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Determinación de la constante de equilibrio EJEMPLO PRÁCTICO B: En el equilibrio a 25°C para la reacción: N 2 O 4 (g) ↔ 2 NO 2 (g), Kc= 4,61 x 10-3. Si [NO2] = 0,0236 M en una matriz de 2,26 L, ¿Cuántos gramos de N 2 O 4 hay también presentes? Datos: [N2O4] = ¿? [NO2]= 0,0236 M Kc =
[ B ]
[ A ]
Kc =
[ NO 2 ]
[ A ]
4.61 x 10 − 3 =
2 A 1 A = 5.5696 x 10 − 4 4.61 x 10 − 3 A =1.21 x 10 − 1 M Ahora para hallar los números de moles: M = n V 1.21 X 10 − 1 = n
1.21 x 10 − 1 Mx 2.26 L = n 2.73 x 10 − 1 = n Ahora podemos hallar los gramos presentes de N2O4: n = masa M. M 2.73 x 10 − 1 = m 92, 25.12 gr = m Respuesta: Están presentes 25,12 gramos de Tetroxido de Dinitrógeno.
Aplicación del principio de Chatelier. Efecto de la temperatura sobre el equilibrio Considere la reacción 2SO 2 (g) + O 2 (g) ⇔ 2SO 3 (G) ΔH° = -197,8 kJ/molH° = -197,8 kJ/mol ¿Cuándo será mayor la cantidad de SO 3 (g) formado a partir de unas determinadas cantidades de SO 2 (g) y O 2 (g), a temperaturas altas o bajas? Respuesta: Al reconocer la reacción mediante la variación de entalpía, observamos que la reacción es exotérmica. Por lo tanto la mayor cantidad de SO3 se formará cuando la temperatura sean bajas, ya que el SO3 es un producto y solo aumentará si la temperatura comienza a disminuir.
