Química para Ingeniería
Clases grabadas + Parciales Resueltos
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Temas que contiene esta página:
ley de HESS, Entalpia de formación, Entalpia de combustión, reacciones endo y exotérmicas.
Equilibrio en reacciones quimicas, constante Kc y Kp.
Equilibrio ACIDO BASE, PH, POH, Ka y Kb.
Redox medio ácido y Redox medio básico
Pilas, Pila de Daniell, Ecuación de Nernst, pila de concentración. Equilibrio en una pila.
Electrólisis del agua, Electrólisis medio acido y basico.
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QUIMICA- MODULO 2
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Termoquímica
Equilibrio químico
Equilibrio iónico
Cinética Química
Redox
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Resoluciones Completas de Parcial
Tenemos una página en donde podrás encontrar parciales resueltos, completos, en vivo. Te dejamos una muestra aquí debajo. Si te interesa ver los parciales resueltos, hacé clic en el botón debajo.
QUIMICA- EJERCICIO DE REGALO (II)
SECCIÓN DE ALQUILER DE CLASES GRABADAS
Contenido del video: Teoría y Parcial Resuelto.
Duración del video: 1 hora 59 minutos
Duración del alquiler: 72 horas
QUIMICA- TERMOQUIMICA
UN PARCIAL RESUELTO PARA QUE ARRANQUES HOY
Subo ejercicios con enunciado y resolución en hoja para que practiques a pleno.
Si te sirve, el Módulo 2 está armado para llevarte de cero al aprobado.
Calcule la variación de entalpía molar estándar para la siguiente reacción:
C₃H₈O₃ (l) + 3 HCOOH (l) → C₆H₈O₆ (s) + 3 H₂O (l)
si las entalpías estándar de formación (ΔHf°) son:
C₃H₈O₃ (l): -815 kJ/mol; HCOOH (l): -409,6 kJ/mol; C₆H₈O₆ (s): -1271.3 kJ/mol; H₂O (l): -285 kJ/mol
DATO INTERESANTE DEL TEMA
La termoquímica explica por qué “hacer y deshacer enlaces” es, literalmente, un negocio de energía.
Una regla que sorprende a estudiantes es esta: romper enlaces siempre absorbe energía, y formar enlaces siempre libera energía.
Por eso una reacción puede ser exotérmica (calienta) si al final se forman enlaces más “fuertes” de los que se rompieron, y endotérmica (enfría) si ocurre lo contrario.
Esa idea simple está detrás de todo: desde por qué una combustión libera calor hasta por qué algunas sales enfrían el agua al disolverse.
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Un enlace más fuerte significa que el sistema (los átomos unidos) está en un estado de menor energía potencial: es una unión más estable.
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Por eso, cuanto más fuerte es el enlace, más energía hay que aportar para romperlo (mayor energía de enlace) y, a la inversa, más energía se libera cuando se forma.
CLASE GRABADA DE TERMOQUÍMICA
En esta clase grabada de Termoquímica, vamos a construir las bases para entender cómo y por qué ocurren las reacciones desde el punto de vista de la energía.
Vas a aprender a interpretar el calor intercambiado, diferenciar sistemas y entorno, y reconocer cuándo un proceso es endotérmico o exotérmico.
A lo largo del video, vamos a trabajar con entalpía (ΔH), calorimetría, energías de enlace y la Ley de Hess, para que puedas resolver ejercicios con método y criterio, como se hace en parciales de Ingeniería.
VIDEO COMPLETO
CLASE GRABADA DE ENTROPÍA
Contenido del video: Teoría y Parcial Resuelto.
Duración del video: 1 hora 03 minutos
Duración del alquiler: 72 horas
QUIMICA- ENTROPIA
EJERCICIO DE PARCIAL DE REGALO
UN PARCIAL RESUELTO PARA QUE ARRANQUES HOY
Subo ejercicios con enunciado y resolución en hoja para que practiques a pleno.
Si te sirve, el Módulo 2 está armado para llevarte de cero al aprobado.
Dada la siguiente reacción, la cual ocurre a 283 K y 1atm:
(NH₄)₂S (s) → 2 NH₃ (g) + H₂S (g) ΔHr° = -23500 cal/mol
i) como espera que sea la variación de la entropía que acompaña a la reacción;
ii) ¿En qué condiciones de temperatura (altas, bajas o todas las temperaturas) espera que la reacción sea espontánea? justifique
DATO INTERESANTE DEL TEMA
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La entropía no es “desorden” a secas; es “cuántas formas” tiene un sistema de acomodar su energía y partículas. En química, eso se traduce en algo muy concreto: si una reacción permite más “microestados” posibles, típicamente ΔS aumenta.
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El gas es el “campeón” de la entropía. Un mismo número de moles en fase gaseosa tiene muchísimas más configuraciones disponibles que en líquido o sólido. Por eso, en reacciones, una pista fuerte es: si aumentan los moles de gas, suele ser ΔS > 0.
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Podés predecir espontaneidad con una sola ecuación elegante:
ΔG = ΔH − TΔS
y de ahí sale un dato que suele sorprender: una reacción puede ser endotérmica (ΔH > 0) y aun así ser espontánea si TΔS domina (por ejemplo, cuando se genera mucho gas). -
La temperatura es un “amplificador” del término entrópico. A mayor T, más pesa TΔS. Eso explica por qué hay procesos que no ocurren a baja temperatura pero sí se vuelven favorables a temperaturas altas (y viceversa).
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La entropía también explica por qué mezclar ocurre “solo”. Mezclar dos gases (o disolver un soluto) suele aumentar el número de configuraciones posibles, por lo que ΔS mezcla > 0, incluso si el cambio de entalpía es pequeño.
En esta clase grabada de Entropía vas a entender, de forma clara y aplicable a parciales, cómo se interpreta el grado de desorden/dispersion de energía en los procesos químicos y por qué la entropía es clave para predecir si una reacción “tiene tendencia” a ocurrir.
Vamos a trabajar los criterios típicos:
cambios de fase (sólido→líquido→gas), aumento/disminución de moles gaseosos, mezclas y disoluciones, y cómo estimar el signo de ΔS en reacciones reales.
Con esa base, conectamos entropía con espontaneidad mediante ΔG = ΔH − TΔS, para que puedas decidir en qué condiciones de temperatura un proceso es favorable y resolver ejercicios de examen con método.
VIDEO COMPLETO
CLASE GRABADA DE EQUILIBRIO QUÍMICO
En esta clase grabada de Equilibrio Químico vas a aprender a entender y resolver, con criterio de parcial, cómo se comportan las reacciones reversibles cuando alcanzan un estado de equilibrio.
Partimos de la idea central de que en equilibrio no se detiene la reacción, sino que las velocidades directa e inversa se igualan, y a partir de ahí trabajamos la escritura e interpretación de Kc y Kp, el uso de cociente de reacción (Q) para predecir hacia dónde evoluciona el sistema, y cómo cambian las concentraciones.
También analizamos el Principio de Le Châtelier para anticipar el efecto de cambios en concentración, presión/volumen y temperatura, y cerramos con ejercicios de parcial resueltos paso a paso para consolidar el método.
VIDEO COMPLETO
Contenido del video: Teoría y Parcial Resuelto.
Duración del video: 52 minutos
Duración del alquiler: 72 horas
QUIMICA- EQUILIBRIO QUIMICO
UN PARCIAL RESUELTO PARA QUE ARRANQUES HOY
Subo ejercicios con enunciado y resolución en hoja para que practiques a pleno.
Si te sirve, el Módulo 2 está armado para llevarte de cero al aprobado.
En un recipiente de 3,0 L se calienta amoníaco (NH₃) a 400 °C, descomponiéndose según la reacción:
2 NH₃ (g) ↔ N₂ (g) + 3 H₂ (g).
Una vez alcanzado el equilibrio, se encuentran en el recipiente 0,9 moles de NH₃, 0,9 moles de N₂ y 0,3 moles de H₂.
a) Calcule las constantes de equilibrio Kc y Kp de la reacción a 400°C. Dato R = 0,082 L·atm/mol·K.
b) Si la reacción anterior es endotérmica, ¿hacia dónde se desplazará el equilibrio si la temperatura aumenta? ¿Qué ocurre con el valor de Kc?
c) ¿Qué ocurrirá con el equilibrio y la constante de equilibrio si:
i) introduce H₂ en el recipiente?
ii) aumenta la presión total disminuyendo el volumen?
DATO INTERESANTE DEL TEMA
En equilibrio químico, la reacción no se detiene. Es un equilibrio dinámico: la reacción directa y la inversa siguen ocurriendo todo el tiempo, pero a la misma velocidad, por eso las concentraciones quedan “constantes” aunque a nivel microscópico haya intercambio continuo.
Y un segundo dato que sorprende:
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Los catalizadores no cambian K (ni Kc ni Kp).
Solo hacen que el sistema llegue más rápido al equilibrio, acelerando por igual la reacción directa e inversa. Esto explica por qué podés “hacer que ocurra más rápido” sin cambiar qué tan favorable es el equilibrio final.
VIDEO COMPLETO
Contenido del video: Teoría y Parcial Resuelto.
Duración del video: 1 hora 49 minutos
Duración del alquiler: 72 horas
QUIMICA- EQUILIBRIO IONICO
UN PARCIAL RESUELTO PARA QUE ARRANQUES HOY
Subo ejercicios con enunciado y resolución en hoja para que practiques a pleno.
Si te sirve, el Módulo 2 está armado para llevarte de cero al aprobado.
Se tienen dos soluciones, ambas de concentración 0,1 M: una de ácido perclórico (HClO₄) y otra de ácido hipocloroso (HClO, Kₐ = 2,9×10⁻⁸).
i) Calcule el pH de cada solución.
ii) Explique a qué se debe la diferencia entre ambos valores de pH.
b) Se analiza una muestra de jugo de limón diluido utilizando 3 indicadores. Con Naranja de metilo (Rojo-Amarillo, 3,1-4,4) da un color rojo; con Azul de bromofenol (Amarillo-Azul, 3,0-4,6) da un color verde; con Rojo de clorofenol (Amarillo-Rojo, 4,8-6,4) da un color amarillo.
i) Estime el rango de pH de la muestra.
ii) Mencione un método más preciso para medir el pH.
DATO INTERESANTE DEL TEMA
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Una diferencia de 1 unidad de pH es un factor 10 en acidez.
Parece obvio, pero impacta: un jugo con pH 3 tiene 10 veces más [H+][H⁺][H+] que uno con pH 4, y 100 veces más que uno con pH 5.
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Ácido fuerte vs ácido débil: misma molaridad, pH muy distinto.
A igual concentración, un ácido fuerte (como HClO₄) se disocia prácticamente al 100%, mientras que un ácido débil (como HClO) se disocia poco. Por eso el pH cambia tanto: no manda la “cantidad de ácido”, manda cuánto se ioniza.
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El pH no mide “cantidad de ácido”, mide [H+] libre en solución.
Podés tener mucha sustancia ácida pero poco [H+] si es débil o si está en forma no ionizada.
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Ka es un “termómetro” de fuerza ácida.
Cuanto mayor Ka, más favorecida está la formación de iones y más bajo el pH. En logaritmos: pKa=−logKa. Una diferencia de 1 unidad de pKa es un factor 10 en fuerza ácida.
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Los indicadores de pH no dan un número: dan un intervalo.
Cada indicador “cambia de color” en un rango estrecho. Usar varios indicadores es como hacer un cruce de restricciones para acotar el pH (muy buen enfoque de laboratorio).
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El método más preciso en práctica real es el pH-metro (electrodo de vidrio), pero su “secreto” es la calibración: sin calibrar con buffers (pH 4, 7, 10), miente.
CLASE GRABADA DE EQUILIBRIO IÓNICO
En esta clase grabada de Equilibrio Iónico vas a aprender a resolver, con enfoque de parcial, los problemas donde las reacciones ocurren en solución acuosa y el comportamiento depende de la cantidad real de iones disponibles.
Vamos a trabajar el concepto de equilibrio aplicado a disoluciones, interpretando cómo se distribuyen especies en el medio y cómo se calculan concentraciones efectivas en distintos escenarios.
La clase está organizada para que domines primero la estequiometría completa y luego puedas calcular PH, POH, concentraciones iniciales y concentraciones finales.
VIDEO COMPLETO
Contenido del video: Teoría y Parcial Resuelto.
Duración del video: 1 hora 3 minutos
Duración del alquiler: 72 horas
QUIMICA- REDOX COMPLETO
UN PARCIAL RESUELTO PARA QUE ARRANQUES HOY
Subo ejercicios con enunciado y resolución en hoja para que practiques a pleno.
Si te sirve, el Módulo 2 está armado para llevarte de cero al aprobado.
Balancee la siguiente ecuación en el medio que corresponda (ácido o básico):
KI + KNO₂ + H₂SO₄ → I₂ + NO + K₂SO₄ + H₂O
DATO INTERESANTE DEL TEMA
En una redox, el “combustible” real no es la sustancia: es el flujo de electrones, y ese flujo está cuantizado por nnn.
Eso significa que toda reacción redox se puede tratar como un problema de contabilidad de electrones (carga), igual de “duro” que un balance de masa, y te permite detectar errores o imposibilidades sin saber casi nada de química fina.
Cómo se usa en la práctica (y por qué es poderoso)
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El número de electrones transferidos nnn fija:
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la estequiometría mínima posible (los coeficientes salen de igualar electrones),
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la capacidad química del sistema (cuántos e⁻ puede donar/aceptar por mol),
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y, si hay corriente involucrada, enlaza directo con Faraday: Q=nF (carga total).
Chequeo ingenieril instantáneo:
Si balanceás una redox y los electrones “no cierran”, la reacción está mal aunque “parezca” correcta por átomos.
Es decir: en redox hay dos conservaciones simultáneas: masa y carga (electrones). Muchísima gente solo balancea masa y después corrige con H⁺/OH⁻ sin darse cuenta de que la carga está diciendo “esto no existe”.
REDOX
En este video vamos a entender qué es una reacción REDOX de forma simple y aplicable: cómo reconocer quién se oxida y quién se reduce, qué significa transferencia de electrones y cómo usar los números de oxidación para analizar reacciones reales (no solo “de memoria”).
Además, vas a aprender a balancear reacciones redox con un método sistemático (por semirreacciones / ion–electrón), tanto en medio ácido como en medio básico, evitando los errores típicos de carga y de átomos. La idea es que puedas resolver ejercicios de examen con un “paso a paso” que siempre funciona.
En el video podrás ver organizada la clase de esta forma:
a) Concepto de REDOX: oxidación, reducción, agente oxidante y reductor.
b) Números de oxidación: reglas, identificación rápida y ejercicios tipo.
c) Balanceo REDOX por semirreacciones (medio ácido y básico).
d) Parciales resueltos.
En esta clase vamos a dominar el núcleo práctico de la electroquímica: cómo se genera corriente a partir de una reacción redox (pilas). Vas a aprender a identificar ánodo y cátodo sin confundirte, a calcular potenciales, y resolver ejercicios típicos de parcial con un método claro.
También veremos cómo forzar una reacción no espontánea usando energía eléctrica (electrólisis).
Además, conectamos todo con aplicaciones reales: baterías, producción industrial por electrólisis y el rol de la concentración (Ecuación de Nernst) en el voltaje real de un sistema.
a) Repaso REDOX aplicado: oxidación/reducción, agentes, números de oxidación, electrones transferidos n.
b) Celdas galvánicas (pilas): concepto, componentes, flujo de electrones y de iones, puente salino.
c) Ánodo y cátodo sin errores: regla general + cómo reconocerlos en pilas y en electrólisis (cambia el signo, no el concepto).
d) Potenciales estándar: E∘ de reducción, serie electroquímica, armado de la reacción global.
e) Ecuación de Nernst: potencial en condiciones no estándar, efecto de concentración y presión, ejercicios típicos.
f) Electrólisis: celdas electrolíticas, qué se oxida/reduce, productos esperables (acuosas vs sales fundidas).
g) Leyes de Faraday: carga Q, corriente I, tiempo t, moles de electrones, masa depositada, rendimiento.
h) Aplicaciones y problemas de parcial
VIDEO COMPLETO
Contenido del video: Teoría y Parcial Resuelto.
Duración del video: 1 hora 40 minutos
Duración del alquiler: 72 horas
UN PARCIAL RESUELTO PARA QUE ARRANQUES HOY
Subo ejercicios con enunciado y resolución en hoja para que practiques a pleno.
Si te sirve, el Módulo 2 está armado para llevarte de cero al aprobado.
Cuántos gramos de Ni(s) pueden depositarse a partir de una solución acuosa de Ni²⁺ cuando circula una corriente de 4 A durante 2 h 10 min? La hemirreacción que ocurre en el ánodo de esta celda es la misma hemirreacción que se observa en el ánodo durante la electrólisis del agua. ¿Cuántos moles de O ₂ se formarán bajo estas condiciones? Datos: MAR Ni= 58,7; MAR O = 16.
DATO INTERESANTE DEL TEMA
La batería del celu es química “dirigida”. Cuando cargás el celular, no estás “metiendo electricidad” como si fuera agua en un tanque: estás forzando una reacción química al revés. Eso es electrólisis en versión moderna: usás energía eléctrica para “empujar” electrones y dejar la batería lista para devolverlos después.
CLASE GRABADA DE PILAS Y ELECTRÓLISIS