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CAPITULO 1
EQUILIBRIO QUIMICO
El EQUILIBRIO es un estado en el que no se observan cambios en la concentración de las sustancias (Reactivos y Productos) conforme transcurre el tiempo en una reacción química.
Todos los procesos químicos evolucionan desde los reactivos hasta la formación de los productos a una velocidad que cada vez es menor, ya que a medida que transcurre el tiempo hay menor cantidad de reactivos. Por otro lado, según van apareciendo moléculas de los productos, estas pueden reaccionar entre si y dar lugar nuevamente a reactivos, y lo hacen a una velocidad mayor, ya que cada vez hay más.
El proceso continúa hasta que la velocidad de formación de los productos es igual a la velocidad de descomposición de éstos para formar nuevamente los reactivos. Es decir, se llega a la formación de un estado dinámico en el que las concentraciones de todas las sustancias permanecen constantes en función del tiempo, esto se conoce como EQUILIBRIO QUIMICO.
Es necesario indicar que en el EQUILIBRIO QUÍMICO, participan distintas sustancias como reactivos y productos; en cambio el equilibrio entre dos fases de la misma sustancia se denomina EQUILIBRIO FISICO, ya que los cambios que suceden son procesos físicos:
H 2 O(l) ⇆ H 2 O(g) Equilibrio Físico
N 2 O 4 (g) ⇆ 2NO 2 (g) Equilibrio Químico (Incoloro) (Café oscuro)
A continuación se muestra un proceso hasta que se alcanza el equilibrio químico correspondiente, N 2 O 4 (g) ⇆ 2NO 2 (g):
En él se observan cambios de concentración tanto de reactivos como de los productos en función del tiempo, gráficamente se pueden tener las siguientes alternativas:
1. CONCEPTO DE EQUILIBRIO Y LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO:
Pocas reacciones se realizan en una sola dirección, la mayoría son reversibles al menos en un cierto porcentaje. Al inicio de un proceso reversible, la reacción lleva a la formación de los productos. Tan pronto como se forman algunas moléculas de producto, comienza el proceso inverso, estas moléculas reaccionan y forman moléculas de reactivos. El EQUILIBRIO QUÍMICO se alcanza cuando las velocidades de las reacciones en un sentido y en otro se igualan, y las concentraciones de los reactivos y productos permanecen constantes en función del tiempo.
La CINÉTICA QUÍMICA es la parte de la Química que se encarga de la cuantificación de la velocidad con la que ocurren las reacciones químicas, es decir, la desaparición de reactivos para convertirse en productos; así como de los mecanismos de las mismas.
2. CONSTANTE DE EQUILIBRIO:
Sea la reacción reversible:
aA + bB ⇆ cC + dD
De acuerdo a la Cinética Química, las velocidades de reacción son:
Vd K 1 AaBb Vi K 2 CcDd
Si la reacción se encuentra en equilibrio, entonces:
a b
c d
2
c d 1 2
a b (^1) A B
C D
K
K
Vd Vi K A B K C D
Si la TEMPERATURA NO ES CONSTANTE:
RT
P
P MRT M
Entonces:
(c d)(ab) b B
a A
d D
c C b B
a A
d D
c C
RT
P P
P P
RT
P
RT
P
RT
P
RT
P
Kc
Δn Δn
Δ n Kc Kp(RT) Kp Kc(RT ) RT
Kc Kp
Donde ∆n es la variación en el número de moles de productos y reactivos en estado gaseoso:
Δn Σn(Productos)Σn(Reactivos)
b) EQUILIBRIOS HETEROGENEOS: Se aplica en reacciones reversibles en las que intervienen reactivos y productos en distintos estados. Por ejemplo:
CaCO 3 (s) ⇆ CaO(s) + CO 2 (g)
Determinamos la constante de equilibrio para la reacción anterior:
2
I 3 3
I 2 CO
CaO
CaCO Kc CaCO
CaO CO Kc
Kc CO 2 Kpp(CO 2 )
c) EQUILIBRIOS MULTIPLES: Existen algunos sistemas en los que algunas especies que son productos de un equilibrio, participan como reactantes en un segundo proceso en equilibrio. Estos sistemas más complejos deben ser tratados como Equilibrios Múltiples, así:
A + B ⇆ C + D
A B
C D
Kc 1
C + D ⇆ E + F C D
E F
Kc 2
Sumando las reacciones anteriores, tenemos: A + B ⇆ E + F; y la constante de equilibrio
es:
A B
E F
Kc
Si multiplicamos las constantes Kc 1 y Kc 2 ; tenemos:
Kc Kc Kc Kc A B
E F
C D
E F
A B
C D
Kc Kc
Entonces: “SI UNA REACCIÓN SE PUEDE EXPRESAR COMO LA SUMA DE DOS O MÁS REACCIONES, LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO PARA LA REACCIÓN GLOBAL ESTA DADA POR EL PRODUCTO DE LAS CONSTANTES DE EQUILIBRIO DE LAS REACCIONES INDIVIDUALES”.
La ionización de los ácidos dipróticos y polipróticos en solución acuosa es uno de los numerosos ejemplos conocidos de equilibrios múltiples. Para la disociación del ácido carbónico (H 2 CO 3 ) a 25°C se han determinado las siguientes constantes de equilibrio:
Reacción 1: H 2 CO 3 (ac) ⇆ H+(ac) + HCO 3 – (ac)
7 2 3
3 (^1) HCO^4 ,^2 x^10
H HCO
Kc
Reacción 2: HCO 3 – (ac) ⇆ H+(ac) + CO 3 –^2 (ac)
11 3
2 3 2 4 ,^8 x^10 HCO
H CO
Kc (^)
La reacción global es la suma de estas dos reacciones:
H 2 CO 3 (ac) ⇆ 2H+(ac) + CO 3 –^2 (ac)
y la correspondiente constante de equilibrio está dada por:
2 3
2
3
2 3 2 3
(^3) Kc Kc HCO
H CO
HCO
H CO
HCO
H HCO
Kc
Por tanto al emplear la ecuación para equilibrios múltiples, la constante de equilibrio resulta ser el producto de las constantes de equilibrio de las reacciones individuales:
7 11 17 Kc Kc 1 Kc 2 ( 4 , 2 x 10 )( 4 , 8 x 10 ) 2 , 0 x 10 ^
Restando las expresiones anteriores, obtenemos la ECUACIÓN DE VAN'T HOFF:
2 2 1
1 T
T
R
ΔH
Kp
Kp Ln
Esta ecuación se cumple cuando ∆H es constante para el intervalo de temperatura considerado.
3. LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO Y LA ECUACION DE EQUILIBRIO:
A continuación se muestran dos reglas importantes para escribir las constantes de equilibrio:
- Cuando la ecuación de una reacción reversible se escribe en dirección opuesta, la constante de equilibrio es el inverso de la constante de equilibrio original; por ejemplo:
N 2 O 4 (g) ⇆ 2NO 2 (g)
2 4
2 2 N O
NO
Kc
2NO 2 (g) ⇆ N 2 O 4 (g)
Kc
NO
N O
Kc (^2) 2
I 24
Entonces:
KcKc 1 Kc
Kc I I
- El valor de Kc también depende de cómo este balanceada la ecuación de equilibrio; por ejemplo:
N 2 O 4 (g) ⇆ 2NO 2 (g)
2 4
2 2 N O
NO
Kc
½N 2 O 4 (g) ⇆ NO 2 (g) ^ 2 4 ^1 /^2
I 2 N O
NO
Kc
Entonces:
KcI^ Kc
CARACTERISTICAS DEL EQUILIBRIO QUÍMICO:
- El estado de equilibrio se caracteriza porque sus propiedades macroscópicas (concentración de reactivos y productos, presión de vapor, etc.) no varían con el tiempo.
- El estado de equilibrio no intercambia materia con el entorno. Si la descomposición del carbonato cálcico: CaCO 3 (s) → CaO(s) + CO 2 (g), la hiciéramos en un reactor abierto, nunca se alcanzaría el equilibrio, pues el CO 2 (g) se escaparía.
- El equilibrio es un estado dinámico en el que se producen continuas transformaciones, en ambos sentidos, a la misma velocidad, y por eso no varían sus propiedades macroscópicas.
- La temperatura es la variable fundamental que controla el equilibrio. Por ejemplo, a 450°C la constante de equilibrio para la formación del HI es 57, sea cual fuere la concentración de las especies reaccionantes, y a 425°C vale 54,5.
- La Kc corresponde al equilibrio expresado de una forma determinada, de manera que si se varía el sentido del mismo, o su ajuste estequiométrico, cambia también el valor de la nueva constante, aunque su valor esté relacionado con la anterior.
REGLAS PARA ESCRIBIR EXPRESIONES DE LAS CONSTANTES DE EQUILIBRIO:
- Las concentraciones de las especies reactivas en fase condensada se expresan en mol/L; en la fase gaseosa, las concentraciones se pueden expresar en moles/L o en atm. Kc se relaciona con Kp mediante una ecuación simple.
- Las concentraciones de los sólidos puros, líquidos puros (en equilibrios heterogéneos) y la de los solventes (en equilibrios homogéneos) no aparecen en las expresiones de la constante de equilibrio.
- La constante de equilibrio (Kc o Kp) es una cantidad adimensional.
- Al señalar un valor para la constante de equilibrio, necesitamos especificar la reacción balanceada y la temperatura.
- Si una reacción representa la suma de dos o más reacciones, la constante de equilibrio para la reacción global está dada por el producto de las constantes de equilibrio de las reacciones individuales.
4. APLICACIONES DE LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO:
CALCULO DE LAS CONSTANTES Y CONCENTRACIONES DE EQUILIBRIO:
Un procedimiento para resolver problemas de constantes y concentraciones de equilibrio, se puede resumir de la siguiente manera:
temperatura determinada, pero Qc varía de acuerdo con las cantidades relativas iniciales de reactivos y productos presentes.
GRADO DE DISOCIACIÓN (α): El GRADO DE DISOCIACIÓN (α), se define como la fracción de sustancia que ha reaccionado en un equilibrio químico.
Cantidaddesustanciainicial
Cantidaddesustanciadisociada α
Varía entre 0 y 1; 0 significa que no ha reaccionado nada y 1 que ha reaccionado toda la sustancia. En este último caso se trata de una reacción irreversible y por tanto no es un equilibrio.
Al multiplicar α por 100, se obtiene el PORCENTAJE DE DISOCIACIÓN. El Grado de Disociación se aplica en los equilibrios donde una sustancia se descompone en otras más simples, por ejemplo:
PCl 5 (g) ⇆ Cl 2 (g) + PCl 3 (g) NH 4 HS(s) ⇆ NH 3 (g) + H 2 S(g) NOBr(g) ⇆ NO(g) + ½Br 2 (g)
5. FACTORES QUE AFECTAN EL EQUILIBRIO QUIMICO:
Existen diversos factores capaces de modificar el estado de equilibrio de un proceso químico, entre los que se destacan:
- Concentración
- Presión
- Volumen
- Temperatura
Esto significa que si en una reacción química en equilibrio se modifican la presión, la temperatura o la concentración de uno o varios de los reactivos o productos, la
reacción evolucionará en uno u otro sentido hasta alcanzar un nuevo estado de equilibrio. Esto se utiliza habitualmente para aumentar el rendimiento de un proceso químico deseado o disminuirlo si es una reacción indeseable.
PRINCIPIO DE LE CHÂTELIER: Existe una regla que permite predecir en qué dirección se desplazará una reacción en equilibrio cuando hay un cambio de concentración, presión, volumen o temperatura, esta regla es conocida como el PRINCIPIO DE LE CHÂTELIER, y establece que:
“SI EN UN SISTEMA SE MODIFICA ALGUNO DE LOS FACTORES QUE INFLUYEN EN EL MISMO (TEMPERATURA, PRESIÓN, VOLUMEN O CONCENTRACIÓN), EL SISTEMA EVOLUCIONA DE FORMA QUE SE DESPLAZA EN EL SENTIDO QUE TIENDA A CONTRARRESTAR DICHA VARIACIÓN, HASTA ALCANZAR UN NUEVO EQUILIBRIO”.
a) EFECTO POR CAMBIOS DE CONCENTRACION DE REACTIVOS O PRODUCTOS: La variación de la concentración de cualquiera de las especies que intervienen en el equilibrio no afecta en absoluto al valor de la constante de equilibrio; no obstante, el valor de las concentraciones de las restantes especies en el equilibrio si se modifica. Así:
N 2 (g) + 3H 2 (g) ⇆ 2NH 3 (g) ^ 2 2 ^3
2 3 N H
NH
Kc
Una disminución de la cantidad de NH 3 , retirándolo a medida que se va obteniendo, hará que el equilibrio se desplace hacia la derecha y se produzca más NH 3 , con el fin de que Kc siga permaneciendo constante.
A continuación se muestra el efecto del aumento de una cierta cantidad de H 2 en el equilibrio, N 2 (g) + 3H 2 (g) ⇆ 2NH 3 (g):
- Si la reacción directa es exotérmica, un aumento de la temperatura producirá un desplazamiento del equilibrio hacia la izquierda, es decir, en el sentido en el que el sistema absorbe calor del exterior para contrarrestar el factor externo. Por tanto, tendrá lugar una disminución de la constante de equilibrio.
- Si, por el contrario, la reacción directa es endotérmica y se aumenta la temperatura del sistema, se producirá un desplazamiento del equilibrio hacia la derecha dando lugar a un aumento de la constante de equilibrio.
Una disminución de la temperatura producirá efectos contrarios a los descritos.
Como conclusión podemos manifestar que: un aumento de la temperatura favorece a la reacción endotérmica y una disminución de la temperatura favorece a la reacción exotérmica.
d) EFECTO DE LA PRESENCIA DE CATALIZADORES: Cuando se agrega un catalizador a una reacción, aumenta la velocidad de las reacciones directa e inversa. La presencia de un catalizador no influye en el valor de la constante de equilibrio de una reacción.
En definitiva, “UN CATALIZADOR AUMENTA LA VELOCIDAD CON LA QUE SE ALCANZA EL EQUILIBRIO, PERO NO MODIFICA LA COMPOSICIÓN DE LA MEZCLA EN EQUILIBRIO”.
PROBLEMAS PROPUESTOS:
- Escribir las expresiones de las constantes de equilibrio para Kc y Kp, si es el caso, en cada uno de los siguientes procesos: a) HI(g) ⇆ ½H 2 (g) +½I 2 (g) b) 2POCl 3 (g) ⇆ 2PCl 3 (g) + O 2 (g) c) CO(g) + Cl 2 (g) ⇆ COCl 2 (g) d) 4 NO(g) + O 2 (g) ⇆ 2 N 2 O 3 (g) e) HCOOH(ac) ⇆ H+(ac) + HCOO–(ac) f) N 2 O(g) + 4H 2 (g) ⇆ 2NH 3 (g) + H 2 O(g) g) N 2 (g) + O 2 (g) ⇆ 2NO(g) h) Ti(s) + 2Cl 2 (g) ⇆ TiCl 4 (l) i) 2C 2 H 4 (g) + 2H 2 O(g) ⇆ 2C 2 H 6 (g) + O 2 (g) j) Co(s) + 2H+(ac) ⇆ Co+2(ac) + H 2 (g) k) NH 3 (ac) + H 2 O(l) ⇆ NH 4 +(ac) + OH–(ac) l) 3NO(g) ⇆ N 2 O(g) + NO 2 (g) m) CH 4 (g) + 2H 2 S(g) ⇆ CS 2 (g) + 4H 2 (g) n) Ni(CO) 4 (g) ⇆ Ni(s) + 4CO(g) o) HF(ac) ⇆ H+(ac) + F–(ac) p) 2Ag(s) + Zn+2(ac) ⇆ 2Ag+(ac) + Zn(s)
- Escribir la ecuación del sistema en equilibrio cuya constante se exprese de la siguiente forma:
a)
2 ^2
2
2 2
H S
H S
Kc
b)
^2
2 2
BrCl
Br Cl
Kc
c)
2 2 ^4
2 4 2
CS H
CH HS
Kc
d)
2
2
CO
CO
Kc
e)
H CO
HO
Kc
2
^2
- A una determinada temperatura, el valor de Kc para la reacción: N 2 (g) + 3H 2 (g) ⇆ 2NH 3 (g) es 1,3x10–^2. Calcular el valor de Kc para las siguientes reacciones: a) ¼N 2 (g) + ¾H 2 (g) ⇆ ½NH 3 (g) b) 2NH 3 (g) ⇆ N 2 (g) + 3H 2 (g) c) ½NH 3 (g) ⇆ ¼N 2 (g) + ¾H 2 (g) d) 2N 2 (g) + 6H 2 (g) ⇆ 4NH 3 (g)
- Cuando las reacciones siguientes alcanzan el equilibrio, determinar qué contiene el sistema en equilibrio: a) N 2 (g) + O 2 (g) ⇆ 2NO(g) Kc = 1,5x10–^10 b) 2SO 2 (g) + O 2 (g) ⇆ 2SO 3 (g) Kc = 2,5x10^9
- Calcular las moles de hidrógeno que deben añadirse a una mol de amoníaco para que su disociación en nitrógeno e hidrógeno a una determinada temperatura pase del 80 al 60%.
- Si se calienta 46 g de I 2 y 1 g de H 2 hasta alcanzar el equilibrio a 450°C, se obtiene una mezcla en equilibrio que contiene 1,9 g de I 2. Si la reacción es: H 2 (g) + I 2 (g) ⇆ 2HI(g). Determinar: a) las moles de cada gas en el equilibrio; y b) el valor de la constante de equilibrio a esa temperatura.
- En un reactor de 5 litros se introducen inicialmente 0,8 moles de CS 2 y 0,8 moles de H 2. Cuando, a 300°C, se establece el equilibrio: ½CS 2 (g) + 2H 2 (g) ⇆ ½CH 4 (g) + H 2 S(g), la concentración de CH 4 es de 0,025 moles/L. Calcular: a) la composición de la mezcla en el equilibrio, b) Kc y Kp a dicha temperatura; y c) la presión de la mezcla gaseosa en equilibrio.
- Se sabe que a 150°C y 200 atmósferas de presión el amoníaco se disocia en un 30% según la reacción: NH 3 (g) ⇆ N 2 (g) + H 2 (g). Determinar: a) La concentración de cada especie en el equilibrio, b) Kc, c) Kp; y d) El sentido en que se desplazará el equilibrio si se adicionan 3 moles de H 2 al sistema, manteniendo constantes la temperatura y el volumen.
- A 720°C la constante para el equilibrio: 2SO 3 (g) ⇆ 2SO 2 (g) + O 2 (g) es 0,29 atm. En un reactor de 5 litros se introduce una masa de SO 3 y se calienta hasta dicha temperatura. Si la razón entre el número de moles de SO 3 y O 2 es 0,90. Calcular: a) la presión del sistema; b) la concentración molar de cada componente y c) la presión parcial de cada gas.
- La constante de equilibrio Kp de la reacción: N 2 (g) + 3H 2 (g) ⇆ 2NH 3 (g) es 4,31×10–^4 a 375°C. En un experimento, un estudiante comienza con 0,862 atm de N 2 y 0, atm de H 2 en un reactor de volumen constante a 375°C. Calcular las presiones de todas las especies cuando se haya alcanzado el equilibrio.
- En un reactor de 250 cm^3 se introducen 0,45 gramos de N 2 O 4 (g) y se calienta hasta 40°C, disociándose el N 2 O 4 (g) en un 42%. a) Calcular la constante Kc del equilibrio: N 2 O 4 (g) ⇄ 2NO 2 (g); b) si se reduce el volumen del reactor a la mitad, sin variar la temperatura, determinar la composición de la mezcla en el nuevo equilibrio.
- Se introduce PCl 5 en un reactor vacío estableciéndose el equilibrio a 250°C y 2 atm. La mezcla de equilibrio contiene 40,7% de cloro en volumen. Determinar: a) las presiones parciales de PCl 5 y PCl 3 en el equilibrio, b) el valor de Kp a esa temperatura; y c) si la mezcla gaseosa se expansiona hasta 0,200 atm a 250°C, el porcentaje de disociación, el % en volumen de cloro y la presión parcial de este gas.
- La presión de disociación del CaCO 3 a 1073°K es 130 mmHg. Calcular la temperatura a la que la presión de disociación tenga un valor de 320 mmHg, sabiendo que la entalpía de reacción es 202,3 kJ/mol.
- A 720°C, la constante de equilibrio Kc para la reacción N 2 (g) + 3H 2 (g) ⇆ 2NH 3 (g) es de 2,37×10–^3. En cierto experimento, las concentraciones de equilibrio son: [N 2 ] = 0,683 M, [H 2 ] = 8,80 M y [NH 3 ] = 1,05 M. Suponga que se añade cierta cantidad de NH 3 a la mezcla de modo que su concentración aumenta a 3,65 M. a) Utilizar el principio de Le Châtelier para predecir en qué dirección se desplazará la reacción neta para alcanzar un nuevo equilibrio, b) confirmar su predicción calculando el cociente de reacción Qc y comparando su valor con el de Kc.
- En un reactor de 10 litros a 270°C en donde previamente se hizo vacío, se introducen 2,5 moles de PCl 5 y se cierra herméticamente. La presión en el interior comienza a elevarse debido a la disociación del PCl 5 hasta que se estabiliza a 15, atm. Sabiendo que la reacción es exotérmica, calcular: a) el valor de la constante Kc de dicha reacción a la temperatura señalada; b) el número de moles de todas las especies en el equilibrio y c) señalar la influencia de la temperatura y de la presión sobre el equilibrio.
- En un reactor de 1 litro, a temperatura constante, se establece el equilibrio: NO 2 (g)
- SO 2 (g) ⇆ NO(g) + SO 3 (g); siendo las concentraciones molares en equilibrio: [NO 2 ] = 0,2 M, [SO 2 ] = 0,6 M, [NO] = 4 M, [SO 3 ] = 1,2 M. Calcular: a) el valor de Kc; b) la nueva concentración de los reactivos y productos cuando se restablezca el nuevo el equilibrio, si se añaden 0,4 moles de NO 2.
- El equilibrio: NOBr(g) ⇆ NO(g) + ½Br 2 (g) a 350°C tiene una constante Kp de 0,491. Si se introducen en un reactor de 10 litros a dicha temperatura, una mezcla de gases cuyas presiones parciales del NOBr, NO y Br 2 son respectivamente 2, 1,5 y 2, atm. Calcular: a) las presiones parciales de cada gas en equilibrio; b) las presiones parciales de cada gas si se comprime la mezcla anterior hasta un volumen de 5 litros manteniéndose la temperatura constante.
- A 308°K y una presión total de 1 atm, la fracción molar de dióxido de nitrógeno en equilibrio con N 2 O 4 es 0,39. Calcular el valor de Kp, y la variación de la energía libre de Gibbs para la reacción: N 2 O 4 (g) ⇆ 2NO 2 (g).
- En un reactor de 1 litro, en el que se ha hecho vacío, se introducen 0,013 moles de PCl 5 gaseoso y se calienta a 250°C, a esa temperatura se produce la descomposición en PCl 3 y Cl 2 gaseosos y cuando se alcanza el equilibrio la presión en el interior del reactor es de 1 atm. Calcular: a) la presión parcial del Cl 2 , b) el valor de las constantes Kc y Kp a esa temperatura.
- El bromuro de amonio es un sólido cristalino que se descompone en un proceso endotérmico produciendo amoníaco y bromuro de hidrógeno gaseosos. En un reactor en el que se ha alcanzado el equilibrio anterior, explicar si la presión del HBr(g) y la cantidad de NH 4 Br(s) aumenta, disminuye o no se modifica; si: a) se introduce NH 3 gaseoso en el reactor, b) se duplica el volumen del reactor. Deducir si el valor de la constante de equilibrio a 400°C será mayor, igual o menor que a 25°C.
- En un reactor de 2,5 litros se introducen 12 g de flúor y 23 g de tetrafluoruro de azufre, ambos gaseosos. Al calentar hasta 150°C se obtiene hexafluoruro de azufre gaseoso. A esta temperatura la constante Kc es 23. Calcular: a) la cantidad de las tres especies presentes en el equilibrio, b) el valor de las constantes Kp y Kx a la misma temperatura, c) Si la reacción anterior es endotérmica, cómo cambian las constantes al variar la temperatura, y d) si al sistema anterior en el equilibrio se le añaden 2 g de hexafluoruro de azufre, calcular las concentraciones al alcanzarse el nuevo equilibrio.
- La constante de equilibrio para la reacción: CO(g) + H 2 O(g) ⇆ CO 2 (g) + H 2 (g) es 0, a 986°C. Se deja llegar una mezcla de 1 mol de vapor de agua y 3 moles de CO al equilibrio, a una presión total de 2 atm. Calcular: a) los moles de H 2 que hay en el equilibrio, y b) la presión parcial de cada gas en el equilibrio.
- Se analiza la mezcla en equilibrio a una cierta temperatura: SO 2 (g) + NO 2 (g) ⇆ SO 3 (g) + NO(g) en un reactor de 1 litro y se encuentra que contiene 0,50 moles de SO 3 ; 0,45 moles de NO; 0,15 mol de SO 2 y 0,30 moles de NO 2. Si se agrega 0, moles de SO 3 a temperatura constante, calcular las concentraciones de todas las sustancias luego de que se restablezca el equilibrio.
- A 650°K se establece el equilibrio: N 2 (g) + 3H 2 (g) ⇆ 2NH 3 (g), si se calienta una mezcla estequiométrica de 3 moles de N 2 y 9 moles de H 2 hasta 650°K en un
el dióxido de carbono se encuentra disociado de acuerdo a la siguiente reacción: CO 2 (g) ⇆ CO(g) + ½O 2 (g) en un 40%. Determinar: a) la presión de la mezcla en equilibrio, b) la presión parcial de cada uno de los gases presentes en el equilibrio, y c) valor de Kp para la disociación del CO 2 a 3000°K.
