1. Se calcula la constante de equilibrio Kc y las presiones parciales de los componentes para la disociación del COBr2. Kc = 0.09 y las presiones parciales de CO, Br2 y COBr2 son 7.38 atm, 7.38 atm y 20.99 atm respectivamente. 2. Se analizan los efectos de variaciones de temperatura, presión y adición de reactivos en el equilibrio de formación de NH3 a partir de N2 e H2. Un aumento de temperatura o presión desplaza el equilibrio a la

1. EXAMEN EQUILIBRIO (1/2/2016)
1. Se introducen 2 moles de COBr2 en un recipiente de 2 L y se calienta hasta 73ºC. En
estas condiciones el COBr2 se disocia un 26 % en CO y Br2.
COBr2 (g) ⇔ CO (g) + Br2 (g)
a. El valor de la constante de equilibrio Kc.
b. Las presiones parciales de cada componente en el equilibrio.
c. El valor de la constante Kp.
COBr2 (g) ⇔ CO (g) Br2 (g)
n0 2 0 0
neq 2 (1- α) 2α 2α
α = 0,26
Kc =
CO Br2
COBr2
=
2α
V
∙
2α
V
2(1-α)
V
=
α2
(1-α)
=
0,262
1-0,26
= 0,09
b. Primero calculamos la presión total en el equilibrio:
PT . V = nT . R . T nT = 2 (1 - α) + 2 α + 2 α = 2 (1 + α) = 2,52 mol
PT=
n∙R∙T
V
=
2,52 . 0,082 . 346
2
=35,75 atm
PCOBr2
=
nCOBr2
nT
∙PT=
1,48
2,52
∙35,75=20,99 atm
PCO=
nCO
nT
∙PT=
0,52
2,52
∙35,75=7,38 atm = PBr2
c. Kp =
!!" ∙!!!!
!!"#!!
=
!",!"
!",!!
=2,59
2. El NH3 se obtiene mediante el proceso de Haber Bosch según la reacción:
1
2
N2 (g) +
3
2
H2 (g) → NH3 (g) ΔH° = 46,91 kJ/mol
a. ¿Qué efecto producirán sobre el sistema los siguientes cambios: a) Aumento
de temperatura; b) Aumento de presión, c) Adición de N2; d) Adición de un
catalizador.
b. ¿Aumentará o disminuirá el valor de Kp si la temperatura baja a 500 K?

2. a. Según el Principio de Le Chatelier, “cualquier cambio en una de las variables
que determinan el estado de equilibrio de un sistema, causa un
desplazamiento del mismo en el sentido que tiende a oponerse al cambio en la
variable modificada”.
i. Un aumento de temperatura hace que el equilibrio se desplace en el
sentido en el que absorba calor, para disminuir la temperatura del
sistema. En el sentido en el que la reacción sea endotérmica. En este
caso hacia la derecha, aumentando la producción de NH3.
ii. Al aumentar la presión el equilibrio se desplaza en el sentido en el
que existan menos moles de gases. En este caso hacia la derecha,
aumentando la producción de NH3.
iii. Al añadir N2, el equilibrio se desplaza hacia la derecha para consumir
el exceso de este gas.
iv. Un catalizador no afecta al equilibrio.
b. Al disminuir la temperatura el equilibrio se desplaza hacia la izquierda, en el
sentido en el que la reacción es exotérmica. Por tanto aumentarán las
presiones parciales del N2 y del H2 y disminuirá la del NH3, luego disminuye la
constante.
Kp =
𝑃 !!!
𝑃!!
!/!
𝑃!!
!/!
NOTA: En realidad esta reacción es exotérmica en el sentido de la formación
de NH3, falta el signo negativo en la entalpía. Está corregido según el
enunciado.
3. Se añaden 100 cm3
de una disolución 6. 10-4
M de cloruro de sodio a 100 cm3
de una disolución 2. 10-7
M de nitrato de plata. ¿Se formará precipitado? Ks
(AgCl) = 1,6 . 10-10
Calcula la solubilidad del cloruro de plata en g/L. Masas
atómicas: Ag = 108, Cl = 35,5.
El cloruro de sodio y el nitrato de plata son sales solubles en agua:
NaCl (aq)→ Na+
(aq) + Cl-
(aq)
Ag NO3 (aq)→ Ag+
(aq) + NO3
-
(aq)
Al mezclar las dos disoluciones se forma AgCl insoluble en agua, que precipitará cuando
el producto de la concentración de ion Ag+
por la concentración de ion Cl-
, supere el

3. producto de solubilidad Ks.
AgCl (s)⇔ Ag+
(aq) + Cl-
(aq)
Ks = [Ag+
] . [Cl-
]
Primero calculamos las concentraciones de los dos iones al mezclar las disoluciones.
moles Cl-
= 0,1 L . 6 . 10-4
mol/L = 6 . 10-5
mol
Cl-
=
6 . 10-5
0,2
=3 . 10-4
mol/L
moles Ag+
= 0,1 L . 2 . 10-7
mol/L = 2 . 10-8
mol
Ag+
=
2 . 10-8
0,2
=1 . 10-7
mol/L
[Ag+
] . [Cl-
] = 1 . 10-7
. 3 . 10-4
= 3 . 10-11
Como el producto de las concentraciones es menor que Ks, no precipita.
b. AgCl (s)⇔ Ag+
(aq) + Cl-
(aq)
Cuando la disolución está saturada, sólido en equilibrio con sus iones en disolución, la
concentración de iones es lo que llamamos solubilidad (s).
Ks = [Ag+
] . [Cl-
] = s2
s= Ks=1,26 . 10-5
mol/L
1,26 . 10-5
mol/L
143,5 g
mol
=1,8 . 10-3
g/L
4. En un recipiente de 2,5 L 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 = 23. Calcula:
a. Los gramos de las tres especies presentes en el equilibrio.
b. Si al sistema anterior en el equilibrio se le añaden 2 g de hexafluoruro de
azufre, ¿cuáles serán las concentraciones al alcanzarse de nuevo el equilibrio?
Masas atómicas: F = 19, S = 32

4. n F2 =
m (F2)
M (F2)
=
12
38
=0,32 mol n SF4 =
m (SF4)
M (SF4)
=
23
108
=0,21 mol
F2 (g) SF4 (g) ⇔ SF6 (g)
n0 0,32 0,21 0
neq 0,32 - x 0,21 - x x
Kc=
SF6
F2 SF4
=
x
2,5
0,32-x
2,5
0,21-x
2,5
=
2,5 . x
0,32-x 0,21-x
23=
2,5 x
0,32-x (0,21-x)
x = 0,13 mol
En el equilibrio habrá:
n (F2) = 0,32 – 0,13 = 0,19 mol 0,19 mol .
38 g
1 mol
= 7,22 g
n (SF4) = 0,21 – 0,13 = 0,08 mol 0,08 mol .
108 g
1 mol
= 8,64 g
n (SF6) = 0,13 mol 0,13 mol .
146 g
1 mol
= 18,98 g
b. Si a la mezcla en equilibrio anterior se le añaden 2 g de SF6, de acuerdo con el principio
de Le Châtelier, el sistema se desplaza el sentido en el que se consuma SF6, es decir,
hacia la formación de SF4 y F2:
(18,98 + 2) g .
1 mol
146 g
= 0,14 mol

5. F2 (g) SF4 (g) ⇔ SF6 (g)
n0 0,19 0,08 0,14
neq 0,19 + x 0,08 + x 0,14 - x
Como Kc no varía:
Kc=
SF6
F2 SF4
=
0,14 - x
2,5
0,19 + x
2,5
0,08 + x
2,5
x = 3,7 . 10-3 mol
F! =
0,19 + 3,7 . 10!!
2,5
= 0,077 mol/L
𝑆F! =
0,08 + 3,7 . 10!!
2,5
= 0,033 mol/L
𝑆F! =
0,14 − 3,7 . 10!!
2,5
= 0,054 mol/L