1. CICLO 2012-III Módulo: I
Unidad: II I Semana: 5
QUIMICA GENERAL
Lic. Quím. Jenny Fernández Vivanco

2. ORIENTACIONES
Se recomienda revisar las bases teóricas en su
guía didáctica de química general.
Es necesario que dedique dos horas diarias a su
estudio, consultando los libros o textos de
lectura obligatorios y el material impreso que se
le ha entregado.
Es obligatorio que revise los videos
complementarios que se le adjunta sus
respectivos link en internet.

3. EQUILIBRIO QUIMICO
• Cuando una reacción química (reversible) alcanza el
estado de equilibrio, las concentraciones de
reactivos y productos permanecen constantes en el
tiempo a una determinada temperatura y no se
producen cambios visibles en la reacción.
aA + Bb cC + dD

4. • Cuando se logra el equilibrio la reacción
progresiva se desarrolla con la misma
velocidad que su reacción regresiva en el
proceso químico.
Desarrollo de la Reacción

5. GRAFICAS DEL EQUILIBRIO
QUIMICO
N2O 4 ←→ 2NO 2

6. La constante de Equilibrio Kc
En la reacción :
a A + bB cC+dD
La velocidad Progresiva : K1 CAa CBb
La velocidad Regresiva : K2 CCc CDd
En el equilibrio las Velocidades son
iguales:
K1 CA a CBb = K2 Ccc CDd
K1 C c c C Dd
K 2 = C A a C B b = KC
•
 La constante Kc cambia con la temperatura.
 Sólo se incluyen las especies gaseosas y/o en
disolución. Las especies en estado sólido o el agua
tienen concentración constante y por tanto, se
integran en la constante de equilibrio.

7. Significado del valor de Kc
tiempo tiempo
concentración
KC ≈ 100
nó c a t nec noc
i r KC > 105
KC < 10-2
rt nec noc
7 tiempo

8.  Si el KC es mayor que la unidad,
la reacción se ha desplazado a la
derecha o la concentración de los PRODUCTO
S
productos es mayor. REACTANTES
 Si el KC es menor que la unidad,
la reacción se ha desplazado a la
izquierda o la concentración de REACTA
NTES
los reactantes es mayor. PRODUCTOS
Kc << 1

9. EJEMPLOS DE Kc
La concentración de los líquidos y de los sólidos puros no se
incluye en la constante de equilibrio.
Kc =
[NO2 ] 2
N2O4(g) 2NO2(g)
[N2O 4 ]
Kc =
[NH3 ] 2
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
[N2 ] [H2 ] 3
CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) K c = [CO2 ]

10. CONSTANTE EQUILBRIO KP
• De acuerdo a la reacción: aA + Bb cC + dD
• Como PV = RTn, P/RT = n/V = C  CA = PA /RT , CB = PB /RT
CC= PC /RT CD =
PD /RT (PC/RT)c(PD
• Reemplazando en Ecuación de)d
/RT Kc:
Kc =
(PA /RT)a (PB /RT
• )b (PC ) c (PD
(PC ) c (PD )d )d
Kc = Kp =
(RT)-∆n
(PA )a (PB )b (PA )a (PB
)b
• Considerando

11. Sistema
SO2/O2/SO3
2SO 2 ( g ) + O 2 ( g ) ↔ 2SO3( g )
0,4M [SO2] 0,4M [SO2]
Concentraci
Concentraci
0,2M [O2] [O2]
0,1M
ón
[SO3] [SO3]
ón
te te
Tiempo Tiempo

12. Ejemplo: Tengamos el equilibrio: 2 SO2(g) + O2(g)  2
SO3(g). Se hacen cinco experimentos en los que se
introducen diferentes concentraciones iniciales de
ambos reactivos (SO2 y O2). Se produce la reacción y
una vez alcanzado el equilibrio se miden las
concentraciones tanto de reactivos como de
productos observándose los siguientes datos:
Concentr. equilibrio
Concentr. iniciales (mol/l)
(mol/l)
[SO2] [O2] [SO3] [SO2] [O2] [SO3] Kc
Exp 1 0,20 0,20 — 0,030 0,155 0,170 279,2
Exp 2 0,15 0,40 — 0,014 0,332 0,135 280,7
Exp 3 — — 0,20 0,053 0,026 0,143 280,0
Exp 4 — — 0,70 0,132 0,066 0,568 280,5
12
Exp 5 0,15 0,40 0,25 0,037 0,343 0,363 280,6

13. Concentr. iniciales Concentr. equilibrio
(mol/l) (mol/l)
[SO2] [O2] [SO3] [SO2] [O2] [SO3] Kc
Exp 1 0,200 0,200 — 0,030 0,115 0,170 279,2
Exp 2 0,150 0,400 — 0,014 0,332 0,135 280,1
Exp 3 — — 0,200 0,053 0,026 0,143 280,0
Exp 4 — — 0,700 0,132 0,066 0,568 280,5
Exp 5 0,150 0,400 0,250 0,037 0,343 0,363 280,6
• En la reacción anterior:
2 SO2(g) + O2(g)  2 SO3(g)
• KC se obtiene aplicando la expresión:
[SO3 ]2
KC =
[SO2 ]2 × [O2 ]
• y como se ve es prácticamente 13
constante.

14. La Constante de Equilibrio
2A + B ↔ A 2 B
Kc =
[ A B]
2
[ A] [ B]
2
Variación de Kc con la expresión de la ecuación
balanceada
Si la ecuación para una reacción dada se multiplica por un número
positivo o negativo, n, entonces el valor original de Kc se eleva a la
enésima potencia. Por tanto siempre debe escribirse la ecuación
balanceada y el valor de Kc para cada reacción

15. Factores que afectan al equilibrio
Principio de Le Chatelier:
“Cuando se efectúa un cambio de condiciones (tensión) en un sistema en
equilibrio, dicho sistema responde de manera que tiende a reducir la
tensión y a alcanzar un nuevo equilibrio.”
Pueden considerarse cuatro tipo de cambios:
1) Cambios de concentración
2) Cambios de presión (cambios de volúmenes para reacciones en fase
gaseosa
3) Cambios de temperatura
4) Introducción de catalizadores

16. Cambios de Concentración
A+ B↔ C+ D
Kc =
[ C][ D]
[ A][ B]
Tensión o Cambio Q Desplazamiento
Aumento de concentración de A o B Q<K Hacia la derecha
Aumento de concentración de C o D Q>K Hacia la izquierda
Disminución de concentración de A o B Q>K Hacia la izquierda
Disminución de concentración de C o D Q<K Hacia la derecha

17. Cambios de Volumen y Presión
A ( g ) ↔ 2D ( g )
Kc =
[ D] 2
[ A]
Tensión o Cambio Q Desplazamiento
Disminución de presión Q<K Hacia mayor número de moles
(Aumento de volumen) de gas (para la reacción:
derecha)
Incremento de presión Q>K Hacia un número menor de
(Disminución de volumen) moles de gas (para la reacción:
izquierda

18. Cambios de Temperatura
A+ B↔ C+ D ∆ H(− )
W+X↔ Y+Z ∆ H(+ )
Es equivalente a:
A + B ↔ C + D + calor
W + X + calor ↔ Y + Z

19. Introducción de un Catalizador
La adición de un catalizador acelera o retarda la reacción, pero afecta
tanto la reacción directa como la inversa, de otra manera, empleando un
catalizador se alcanzará en mayor o menor tiempo el equilibrio.
Presiones Parciales y la constante de
Equilibrio
aA ( g ) + bB( g ) ↔ cC( g ) + dD ( g )
Kp =
(P ) (P )
C
c
D
d
(P ) (P )
A
a
B
b

20. Relación entra Kc y Kp
K c = K p ( RT )
− ∆n
∆ n = ( n producgas − n reac tg as )
Equilibrios Heterogéneos
Ejemplo
2HgO( s ) ↔ 2Hg ( l ) + O 2 ( g )
K c = [ O2 ]
K p = ( PO 2
)

21. Evaluación de las Constantes de Equilibrio
a Diferentes Temperaturas.
 KT  ∆Hº  1 1 
ln
K
2
=  − 
 R T T 
 T 1   1 2 
Ecuación de van´t Hoff

22. ¿Cómo se puede modificar la situación de
equilibrio?
.
Cambiando la constante de equilibrio Cambiando la
temperatura
Cambiando el resto de
condiciones:
Sin cambiar la constante de equilibrio Presión, concentración y
catalizadores.

23. PRINCIPIO DE LE CHATELIER
• Cuando el sistema se
encuentra en equilibrio y
existe una fuerza que busca
modificar su estado de
equilibrio, el sistema trata de
anular o minimizar la acción
de dicha la fuerza.

24. Efecto de un cambio de temperatura (a P
cte)
ENDOTÉRMICA: gana calor.
Si ∆Hº > 0 (endotérmica)
A + B + Calor = C + D
Al disminuir la temperatura :←
si aumentamos la temperatura: →
• EXOTÉRMICA: Libera o desprende calor.
Si ∆Hº < 0 (exotérmica):
A + B = C + D + Calor
Al disminuir la temperatura : →
si aumentamos la temperatura: ←

25. Efecto de la adicción/sustracción de
reactivos
o de productos gaseosos (a T y V
ctes)
• De acuerdo a la reacción
A+B = C+D
Si se adiciona productos: La reacción ←
Si se adiciona reactantes: La reacción →
Si se reduce la c0ncentración reactantes: La
reacción ←
Si se reduce la concentración de productos :
La reacción →

26. EFECTO DE LA PRESION
• Cuando se incrementa la Presión, el sistema se
desplaza al lugar donde exista menor cantidad de
moles.
3A + B 4C + D
Si se incrementa la Presión: Reacción ←
• Cuando disminuye la Presión, el sistema se
desplaza al lugar donde exista mayor cantidad de
moles.
5A + B 4C + 3D
Si disminuye la Presión: Reacción →

27. Reacciones reversibles
• Son aquellas en las cuales los productos
que se van formando, nuevamente
reaccionan para formar los reactantes.
Reacción
2 NO2 N2O4 directa
Reacción
N2O4 2 NO2 inversa
Reacción en
2 NO2 N2O4 equilibrio

28. Equilibrio N2O4 - NO2
N2O4 congelado A Tª ambiente el El equilibrio químico
es incoloro N2O4 se es el punto donde las
descompone en concentraciones de
NO2 (marrón) todas las especie son
constantes

29. Reacciones en equilibrio
• rdirecta = r inversa
• Ambas reacciones ocurren con la misma
rapidez por lo que no se aprecian cambios
(la concentración de las sustancias se
hace constante y se mantienen así a no ser
que el sistema se perturbe)

30. Condición de equilibrio
-Las concentraciones no varían
-Las velocidades directa e inversa se
hacen iguales
Para la rxn A B
rd = kd[A]
ri = ki[B] k [A]
d
ki[B]

31. Equilibrio químico
[HI]
[I2]
a t nec no C
)l /l o m
s eno c
[H2]
(
i
Tiempo (s)
r

32. Constante de equilibrio (Kc)
• En una reacción cualquiera:
aA+bBcC+dD
la constante Kc tomará el valor:
[C ] × [D ]
c d
Kc =
[ A] × [B]
a b
• para concentraciones en el equilibrio
• La constante Kc cambia con la temperatura
• ¡ATENCIÓN!: Sólo se incluyen las especies
gaseosas y/o en disolución. Las especies
en estado sólido o líquido tienen
32
concentración constante y por tanto, se
integran en la constante de equilibrio.

33. Carlos Timaná
CEPRE-UNI
La constante de equilibrio
• En el equilibrio las concentraciones se hacen
constantes y la relación entre ellas también será
una constante. La aplicación de la LAM a rxns
reversibles lleva a la expresión:
aA + bB(g) pP + qQ
Constante de equilibrio en
función de las concentraciones Kc =
[ P ] p [ Q] q
molares [ A ] a [ B] b

34. Ejercicio 1: Escribir las expresiones de KC para
los siguientes equilibrios químicos:
a) N2O4(g)  2 NO2(g);
b) 2 NO(g) + Cl2(g)  2 NOCl(g);
c) CaCO3(s)  CaO(s) + CO2(g);
d) 2 NaHCO3(s)  Na2CO3(s) + H2O(g) + CO2(g).
34

36. La constante de equilibrio en
gases
• Para rxns en estado gaseoso podemos
expresar la constante de equilibrio en
función de las presiones parciales (en
atmósferas)
( PP ) p ( PQ ) q
KP =
• P A = [A]( RT )
( PA ) a ( PB ) b
• Al relacionar Kp y Kc:
 ∆ n = n gas (productos) - n gas (reactivos)
K P = K c ( RT ) ∆n

37. Ejemplo 2: En un recipiente de 10 litros se
introduce una mezcla de 4 moles de N2(g) y
12 moles de H2(g);
a)escribir la reacción de equilibrio;
b)si establecido éste se observa que hay 0,92 moles
de NH3(g),
c)determinar las concentraciones de N2 e H2 en el
equilibrio y la constante Kc.

38. a) Equilibrio: N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3(g)
Moles inic.: 4 12 0
Moles equil. 4 – 0,46 12 – 1,38 0,92
b) 3,54 10,62 0,92
conc. eq(mol/l) 0,354 1,062 0,092
[NH3]2 0,0922 M2
Kc = ————— = ——————— = 1,996 · 10–2 M–2
[H2]3 · [N2] 1,0623 · 0,354 M4

39. Ejercicio 3: En un recipiente de 250 ml se
introducen 3 g de PCl5, estableciéndose el
equilibrio: PCl5(g)  PCl3 (g) + Cl2(g).
Sabiendo que la KC a la temperatura del
experimento es 0,48, determinar la
composición molar del equilibrio..

41. Características del equilibrio
• Es dinámico: la rxn no se detiene. Ambas
dinámico
rxns ocurren simultáneamente.
• Es elástico (espontáneo): se logra sin
necesidad de fuerza o agente exterior. Si el
sistema es perturbado, tratará
espontáneamente de alcanzarlo nuevamente.
• Es una competencia entre dos tendencias
opuestas.
• Es independiente del camino que sigue la
rxn y solo depende de las concentraciones
finales de reactivos y productos.

42. Constante de equilibrio (Kp) (continuación)
• Vemos, pues, que KP puede depender
de la temperatura siempre que haya un
cambio en el nº de moles de gases
pcc · pDd [C] c (RT)c · [D] d (RT)d
Kp = ———— = —————————— =
pAa · pBb [A] a (RT)a · [B] b (RT)b
∆n
K P = KC × (RT )
42

43. Ejemplo 4: Calcular la constante Kp a 1000 K en
la reacción de formación del amoniaco vista
anteriormente. (KC = 1,996 ·10–2 M–2)
N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3(g)
∆n = nproductos – nreactivos = 2 – (1 + 3) = –2
KP = Kc · (RT)∆n =
L2 atm·L –2
1,996 ·10 —— · 0,082 ——— ·1000K
–2
=
mol2· mol · K
Kp = 2,97 · 10–6 atm–2

44. Ejercicio 5 :
La constante de equilibrio de la reacción: N2O4
 2 NO2 vale 0,671 a 45ºC . Calcule la presión
total en el equilibrio en un recipiente que se ha
llenado con N2O4 a 10 atmósferas y a dicha
temperatura.
Datos: R = 0,082 atm·l·mol-1·K-1.

45. De la ecuación de los gases podemos deducir:
p 10 atm · mol ·K
[N2O4]inic. = ——— = ————————— = 0, 38 M
R · T 0,082 atm·L · 318 K
Equilibrio: N2O4  2 NO2
conc. Inic. (M) 0,38 0
conc. Equil. (M) 0,38 – x 2x
[NO2]2 4x2
Kc = ——— = ———— = 0,671 ⇒ x = 0,18
[N2O4] 0,38 – x

46. Ejemplo 6: En un matraz de 5 litros se introducen
2 moles de PCl5(g) y 1 mol de de PCl3(g) y se
establece el siguiente equilibrio:
PCl5(g)  PCl3(g) + Cl2(g). Sabiendo que Kc (250 ºC)
= 0,042;
a) ¿cuáles son las concentraciones de cada
sustancia en el equilibrio?; b) ¿cuál es el grado de
disociación?

47. Significado de la Keq
• Cuanto mayor sea K (Kc>1), mayor es la
conversión de reactantes en productos.
• Cuanto menor sea K (Kc<1), menor es la
conversión de reactantes en productos

48. Expresión de Keq: Sistemas homogéneos
Cuando todos los reactivos y productos
están en una fase, el equilibrio es
homogéneo.
Cuando se trata de gases, todas las
especies intervienen
Ejemplo: 3H2(g) + N2(g) 22NH3(g)
[NH3]2 3P NH3
Kc = Kp =
Kp = Kc (RT)2-(3+1) 2] [N2] -2
[H = Kc(RT) PL PN2
3
R = 0,082 atm H2 / mol K

49. Expresión de Keq: Sistemas homogéneos
En soluciones líquidas no se considera el solvente; solo
se consideran las especies cuya concentración cambia
durante la rxn.
Ejemplo:
CH3COOH(ac) + C2H5OH(ac) CH3COOC2H5(ac) + H2O(l)
El H2O es solvente y su [CH3COOC2H5]
concentración no varía!!, Kc =
es una constante!! [CH3COOH][C2H5OH]

50. Expresión de Keq: Sistemas heterogéneos
Si uno o más reactivos o productos están en
fase diferente el equilibrio es heterogéneo.
CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)
La concentración de los sólidos y los líquidos puros
permanecen constante durante la reacción.

51. Expresión de Keq: Sistemas heterogéneos
- La posición de equilibrio es independiente de la
cantidad de sólido o líquidos, mientras algo esté
presente.
- No es necesario que los términos correspondientes
a líquidos o sólidos aparezcan en la constante de
equilibrio.
- Para la descomposición de CaCO3:
Kc =
[ CaO] • [ CO 2 ] = constant • [ CO 2 ] .
[ CaCO 3 ] CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)
∴ K c′ = K c • constant = [ CO 2 ]
Otro ejemplo:
C(s) + H2O(g) CO(g) + H2(g)
[CO][H2] PCOPH2
Kc = = (RT)1
[H2O]2 PH2O2

52. Ejemplo de equilibrios múltiples
N2O(g) + ½O2 2 NO(g) Kc= ?
[N2O]
N2(g) + ½O2 N2O(g) Kc(2)= 2.7x10 +18 =
[N2][O2]½
[NO]2
N2(g) + O2 2 NO(g) Kc(3)= 4.7x10-31 =
[N2][O2]
[NO]2 [NO]2 [N2][O2]½ 1
Kc = = = Kc(3) = 1.7x10-13
[N2O][O2] ½
[N2][O2] [N2O] Kc(2)

53. Predicción de la dirección de una
reacción
Definimos para una reacción en general,
el cociente de reacción, Q:
c d
CC CD
aA + bB cC + dD Q=
CA a CB b
Q=K
A la derecha A la izquierda

54. Efectos de los cambios en el
equilibrio
Principio de Le Chatelier
Si un sistema químico en equilibrio
es perturbado por un cambio en la
concentración, presión o
temperatura, el sistema se
desplazará, si es posible, para
contrarrestar la mayor parte de la
perturbación

55. Relación entre Kc y α.
• Sea una reacción A  B + C.
• Si llamamos “c” = [A]inicial y suponemos que en
principio sólo existe sustancia “A”,
tendremos que:
• Equilibrio: A  B + C
• Conc. Inic. (mol/l): c 0 0
• conc. eq(mol/l) c(1– α) c ·α c ·α
• [B] · [C] c ·α · c ·α c ·α 2
Kc = ———— = ————— = ———
[A] c · (1– α) (1– α)
• En el caso de que la sustancia esté poco
disociada (Kc muy pequeña): α << 1 y
• Kc ≅ c ·α 2
55

56. Ejemplo 7 : En un recipiente de 3 litros se
introducen 0,6 moles de HI, 0,3 moles de H2 y
0,3 moles de I2 a 490ºC. Si Kc = 0,022 a 490ºC
para
2 HI(g)  H2(g) + I2(g)
a)¿se encuentra en equilibrio?;
b)Caso de no encontrarse, ¿cuantos moles de
HI, H2 e I2 habrá en el equilibrio?

57. Efectos de los cambios en el
equilibrio:
Cambios en la concentración
• Si C, la rxn se desplaza en el sentido que disminuya dicha C.
• Si C, la rxn se desplaza en el sentido que aumente dicha C
• Ejemplo: SO2(g) + NO2(g) NO(g) + SO3
[NO][SO3]
equilibrio: Kc =
[SO2][NO2]
rxn
si se introduce NO2, entonces la rxn consumirá NO2 ( )
y se logrará un nuevo equilibrio con nuevas concentraciones que
satisfagan el valor de Kc.
[NO]’[SO3]’
nuevo equilibrio: Kc =
[SO2]’[NO2]’

58. Efectos de los cambios en el
equilibrio:
Cambios en la presión
• En sistemas gaseosos, al variar el volumen varía la
presión.
• Si V  P  la rxn se desplazará hacia el lado
que aumente el ngas.
• Si V  P  la rxn se desplazará hacia el lado
que disminuya el ngas.
• Ejemplo: 3H2(g) + N2(g) 2 NH3(g)
Si V  P   aumenta la
producción rxn

59. Efectos de los cambios en el equilibrio:
Cambios en la temperatura
• Los cambios de T alteran el equilibrio y modifican
el valor de Keq.
• Rxns endotérmicas: R + calor P
– Si T  calor  la rxn consume calor 
– Si T  calor  la rxn produce calor  rxn
• Rxns exotérmicas: R P + calor
– Si T  calor  la rxn consume calor  rxn
– Si T  calor  la rxn produce calor 
rxn
rxn

60. FACTORES QUE AFECTAN EL EQUILIBRIO
¿Hacia dónde se desplazará el equilibrio al:
a) disminuir la presión?
b) aumentar la temperatura?
H2O(g) + C(s)  CO(g) + H2(g) (∆H > 0)

61. Efecto de la temperatura
Cr(H2O)6(aq) + 4Cl-(aq) CoCl42-(aq) + 6H2O(l) ∆H >
0.
Rosa claro Azul
Si ↓ T se obtiene color rosa, y
si ↑ T la disolución se vuelve azul.

62. Efectos de los cambios en el
equilibrio:
adición de un catalizador
- El catalizador modifica el mecanismo de
reacción, disminuyendo la energía de
activación del proceso químico.
- Disminuye el tiempo necesario para alcanzar
el equilibrio
- Pero no afecta la composición de la mezcla
en el equilibrio (no se obtiene mayor cantidad
de producto)

63. MU
M
Variaciones en el IM UY
equilibrio IMP Y
PO
OR
RT
TA
AN
∀ ∆
[reactivos] > 0 → NT
TE
E
∀ ∆
[reactivos] < 0 ←
∀ ∆
[productos] > 0 ←
∀ ∆
[productos] < 0 →
∀ ∆
T > 0 (exotérmicas) ←
∀ ∆
T > 0 (endotérmicas) →
∀ ∆
T < 0 (exotérmicas) →
Variación ∀ ∆
T < 0 (endotérmicas) ←
en el ∀ ∆
p > 0 Hacia donde menos nº moles de
equilibrio
gases
∀ ∆ p < 0 Hacia donde más nº moles de gases
63

64. CALCULOS DE EQUILIBRIO
Ejercicios y problemas resuelto
1.- Se ha realizado la reacción N2O4(g) <===> 2 NO2(g) varias
veces, con distintas cantidades, siempre a 134 ºC. Una vez
alcanzado el equilibrio las concentraciones de las dos sustancias
en cada muestra fueron:
Completar la tabla:
Hay que tener en cuenta que la Kc es una constante, para cada
ecuación de equilibrio, que sólo depende de la temperatura, luego:

65. 2.- La constante de equilibrio para:
Cl2(g) + CO(g) <===> COCl2(g)
es Kc = 5 (mol/l)-1 a cierta temperatura. Se tienen las siguientes
mezclas en respectivos recipientes, todos de un litro:
¿Está cada uno de estos sistemas en equilibrio? Si no, ¿en qué
sentido evolucionarán?

66. 3.- La Kc= 4,1·10-2 moles/l, para:
PCl5 <===> PCl3 + Cl2
En un reactor se pone PCl5.. Al llegar al equilibrio hay 0,53 moles
de Cl2 y 0,32 moles de PCl5. ¿Cuál es el volumen del reactor ?. Si
se reduce a la mitad el volumen ¿cuál es la composición del gas en
equilibrio?.
A) Inicialmente sólo hay PCl5 que al descomponerse formará los
mismos moles de PCl3 y de Cl2 , luego en el equilibrio tendremos:
0,32 moles de PCl5 0,53 moles de Cl2 y 0,53 moles de PCl3

67. B) Según el principio de Le Chatelier, una disminución del
volumen (a T=cte), hará que el proceso evolucione en el sentido de
aumento del número de moles estequiométricos (sentido inverso).
En efecto, cuando se alcance el nuevo equilibrio.

68. CONCLUSIONES Y/O ACTIVIDADES DE
INVESTIGACIÓN SUGERIDAS
Investigar lo siguiente:
1. Dentro de los parámetros termodinámicos ¿Cuál de
ellos es el que le afecta mas el equilibrio
termodinámico?
2. ¿Cuales son los requisitos que debemos tener en
cuenta para que el equilibrio de un proceso se
mantenga ?

69. GRACIAS