reacción es endotérmica y se absorben 20
kJ.
II. La mayor energía de activación es 80 kJ.
III. En la reacción catalizada la energía de
activación disminuye a 40 kJ.
A) VVV B) FVF C) FFF
D) FVV E) VFV
4. Para la rxn: CO(g) + NO2(g) →CO2(g) + NO(g) la
ecuación de velocidad es Vrxn = k[NO2]2
.
Marque la secuencia de verdadero (V) o falso (F)
para los siguientes enunciados:
I. Es una reacción sencilla.
II. El orden total de la reacción es dos.
III. Las unidades de la constante de velocidad
serán mol.L-1
.s-1
.
A) VVV B) FFV C) FVF
D) FVV E) VFV
5. La reacción sencilla: NO(g) + Br2(g) → NOBr(g),
calcular la velocidad de oxidación del NO, a 250 ºC
cuando las concentraciones iniciales (mol.L-1
) de
los reactivos son: [NO] = 0,20 ; [Br2] = 0,40 , si la
constante de velocidad a esa temperatura es
6,5 x 10-3
mol-2
.L2
.s-1
.
A) 5,20x10−4
M. s−1
B) 1,04x10−3
M. s−1
C) 5,20x10−3
M.s−1
D) 1,04 x 10−4
M.s−1
E) 2,47x10−3
M. s−1

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6. 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
s-1
. ¿Cuál es la velocidad de esta reacción
cuando [A] = 0,250 M y [B] = 0,435 M?
A) 3,3 x 10-4
M.s-1
B) 2,2 x 10-3
M.s-1
C) 1,3 x 10-3
M.s-1
D) 5,7 x 10-4
M.s-1
E) 7,5 x 10-4
M.s-1
7. Para una reacción se propuso el siguiente
mecanismo:
Etapa 1: Cl2 + H2S → HCl + Cl+
+ HS-
(lenta)
Etapa 2: Cl+
+ HS-
→ HCl + S (rápida)
Al respecto, marque la alternativa INCORRECTA.
A) La reacción global es Cl2 + H2S → 2 HCl + S
B) Las especies intermediarias son Cl+
y HS-
C) La suma de las moléculas reactantes para cada
etapa es dos.
D) La ley de la velocidad se expresa como
VRxn = k [Cl2] [H2S]
E) Es una reacción compleja de orden uno.
8. El smog fotoquímico consiste, entre otros procesos,
en la generación de radicales OH* a través de la
secuencia de reacciones en fase gaseosa.
2 NO + O2 → 2NO2 (muy lento a
concentraciones atmosféricas)
NO2 + hν → NO + O* (plena luz solar)
O* + H2O → 2 OH* (muy rápida)
Al respecto, marque la secuencia de verdad (V) o
falsedad (F) de los enunciados.
I. El NO2 es un catalizador.
II. El radical O* es una especie intermediaria.
III. La tercera etapa es la determinante de la
velocidad de reacción.
IV. La ley de velocidad se expresa como
VRx= k [NO] [O2] [H2O]
A) FVVV B) FFVV C) FVFV
D) VFVF E) FVFF
9. Respecto al equilibrio químico, marque la
alternativa INCORRECTA.
A) Se establece cuando en una reacción reversible
las velocidades directa e inversa se igualan.
B) Al alcanzar el equilibrio, las concentraciones
de cada uno de los reactivos y productos
permanecen constantes.
C) El valor de las constantes Kc y Kp sólo varia
con la temperatura a la que se alcance el
equilibrio.
D) Un catalizador disminuye, en la misma
magnitud la energía de activación requerida
para la reacción directa y para la inversa.
E) En un equilibrio heterogéneo la concentración
de líquidos puros y de gases se consideran en
la expresión de la constante de equilibrio.
10. Para las reacciones químicas en equilibrio
(a) 2SO2 (g) + O2 (g) ⇌⇌⇌⇌2 SO3 (g)
(b) 2CuBr2 (s) ⇌⇌⇌⇌ 2 CuBr (s) + Br2 (g)
La secuencia de verdadero (V) o falso (F) es:
I. Ambas corresponden a equilibrios
homogéneos.
II. En (a) KC = [SO3]2
/ [SO2]2
[O2]
III. En (b) KP = P(Br2)
A) FFF B) FVV C) VVV
D) FFV E) FVF
11. Para la formación del yoduro de hidrógeno, según
la reacción: H2(g) + I2(g) ⇌⇌⇌⇌ HI(g)
La constante de equilibrio Kc = 0,64, a 400ºC.
Calcular la cantidad (en gramos) de HI que se
forma cuando en un recipiente de 15L se
encuentra en el equilibrio 2 moles de I2 con otros
2 moles de H2.
Dato: P.F (HI=128 g/mol)
A) 144,8 B) 204,8 C) 51,2
D) 320,0 E) 226,2
12. La reacción química: N2O4(g) ⇌⇌⇌⇌ 2NO2(g) , alcanza
el equilibrio a la temperatura de 150°C siendo
Kc = 3,20 moles/L. ¿Cuál debe ser el volumen, en
mL, del reactor en el que transcurre la reacción
para que en él estén en equilibrio 1 mol de N2O4 y
2 moles de NO2?
A) 1,25 x 100
B) 8,00x102
C) 6,25x102
D) 8,0x103
E) 1,25x103
13. En un recipiente de 2 L se introducen 0,6 moles
de una sustancia gaseosa A. Una vez alcanzado el
equilibrio quedan 0,2 moles de A. La constante de
equilibrio Kc para la reacción: A (g) ⇌⇌⇌⇌ B (g) + C (g)
A) 8,0 x 10-2
mol2
.L-2
B) 3,2 x 10-1
mol2
.L-2
C) 8,0 x 10-1
mol2
.L-2
D) 1,0 x 10-2
mol2
.L-2
E) 5,0 x 10-3
mol2
.L-2
14. Dado el siguiente equilibrio: N2 (g) + H2(g) ⇌⇌⇌⇌ NH3(g)
; ∆H = - 92,4 kJ ¿Cuál(es) de las siguientes
medidas desplazará el equilibrio hacia la
formación de más NH3?
I. Elevar la temperatura.

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II. Disminuir la presión.
III. Reducir el volumen.
IV. Adicionar N2
A) I y II B) sólo I C) II y III
D) sólo IV E) III y IV
15. El trióxido de azufre se descompone en dióxido
de azufre y oxígeno, según la reacción en fase
gas: ¿Cuáles de las siguientes afirmaciones son
ciertas?
I. Al disminuir la presión disminuirá la
concentración de SO3.
II. La constante de equilibrio disminuye al
elevar la temperatura.
III. Para aumentar la concentración de SO3 se
tiene que efectuar la reacción en presencia de
un catalizador.
IV. Si se deja comprimir la mezcla en equilibrio,
aumentará la concentración de SO3 en el
medio.
A) I y II B) II y III C) II y IV
D) I y III E) I y IV
PRÁCTICA DOMICILIARIA
CINÉTICA QUÍMICA
1. La velocidad de una reacción se mide como:
A) El cambio de concentración de una sustancia
en la unidad de tiempo
B) El tiempo que dura la transformación de una
molécula en otra.
C) La frecuencia con que chocan unas moléculas
contra otras.
D) La cantidad de sustancias que se transforma en
la unidad de tiempo.
E) La masa de producto que se forma por minuto
o segundo.
2. Marque la secuencia correcta respecto a los
mecanismos de reacción.
I. Es el conjunto de etapas de reacción desde
reactivos hasta productos.
II. Se clasifican en mecanismos de primer y de
segundo orden.
III.Las reacciones complejas tiene más de una
etapa de reacción.
A) VVV B) VFF C) VFV
D) FVV E) FFF
3. Marque la secuencia correcta con respecto a las
energías involucradas en una reacción química.
I. La energía de activación es siempre positiva.
II. La energía de reacción es positiva para las
reacciones exotérmicas.
III.En una reacción endotérmica la energía de los
productos es mayor que la de los reactivos.
A) VVV B) FFV C) VFV
D) VVF E) VFV
4. La expresión de velocidad para la reacción
sencilla:
A2 + 2 B → 2 AB es:
A) VRx = k[AB]2
B) VRx = k[A]2
[B]2
C) VRx = k[A]2
[2B]
D) VRx = k[A2] [B]
E) VRx = k[A2] [B]2
5. La reacción AB2 → Productos, es de segundo
orden. Calcule la velocidad de reacción cuando la
concentración del reactivo es de 0,2M y la
constante de velocidad es de 2,5 Lmol-1
s-1
.
A) 0,50 B) 0,10 C) 0,25
D) 0,05 E) 0,01
6. Calcule el valor de la constante de velocidad para
la reacción sencilla:
2 A + B → 2 C
Si la velocidad de reacción es de 0,05Ms-1
, cuando
la concentración de A es de 0,1M y la de B
0,05M.
A) 10 B) 100 C) 0,25
D) 50 E) 0,01
7. Marque la secuencia de verdadero (V) o falso (F)
sobre las siguientes proposiciones:
I. La velocidad y mecanismo de reacción son
estudiadas por la cinética química.
II. El mecanismo de una reacción está
constituida por las etapas en que esta ocurre
III. De acuerdo al mecanismo, las reacciones
pueden ser sencillas y complejas.
IV. Si la reacción es sencilla, esta se desarrolla
en una sola etapa.
A) VVVV B) VVFF C) VFVV
D) FVFV E) FFVV
8. Marque la respuesta que contiene a las
afirmaciones correctas.

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I. La velocidad de reacción aumenta cuando
aumenta la concentración de los reactantes.
II. El tamaño de partículas se relaciona de
manera inversamente proporcional con la
velocidad de reacción.
III. El catalizador aumenta la velocidad de
reacción y al final se transforma en productos
A) I y II B) I y III C) II y III
D) Solo I E) Solo II.
9. Para la siguiente reacción sencilla: 2 A + B →C ,
marque la secuencia correcta:
I. Se lleva a cabo en una sola etapa.
II. El orden total de reacción es 3
III. Su ley de velocidad se expresa como:
VRx= k[A]2
[B]
A) FFV B) VVV C) FVF D) VFV E) VVF
10. ¿Cuál de las siguientes reacciones acompañadas
por su respectiva ley de velocidad es compleja y
de tercer orden a la vez?
A) 2 A → 3C + D Vrx= k[A]2
B) 2 A + B → C + 2D Vrx= k[A]2
[B]
C) 2 A + 2 C → 3D + 2E Vrx= k[A]2
[C]
D) A + 2B→ C Vrx= k[A] [B]2
E) A2 + 2B → 2C Vrx= k[A2] [B]2
11. En la reacción sencilla A + 2B → C, calcule la
[A] cuando la [B] es 0,2M, la velocidad de
reacción es 0,005 mol/L.s y k= 0,25 L2
mol-2
s-1
.
A) 5 x 10-1
mol/L B) 1 x 10-1
L/mol
C) 2 x 10-3
mol/L
D) 1 x 10-3
L/mol E) 5 x 10-1
L/mol
12. Por acción del calor, la fosfina (PH3) se
descompone según la siguiente reacción:
4 PH3(g) → P4(g) + 6 H2(g)
Considerando que la reacción es de primer orden,
calcule la velocidad de reacción cuando [PH3]=
1,5 mol.L-1
y k = 0,002 min-1
A) 0,001 mol/L.s B) 0,003 mol/L.min
C) 0,003 mol.L/s
D) 0,015 mol/L.min E) 0,005 mol.L/min
13. Respecto de la teoría de las colisiones y la teoría
del complejo activado, marque la secuencia
correcta de verdadero (V) o falso (F) para los
siguientes enunciados:
I. Según la teoría de las colisiones, todos los
choques son efectivos.
II. La energía de activación es positiva y
permite la formación del complejo
activado.
III. En las reacciones endotérmicas, la energía
de los productos es mayor que la energía de
los reactantes.
A) VVV B) FVF C) VVF D) FVV E) VFF
14. Para la reacción sencilla que se muestra a
continuación:
NH4
+
(ac) + NO2
-1
(ac) → N2(g) + 2 H20(l)
La ley de velocidad de reacción y orden de
reacción es:
A) VRx = k[N2][H2O] y 2
B) VRx = k[NH4
+
] [N2] y 1
C) VRx = k[NH4
+
] [NO2
-1
] y 2
D) VRx = k[NH4
+
] [NO2
-1
] y 1
E) VRx = k[NH4
+
] [NO2
-1
] y 3
15. La siguiente reacción: 2 AB(g) + C2(g) → A2(g) +
2 BC(g) es homogénea en fase gas y se lleva a
cabo en dos etapas:
I. AB + C2 → AC + BC reacción lenta
II. AC + AB → BC + A2 reacción rápida
Marque la respuesta correcta sobre esta
reacción:
A) Es una reacción sencilla.
B) El orden total de la reacción es 3.
C) El producto intermedio es AB.
D) La ley de velocidad está dada por
VRx = k[AB]2
[C2]
E) La ley de velocidad depende de la etapa más
lenta.
16. Determine la expresión de la ley de velocidad
para la siguiente reacción:
A + B2 → C + D2
Si experimentalmente se ha obtenido los datos
que figuran en la tabla
[A] [B] Velocidad de reacción
0,0126 0,0125 1,40 x 10-2
0,0252 0,0250 1,12 x 10-1
0,0252 0,0125 5,60 x 10-2
A) VRx = k[A]2
[B2]
B) VRx = k[A] [B2]
C) VRx = k[A] [B2]2
D) VRx = k[A]2
E) VRx = k[B2]2

9. “Año de la Promoción de la Industria Responsable y del Compromiso Climático”
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EQUILIBRIO QUÍMICO
1. Un sistema está en equilibrio cuando:
A) La concentración de reactivos y productos son
iguales.
B) Las reacciones terminan y ya no hay cambio en
el sistema.
C) Los productos comienzan a convertirse en
reactivos.
D) Las velocidades de reacción directa e inversa
son iguales.
E) La presión y la temperatura del sistema son
constantes.
2. Marque la secuencia correcta respecto al equilibrio
químico:
I. Las reacciones en equilibrio pueden ser
homogéneas y heterogéneas.
II. La constante de equilibrio depende de la
temperatura y de las concentraciones de las
sustancias.
III.Los sólidos puros y los gases no se consideran
en la expresión de equilibrio.
A) VVV B) VFF C) VFV
D) FVF E) FFF
3. La expresión de equilibrio para el sistema:
H2(g) + I2(g)⇌⇌⇌⇌ 2 HI(g) es
A) KC = [H2]2
[I2]2
/ [HI]2
B) KC = [HI]2
/ [H2]2
[I2]2
C) KP = P(H2) x P(I2) / P2
(HI)
D) KP = P2
(HI)/ P(H2) x P(I2)
E) KP = P2
(H2) x P2
(I2)
4. A ciertas condiciones el sistema en equilibrio: 2
NO2(g) ⇌⇌⇌⇌ N2O4(g) tiene como valor de KP = 2.
¿Cuál es la presión parcial de NO2 si la presión de
N2O4 es de 4 atm?
A) 1,50 B) 3,00 C) 2,00
D) 1,41 E) 0,72
5. En un recipiente cerrado de un litro de capacidad,
se tiene una mezcla en equilibrio formada por: 0,05
moles de SO3, 0,1 moles de SO2 y 0,2 moles de O2
a 300ºC. Calcule el valor de KC, según la ecuación
química:
SO2(g) + O2(g) ⇌⇌⇌⇌ SO3(g) + Q
A) 12,00 B) 0,62 C) 1,25
D) 0,25 E) 2,50
6. La tostación del sulfuro de zinc representada por
la ecuación química:
ZnS(s) + O2(g) ⇌⇌⇌⇌ ZnO(s) + SO2(g)
Se lleva a cabo a una presión de 2 atmósferas.
Calcule el valor de la constante de equilibrio KP,
si alcanzado el equilibrio se tiene 1 mol de O2 y 2
moles de SO2.
A) 6,0 x 100
atm-1
B) 2,0 x 10-1
atm-2
C) 0,6 x 10-1
atm-3
D) 5,0 x 10-1
atm-1
E) 1,6 x 100
atm-1
7. A 2000ºC y a una presión total de 1 atm, la
presión parcial del agua gaseosa es 0,976 atm.
Calcule a estas condiciones el KP de la reacción:
2 H2O(g) ⇌⇌⇌⇌ 2 H2(g) + O2(g)
A) 2,15 x 10-6
B) 2,15 x 106
C) 1,25 x 10-3
D) 2,15 x 102
E) 1,25 x 103
8. Para la reacción química en equilibrio cuya
ecuación es: N2O4(g) ⇌⇌⇌⇌ 2 NO2(g)
Calcule la concentración de NO2, si KC = 0,1 y la
concentración de N2O4 es 0,1M.
A) 1,0M B) 0,2M C) 0,5M
D) 0,1M E) 0,3M
9. Si la presión parcial del amoniaco en el equilibrio
NH4HS(s) ⇌⇌⇌⇌ NH3(g) + H2S(g) es 2,0x101
atm.
Determine la presión parcial del H2S si KP es
6,8x10-2
atm2
a 295K.
A) 1,4 x 10-1
B) 3,4 x 10-5
C) 1,4 x 102
D) 3,4 x 10-3
E) 3,4 x 10-4
10. Determine el valor de la constante de equilibrio
KP para la reacción, cuya ecuación se indica a
continuación: 2 A/g) + B(g) ⇌⇌⇌⇌ D(g) , si las
presiones parciales en el equilibrio son PA= 1
atm; PB = 0,5 atm y PD = 0,25 atm.
A) 1,2atm B) 1,3atm-1
C) 1,4atm2
D) 0,5atm-2
E) 1,6
11. A 17°C y a 1 atm; una mol-g de N2O4 está
disociado en un 20%. Calcule el KP de la
reacción en equilibrio.
N2O4 ⇌⇌⇌⇌ NO2
A) 1,0 B) 0,2 C) 0,5
D) 0,3 E) N.A

10. “Año de la Promoción de la Industria Responsable y del Compromiso Climático”
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12. Para el sistema en equilibrio mostrado, señale la
alternativa que exprese el comportamiento del
sistema a los cambios:
PCl3(g) + Cl2(g) ⇌⇌⇌⇌ PCl5(g) ∆Hº = 92,5kJ
I. Aumento de la presión
II. Aumento en la concentración de Cl2
III. Aumento en la temperatura
IV. Disminución en la concentración de PCl3.
V. Añadir un catalizador
A) →, →, →, →,…..
B) →, →, →, ←,……
C) ←, →, →, ←,….
D)…., ←, →, →, →
E) →, ←, →, ←, ←
13. En el sistema en equilibrio mostrado señale los
procesos que produzcan un aumento del
producto.
N2F4(g) ⇌⇌⇌⇌ 2 NF2(g) ∆Hº = 38,5Kj
I. Aumento de la presión.
II. Aumento en la concentración de NF2.
III. Aumento de la temperatura.
IV. Añadir un catalizador.
A) I, II y III B) II y IV C) I y IV
D) IV E) III
14. La materia prima para la fabricación de
fertilizantes en el mundo es el amoniaco y su
obtención se describe mediante la siguiente
ecuación química:
H2(g) + N2(g) ⇌⇌⇌⇌ NH3(g) ∆Hº = -92,2kJ
Marque la secuencia correcta de verdad (V) o
falsedad (F).
I. La reacción es reversible, endotérmica y
redox.
II. La constante de equilibrio es KP = P(NH3)/
P(N2) x P(H2)
III. En un proceso isotérmico, el equilibrio se
desplaza a la izquierda cuando se añade
hidrógeno.
IV. La producción de amoniaco se incrementa,
al aumentar la temperatura en un proceso
isobárico.
A) VFFF B) FVFV C) VFFV
D) FFVV E) FFFF
15. Marque la secuencia, verdadero (V) o falso (F),
para el sistema cerrado en equilibrio.
CaCO3(s) + calor ⇌⇌⇌⇌ CaO(s) + CO2(g)
I. Es un equilibrio heterogéneo y exotérmico.
II. Al retirar CO2, el equilibrio se desplaza a la
izquierda.
III. La expresión para la constante de equilibrio
es KP = P(CO2)
A) VFF B) FFV C) VFV
D) FFF E) FVF
16. Dentro de un recipiente de un litro se obtiene
ozono a partir de oxígeno molecular y en
condiciones adecuadas se alcanza el equilibrio en
fase gaseosa. Marque la secuencia de verdad (V) o
falsedad (F), para los enunciados, cuando en el
equilibrio se encuentran 0,04 moles de O2 y 0,4
moles de O3.
I. El equilibrio es homogéneo y se desplaza
hacia la derecha al añadir catalizador.
II. El valor de la constante de equilibrio KC es
0,4.
III. La producción de ozono aumenta al
incrementar la presión.
IV. La formación de ozono disminuye cuando
se incrementa la concentración de O2.
A) VFFV B) FVFV C) VFVF
D) FFVF E) FFFF
Profesor: Antonio Huamán Navarrete
Lima, Mayo del 2014