Este documento describe conceptos relacionados con el equilibrio químico, incluyendo: (1) la constante de equilibrio Kc y cómo se calcula, (2) cómo los cambios en la concentración, presión y temperatura afectan el equilibrio de acuerdo con el principio de Le Chatelier, y (3) la relación entre Kc y la constante de equilibrio de presión parcial Kp.
Este formulario contiene 20 leyes y conceptos de mecánica clásica, incluyendo expresiones para la cinemática, dinámica, energía y movimiento orbital. Proporciona las fórmulas para calcular vectores de posición, velocidad y aceleración, movimiento rectilíneo uniforme y uniformemente acelerado, fuerzas como peso, rozamiento y centrípeta, energía cinética y potencial, y leyes de Kepler sobre periodos y velocidades orbitales. El formulario ofrece una guía útil de las herramientas
Este documento presenta una serie de ejercicios relacionados con la ley de Hess, los calores de formación y la calorimetría. Los ejercicios involucran el cálculo de calores de reacción utilizando la ley de Hess, el cálculo de calores de formación a partir de ecuaciones químicas y datos termoquímicos, y el cálculo de cantidades de calor involucradas en procesos de calentamiento y disolución utilizando datos de capacidad calorífica.
El documento presenta los conceptos fundamentales de la Primera Ley de la Termodinámica. Explica que esta ley establece que la variación de la energía interna de un sistema es igual al calor agregado menos el trabajo realizado. También define conceptos clave como sistema, entorno, trabajo, calor y energía interna.
Este documento describe un experimento para determinar la constante elástica de un resorte y el módulo de Young de una barra metálica. Se detallan los objetivos, materiales, teoría y procedimiento. El procedimiento incluye medir la elongación del resorte bajo diferentes cargas y graficar los resultados para calcular la constante elástica. También incluye medir la flexión de la barra bajo diferentes cargas y usar los datos para calcular el módulo de Young.
Este documento trata sobre el equilibrio químico. Explica que el equilibrio químico ocurre cuando las concentraciones de los reactivos y productos se estabilizan, y que la constante de equilibrio Kc es constante a una temperatura dada. También introduce los conceptos de grado de disociación y la relación entre Kc y Kp para reacciones que involucran gases.
Este documento contiene 22 problemas de química sobre leyes ponderales, estequiometría y concentraciones de soluciones. Los problemas cubren temas como proporciones constantes, leyes de Dalton y Richter, reacciones químicas, cálculos de concentraciones y volúmenes de soluciones, y masas de reactivos y productos. El documento proporciona datos numéricos y ecuaciones químicas para que los estudiantes practiquen aplicando conceptos fundamentales de química cuantitativa.
Este documento resume las principales leyes de los gases. Explica que la ley de Avogadro establece que a presión y temperatura constantes, volúmenes iguales de gases contienen el mismo número de moléculas. La ley de Boyle dice que a temperatura y cantidad de materia constantes, el volumen de un gas es inversamente proporcional a la presión. Finalmente, la ley de Charles establece que a presión y cantidad de materia constantes, el volumen de un gas es directamente proporcional a la temperatura absoluta.
El documento resume conceptos clave sobre sistemas homogéneos cerrados y abiertos de composición variable, incluyendo las relaciones fundamentales entre propiedades termodinámicas y el potencial químico como criterio de equilibrio. También cubre propiedades de mezclas ideales de gases y líquidos, la ley de Raoult y construcción de diagramas de equilibrio de fases para sistemas binarios.
Este formulario contiene 20 leyes y conceptos de mecánica clásica, incluyendo expresiones para la cinemática, dinámica, energía y movimiento orbital. Proporciona las fórmulas para calcular vectores de posición, velocidad y aceleración, movimiento rectilíneo uniforme y uniformemente acelerado, fuerzas como peso, rozamiento y centrípeta, energía cinética y potencial, y leyes de Kepler sobre periodos y velocidades orbitales. El formulario ofrece una guía útil de las herramientas
Este documento presenta una serie de ejercicios relacionados con la ley de Hess, los calores de formación y la calorimetría. Los ejercicios involucran el cálculo de calores de reacción utilizando la ley de Hess, el cálculo de calores de formación a partir de ecuaciones químicas y datos termoquímicos, y el cálculo de cantidades de calor involucradas en procesos de calentamiento y disolución utilizando datos de capacidad calorífica.
El documento presenta los conceptos fundamentales de la Primera Ley de la Termodinámica. Explica que esta ley establece que la variación de la energía interna de un sistema es igual al calor agregado menos el trabajo realizado. También define conceptos clave como sistema, entorno, trabajo, calor y energía interna.
Este documento describe un experimento para determinar la constante elástica de un resorte y el módulo de Young de una barra metálica. Se detallan los objetivos, materiales, teoría y procedimiento. El procedimiento incluye medir la elongación del resorte bajo diferentes cargas y graficar los resultados para calcular la constante elástica. También incluye medir la flexión de la barra bajo diferentes cargas y usar los datos para calcular el módulo de Young.
Este documento trata sobre el equilibrio químico. Explica que el equilibrio químico ocurre cuando las concentraciones de los reactivos y productos se estabilizan, y que la constante de equilibrio Kc es constante a una temperatura dada. También introduce los conceptos de grado de disociación y la relación entre Kc y Kp para reacciones que involucran gases.
Este documento contiene 22 problemas de química sobre leyes ponderales, estequiometría y concentraciones de soluciones. Los problemas cubren temas como proporciones constantes, leyes de Dalton y Richter, reacciones químicas, cálculos de concentraciones y volúmenes de soluciones, y masas de reactivos y productos. El documento proporciona datos numéricos y ecuaciones químicas para que los estudiantes practiquen aplicando conceptos fundamentales de química cuantitativa.
Este documento resume las principales leyes de los gases. Explica que la ley de Avogadro establece que a presión y temperatura constantes, volúmenes iguales de gases contienen el mismo número de moléculas. La ley de Boyle dice que a temperatura y cantidad de materia constantes, el volumen de un gas es inversamente proporcional a la presión. Finalmente, la ley de Charles establece que a presión y cantidad de materia constantes, el volumen de un gas es directamente proporcional a la temperatura absoluta.
El documento resume conceptos clave sobre sistemas homogéneos cerrados y abiertos de composición variable, incluyendo las relaciones fundamentales entre propiedades termodinámicas y el potencial químico como criterio de equilibrio. También cubre propiedades de mezclas ideales de gases y líquidos, la ley de Raoult y construcción de diagramas de equilibrio de fases para sistemas binarios.
Este documento presenta varios ejemplos relacionados con la rotación de objetos rígidos alrededor de un eje fijo. El primer ejemplo calcula la velocidad angular, el ángulo barrido y las revoluciones de una rueda giratoria con aceleración angular constante. Otro ejemplo calcula la velocidad angular de un disco compacto en un reproductor. Finalmente, se analiza la detención de una tornamesa con aceleración angular uniforme.
1) El documento discute los conceptos básicos de la termodinámica, incluyendo definiciones de sistema, energía, temperatura y presión.
2) Explica las leyes de los gases ideales de Boyle, Charles, Gay-Lussac y Avogadro y cómo se combinan en la ecuación del gas ideal.
3) Señala que los gases reales se desvían de la idealidad a altas presiones o bajas temperaturas debido a las fuerzas intermoleculares.
El documento describe una reacción química entre carbonato de calcio y ácido nítrico que produce nitrato de calcio, dióxido de carbono y agua. Luego calcula (1) que al reaccionar 60 mL de ácido nítrico 2,5 M con exceso de carbonato de calcio se formarán 1,68 L de dióxido de carbono y (2) que se necesitarán 10,55 mL de ácido nítrico comercial del 64% para la reacción.
Este documento presenta una serie de ejercicios relacionados con cálculos estequiométricos para reacciones químicas que involucran la producción de fertilizantes. Incluye preguntas sobre conceptos como mol, masa molar y ecuaciones balanceadas, así como ejercicios que implican calcular cantidades de sustancias (en moles o gramos) usando relaciones estequiométricas derivadas de ecuaciones químicas balanceadas para reacciones como la producción de nitrato de potasio, sulfato de amonio y nitrato de am
Ejercicios de reactivo limite y rendimientoLaura Medina
Este documento presenta ejercicios sobre reactivo limitante y rendimiento. Define reactivo limitante como aquel que se agota primero limitando la cantidad máxima de producto. Explica cómo calcular el reactivo limitante basado en la ecuación química y las cantidades disponibles. Define rendimiento teórico como la cantidad máxima de producto posible y rendimiento real como la cantidad obtenida, calculándose el porcentaje de rendimiento. Incluye ejemplos para ilustrar estos conceptos.
Segundo principio de la termodinámica.pdfjolopezpla
1. El documento discute los principios de las máquinas térmicas y los refrigeradores. Explica que en una máquina de combustión interna la energía procede de la combustión de una sustancia, mientras que en una máquina de vapor proviene de la conversión de agua en vapor. También describe cómo el rozamiento reduce el rendimiento de las máquinas y por qué intentar enfriar una habitación caliente con el refrigerador no funciona de acuerdo con la segunda ley de la termodinámica.
El documento presenta 9 ejercicios resueltos de biomecánica que involucran fuerzas musculares, equilibrio, centros de gravedad y momentos de fuerza. Los ejercicios calculan fuerzas musculares requeridas para sostener pesos, determinan fuerzas de contacto en articulaciones y analizan equilibrio estático y dinámico de sistemas biomecánicos como brazos y piernas. Las soluciones aplican principios de estática, cinemática y dinámica para resolver cada problema paso a paso.
Este documento describe el proceso para determinar la ecuación empírica que relaciona el periodo y la longitud de un péndulo simple a través de métodos gráficos y analíticos. Se realizó un experimento variando la longitud del péndulo y midiendo su periodo, obteniendo datos que muestran una relación potencial. Al aplicar logaritmos naturales a los datos y graficarlos, la curva se linealiza dando como resultado una ecuación de recta cuya pendiente y ordenada al origen permiten determinar los valores de las constantes
Este documento contiene varios problemas relacionados con conceptos de física como trabajo, energía, choques elásticos e inelásticos. Se presentan ejercicios numéricos sobre lanzamientos verticales, planos inclinados, muelles y choques entre objetos, y se proporcionan las soluciones. También se explican brevemente los conceptos de trabajo, energía potencial, energía cinética y se describen las diferencias entre choques elásticos e inelásticos.
El documento describe el concepto de equilibrio químico. 1) El equilibrio químico se establece cuando las velocidades de formación y descomposición de los productos son iguales. 2) La constante de equilibrio (Kc) es una relación entre las concentraciones de los reactivos y productos en el equilibrio que permanece constante a una temperatura dada. 3) Un valor de Kc mayor que 1 indica que la reacción se desplaza hacia la formación de productos, mientras que un valor menor que 1 indica que se desplaza hacia los
Este documento proporciona información sobre reacciones químicas, incluyendo cómo escribir y ajustar ecuaciones químicas, factores que afectan las reacciones en disolución como electrolitos y precipitación, y principios básicos de oxidación-reducción. También cubre temas como reactivos limitantes, reacciones consecutivas y netas, y ácidos y bases.
Este documento describe las ecuaciones para gases ideales y reales. Explica que un gas ideal se comporta de manera ideal solo a bajas presiones y altas temperaturas, mientras que un gas real no se comporta idealmente en todas las condiciones. También presenta la ecuación de estado para gases ideales y la ecuación de Van der Waals para gases reales, la cual hace correcciones para tener en cuenta el tamaño molecular y las fuerzas intermoleculares. Finalmente, da algunos ejemplos de aplicaciones como la fabricación de acero y la medicina.
Este documento describe el concepto de equilibrio químico. Explica que el equilibrio químico se alcanza cuando las velocidades de formación y descomposición de los productos son iguales. También introduce la constante de equilibrio (Kc), que es la relación entre las concentraciones de los productos y reactivos en el equilibrio y permanece constante a una temperatura dada. El documento proporciona ejemplos para ilustrar cómo calcular Kc y predecir el sentido de una reacción basado en el valor de Kc.
Ecuación diferencial de transferencia de calor y sus aplicaciones en ingenieríajalexanderc
El documento describe la ecuación diferencial de transferencia de calor en tres sistemas de coordenadas. Explica que la conducción de calor depende de la posición y el tiempo, y puede ser unidimensional, estacionaria o transitoria. Deriva la ecuación general aplicando la ley de conservación de la energía a un volumen de control, considerando los flujos de calor, generación interna y cambios en la energía térmica almacenada. Finalmente resume las ecuaciones en coordenadas cartesianas, cilíndricas y esféricas.
Este documento describe los conceptos básicos de la cinética química y el equilibrio químico. Explica que la cinética química estudia las velocidades de las reacciones químicas y los factores que afectan la velocidad, como la concentración, temperatura y catalizadores. También define el equilibrio químico y la constante de equilibrio, y describe cómo se ven afectados por cambios en la concentración, presión y temperatura según la ley de Le Chatelier. Por último, introduce brevemente los
En este experimento, se midió la energía eléctrica suministrada a una bobina calefactora sumergida en agua y la energía térmica absorbida por el agua. Se encontró que la energía térmica absorbida por el agua fue aproximadamente el 97.95% de la energía eléctrica suministrada, lo que indica que casi toda la energía eléctrica se convirtió en energía térmica.
Este documento presenta 25 problemas relacionados con el equilibrio químico, incluyendo cálculos de constantes de equilibrio KC y KP y predicciones sobre cómo se desplazará el equilibrio ante cambios en la concentración de reactivos u otros factores. Los problemas cubren temas como expresiones de KC y KP, cálculos para sistemas heterogéneos, y efectos de factores como la temperatura, presión, y adición o remoción de reactivos o productos.
1. El documento presenta una serie de ejercicios relacionados con termodinámica básica que involucran conceptos como trabajo, calor, energía interna y entalpía de sistemas gaseosos ideales que experimentan procesos isotérmicos, adiabáticos y de expansión.
2. Se piden cálculos para determinar variables termodinámicas como trabajo, calor, energía interna y entalpía en diversos procesos de sistemas de uno o más moles de gas ideal.
3. También se incluy
Este documento describe conceptos relacionados con el equilibrio químico, incluyendo: (1) la constante de equilibrio Kc y cómo se calcula, (2) cómo los cambios en la concentración, presión y temperatura afectan el equilibrio de acuerdo con el principio de Le Chatelier, y (3) la relación entre Kc y la constante de presión parcial Kp.
Este documento describe conceptos relacionados con el equilibrio químico, incluyendo: (1) la constante de equilibrio Kc y cómo se calcula, (2) la relación entre Kc y la constante de presión parcial Kp, y (3) el grado de disociación α y su relación con Kc. También explica cómo se ven afectados los equilibrios químicos por cambios en la concentración, presión y temperatura de acuerdo con el principio de Le Chatelier.
Este documento presenta varios ejemplos relacionados con la rotación de objetos rígidos alrededor de un eje fijo. El primer ejemplo calcula la velocidad angular, el ángulo barrido y las revoluciones de una rueda giratoria con aceleración angular constante. Otro ejemplo calcula la velocidad angular de un disco compacto en un reproductor. Finalmente, se analiza la detención de una tornamesa con aceleración angular uniforme.
1) El documento discute los conceptos básicos de la termodinámica, incluyendo definiciones de sistema, energía, temperatura y presión.
2) Explica las leyes de los gases ideales de Boyle, Charles, Gay-Lussac y Avogadro y cómo se combinan en la ecuación del gas ideal.
3) Señala que los gases reales se desvían de la idealidad a altas presiones o bajas temperaturas debido a las fuerzas intermoleculares.
El documento describe una reacción química entre carbonato de calcio y ácido nítrico que produce nitrato de calcio, dióxido de carbono y agua. Luego calcula (1) que al reaccionar 60 mL de ácido nítrico 2,5 M con exceso de carbonato de calcio se formarán 1,68 L de dióxido de carbono y (2) que se necesitarán 10,55 mL de ácido nítrico comercial del 64% para la reacción.
Este documento presenta una serie de ejercicios relacionados con cálculos estequiométricos para reacciones químicas que involucran la producción de fertilizantes. Incluye preguntas sobre conceptos como mol, masa molar y ecuaciones balanceadas, así como ejercicios que implican calcular cantidades de sustancias (en moles o gramos) usando relaciones estequiométricas derivadas de ecuaciones químicas balanceadas para reacciones como la producción de nitrato de potasio, sulfato de amonio y nitrato de am
Ejercicios de reactivo limite y rendimientoLaura Medina
Este documento presenta ejercicios sobre reactivo limitante y rendimiento. Define reactivo limitante como aquel que se agota primero limitando la cantidad máxima de producto. Explica cómo calcular el reactivo limitante basado en la ecuación química y las cantidades disponibles. Define rendimiento teórico como la cantidad máxima de producto posible y rendimiento real como la cantidad obtenida, calculándose el porcentaje de rendimiento. Incluye ejemplos para ilustrar estos conceptos.
Segundo principio de la termodinámica.pdfjolopezpla
1. El documento discute los principios de las máquinas térmicas y los refrigeradores. Explica que en una máquina de combustión interna la energía procede de la combustión de una sustancia, mientras que en una máquina de vapor proviene de la conversión de agua en vapor. También describe cómo el rozamiento reduce el rendimiento de las máquinas y por qué intentar enfriar una habitación caliente con el refrigerador no funciona de acuerdo con la segunda ley de la termodinámica.
El documento presenta 9 ejercicios resueltos de biomecánica que involucran fuerzas musculares, equilibrio, centros de gravedad y momentos de fuerza. Los ejercicios calculan fuerzas musculares requeridas para sostener pesos, determinan fuerzas de contacto en articulaciones y analizan equilibrio estático y dinámico de sistemas biomecánicos como brazos y piernas. Las soluciones aplican principios de estática, cinemática y dinámica para resolver cada problema paso a paso.
Este documento describe el proceso para determinar la ecuación empírica que relaciona el periodo y la longitud de un péndulo simple a través de métodos gráficos y analíticos. Se realizó un experimento variando la longitud del péndulo y midiendo su periodo, obteniendo datos que muestran una relación potencial. Al aplicar logaritmos naturales a los datos y graficarlos, la curva se linealiza dando como resultado una ecuación de recta cuya pendiente y ordenada al origen permiten determinar los valores de las constantes
Este documento contiene varios problemas relacionados con conceptos de física como trabajo, energía, choques elásticos e inelásticos. Se presentan ejercicios numéricos sobre lanzamientos verticales, planos inclinados, muelles y choques entre objetos, y se proporcionan las soluciones. También se explican brevemente los conceptos de trabajo, energía potencial, energía cinética y se describen las diferencias entre choques elásticos e inelásticos.
El documento describe el concepto de equilibrio químico. 1) El equilibrio químico se establece cuando las velocidades de formación y descomposición de los productos son iguales. 2) La constante de equilibrio (Kc) es una relación entre las concentraciones de los reactivos y productos en el equilibrio que permanece constante a una temperatura dada. 3) Un valor de Kc mayor que 1 indica que la reacción se desplaza hacia la formación de productos, mientras que un valor menor que 1 indica que se desplaza hacia los
Este documento proporciona información sobre reacciones químicas, incluyendo cómo escribir y ajustar ecuaciones químicas, factores que afectan las reacciones en disolución como electrolitos y precipitación, y principios básicos de oxidación-reducción. También cubre temas como reactivos limitantes, reacciones consecutivas y netas, y ácidos y bases.
Este documento describe las ecuaciones para gases ideales y reales. Explica que un gas ideal se comporta de manera ideal solo a bajas presiones y altas temperaturas, mientras que un gas real no se comporta idealmente en todas las condiciones. También presenta la ecuación de estado para gases ideales y la ecuación de Van der Waals para gases reales, la cual hace correcciones para tener en cuenta el tamaño molecular y las fuerzas intermoleculares. Finalmente, da algunos ejemplos de aplicaciones como la fabricación de acero y la medicina.
Este documento describe el concepto de equilibrio químico. Explica que el equilibrio químico se alcanza cuando las velocidades de formación y descomposición de los productos son iguales. También introduce la constante de equilibrio (Kc), que es la relación entre las concentraciones de los productos y reactivos en el equilibrio y permanece constante a una temperatura dada. El documento proporciona ejemplos para ilustrar cómo calcular Kc y predecir el sentido de una reacción basado en el valor de Kc.
Ecuación diferencial de transferencia de calor y sus aplicaciones en ingenieríajalexanderc
El documento describe la ecuación diferencial de transferencia de calor en tres sistemas de coordenadas. Explica que la conducción de calor depende de la posición y el tiempo, y puede ser unidimensional, estacionaria o transitoria. Deriva la ecuación general aplicando la ley de conservación de la energía a un volumen de control, considerando los flujos de calor, generación interna y cambios en la energía térmica almacenada. Finalmente resume las ecuaciones en coordenadas cartesianas, cilíndricas y esféricas.
Este documento describe los conceptos básicos de la cinética química y el equilibrio químico. Explica que la cinética química estudia las velocidades de las reacciones químicas y los factores que afectan la velocidad, como la concentración, temperatura y catalizadores. También define el equilibrio químico y la constante de equilibrio, y describe cómo se ven afectados por cambios en la concentración, presión y temperatura según la ley de Le Chatelier. Por último, introduce brevemente los
En este experimento, se midió la energía eléctrica suministrada a una bobina calefactora sumergida en agua y la energía térmica absorbida por el agua. Se encontró que la energía térmica absorbida por el agua fue aproximadamente el 97.95% de la energía eléctrica suministrada, lo que indica que casi toda la energía eléctrica se convirtió en energía térmica.
Este documento presenta 25 problemas relacionados con el equilibrio químico, incluyendo cálculos de constantes de equilibrio KC y KP y predicciones sobre cómo se desplazará el equilibrio ante cambios en la concentración de reactivos u otros factores. Los problemas cubren temas como expresiones de KC y KP, cálculos para sistemas heterogéneos, y efectos de factores como la temperatura, presión, y adición o remoción de reactivos o productos.
1. El documento presenta una serie de ejercicios relacionados con termodinámica básica que involucran conceptos como trabajo, calor, energía interna y entalpía de sistemas gaseosos ideales que experimentan procesos isotérmicos, adiabáticos y de expansión.
2. Se piden cálculos para determinar variables termodinámicas como trabajo, calor, energía interna y entalpía en diversos procesos de sistemas de uno o más moles de gas ideal.
3. También se incluy
Este documento describe conceptos relacionados con el equilibrio químico, incluyendo: (1) la constante de equilibrio Kc y cómo se calcula, (2) cómo los cambios en la concentración, presión y temperatura afectan el equilibrio de acuerdo con el principio de Le Chatelier, y (3) la relación entre Kc y la constante de presión parcial Kp.
Este documento describe conceptos relacionados con el equilibrio químico, incluyendo: (1) la constante de equilibrio Kc y cómo se calcula, (2) la relación entre Kc y la constante de presión parcial Kp, y (3) el grado de disociación α y su relación con Kc. También explica cómo se ven afectados los equilibrios químicos por cambios en la concentración, presión y temperatura de acuerdo con el principio de Le Chatelier.
El documento describe conceptos relacionados con el equilibrio químico, incluyendo la constante de equilibrio Kc, la ley de acción de masas, modificaciones del equilibrio según el principio de Le Chatelier, y ejemplos numéricos de cálculos de concentraciones y constantes de equilibrio Kc para reacciones químicas específicas.
Este documento resume los conceptos clave del equilibrio químico, incluyendo: 1) la constante de equilibrio Kc y cómo se relaciona con las concentraciones de reactivos y productos en el equilibrio; 2) la constante de equilibrio de presión Kp y su relación con Kc; y 3) cómo los cambios en la concentración, presión y temperatura afectan el equilibrio de acuerdo con el principio de Le Chatelier.
Este documento trata sobre el concepto de equilibrio químico. Explica las características del equilibrio químico, la ley de acción de masas y la constante de equilibrio Kc. También cubre temas como el grado de disociación, la relación entre Kc y Kp, y las modificaciones del equilibrio como cambios en la concentración de reactivos y productos, presión y temperatura según el principio de Le Chatelier. Por último, introduce los equilibrios heterogéneos.
Este documento trata sobre el concepto de equilibrio químico. Explica que un equilibrio químico ocurre cuando las concentraciones de los reactivos y productos se estabilizan, aunque la reacción continúa ocurriendo en ambas direcciones. También cubre temas como la ley de acción de masas, las constantes de equilibrio Kc y Kp, y cómo factores como la concentración, presión y temperatura pueden afectar el equilibrio de acuerdo con el principio de Le Chatelier.
Este documento trata sobre el concepto de equilibrio químico. Explica las características del equilibrio químico y su aspecto dinámico. También describe la ley de acción de masas, la constante de equilibrio Kc, el grado de disociación α y su relación con Kc. Además, introduce la constante de equilibrio Kp y su relación con Kc. Por último, explica cómo se ven afectados los equilibrios químicos por cambios en la concentración de reactivos y productos, así como por
Este documento trata sobre el concepto de equilibrio químico. Explica las características del equilibrio químico y su aspecto dinámico. También describe la ley de acción de masas, la constante de equilibrio Kc, el grado de disociación α y su relación con Kc. Además, introduce la constante de equilibrio Kp y su relación con Kc. Por último, explica cómo se ven afectados los equilibrios químicos por cambios en la concentración de reactivos y productos, así como por
Este documento trata sobre el concepto de equilibrio químico. Explica las características del equilibrio químico, la ley de acción de masas y la constante de equilibrio Kc. También cubre temas como el grado de disociación, la constante de equilibrio Kp, y cómo se ven afectados los equilibrios químicos por cambios en la concentración de reactivos y productos, presión y temperatura.
Este documento trata sobre el concepto de equilibrio químico. Explica que un equilibrio químico ocurre cuando las concentraciones de las sustancias involucradas se estabilizan, a pesar de que la reacción continúa ocurriendo en ambas direcciones. También define las constantes de equilibrio Kc y Kp, y explica cómo factores como la concentración, presión y temperatura pueden afectar el equilibrio de acuerdo con el principio de Le Chatelier.
Este documento trata sobre el concepto de equilibrio químico. Explica que un equilibrio químico ocurre cuando las concentraciones de los reactivos y productos se estabilizan, a pesar de que la reacción continúa ocurriendo en ambas direcciones. También define la constante de equilibrio Kc y cómo se ve afectada por cambios en la temperatura, presión y concentración de las sustancias involucradas. Finalmente, discute cómo medir el grado de disociación alfa cuando un único reactivo se disocia en
Este documento trata sobre el concepto de equilibrio químico. Explica que un equilibrio químico ocurre cuando las concentraciones de los reactivos y productos se estabilizan, a pesar de que la reacción continúa ocurriendo en ambas direcciones. También define la constante de equilibrio Kc y cómo se ve afectada por cambios en la temperatura, presión y concentración de las sustancias involucradas. Finalmente, discute cómo se pueden modificar las condiciones del equilibrio de acuerdo con el principio de
Este documento trata sobre el concepto de equilibrio químico. Explica que un equilibrio químico ocurre cuando las concentraciones de los reactivos y productos se estabilizan, a pesar de que la reacción continúa ocurriendo en ambas direcciones. También define la constante de equilibrio Kc y cómo se ve afectada por cambios en la temperatura, presión y concentración de las sustancias involucradas. Finalmente, discute cómo medir el grado de disociación alfa cuando un único reactivo se disocia en
Este documento trata sobre el concepto de equilibrio químico. Explica que un equilibrio químico ocurre cuando las concentraciones de las sustancias involucradas se estabilizan, a pesar de que la reacción continúa ocurriendo en ambas direcciones. También define las constantes de equilibrio Kc y Kp, y explica cómo factores como la concentración, presión y temperatura pueden afectar el equilibrio de acuerdo con el principio de Le Chatelier.
Este documento contiene orientaciones para estudiantes sobre el tema de equilibrio químico. Recomienda revisar las bases teóricas en la guía didáctica y dedicar dos horas diarias al estudio, consultando libros y videos. Explica conceptos como cuando se alcanza el equilibrio químico, la velocidad de las reacciones progresiva y regresiva, y cómo calcular la constante de equilibrio Kc. También cubre cómo la constante Kc cambia con factores como la temperatura, presión y concentración de los
Este documento presenta conceptos clave sobre equilibrio químico, incluyendo: 1) la ley de acción de masas y la constante de equilibrio KC, 2) el grado de disociación α y su relación con KC, y 3) la constante de equilibrio de presión KP y su relación con KC. El documento también explica cómo los cambios en la concentración, presión, volumen y temperatura afectan el equilibrio químico según el principio de Le Chatelier.
Este documento presenta un resumen de los conceptos clave del equilibrio químico, incluyendo: (1) la definición de equilibrio químico y su naturaleza dinámica; (2) la ley de acción de masas y la constante de equilibrio KC; y (3) el grado de disociación y su relación con KC. También cubre temas como la constante de equilibrio de presión KP y sus diferencias con KC, así como ejemplos ilustrativos de cada concepto.
Este trabajo contiene el concepto de equilibrio quimico , la ley de accion de masas , grado de disosiacion, cociente de reaccion . El principio de Lechatelier
El documento describe los factores que afectan la velocidad de una reacción química. Explica que la velocidad depende de la energía cinética de las moléculas y la probabilidad de colisión entre reactivos. También se ven influenciada por la concentración de reactivos, la temperatura, el estado físico y la presencia de catalizadores, los cuales pueden reducir la energía de activación necesaria para que ocurra la reacción.
El documento describe la teoría atómica desde sus orígenes en la antigüedad hasta los modelos atómicos modernos. Explica las leyes clásicas de la química establecidas por Lavoisier, Proust y Dalton y los descubrimientos de Thomson, Rutherford y Bohr que llevaron al entendimiento moderno del átomo como un núcleo central rodeado por electrones. También describe la estructura del átomo y conceptos como número atómico, masa atómica e isótopos.
Este documento describe las disoluciones químicas, incluyendo sus componentes principales (soluto y solvente), ejemplos comunes, y clasificaciones. Las disoluciones se pueden clasificar por su estado como sólidas, líquidas o gaseosas, y por su concentración como diluidas, concentradas o supersaturadas. También introduce varias unidades para medir la concentración de una disolución, como la molaridad, molalidad y normalidad.
El documento describe los factores que afectan la velocidad de una reacción química. Explica que la velocidad depende de la teoría de colisiones entre moléculas y la energía de activación requerida. Los factores incluyen el estado físico y concentración de los reactivos, la temperatura, y la presencia de catalizadores, los cuales pueden aumentar o disminuir la energía de activación necesaria.
Este documento describe conceptos clave sobre reacciones químicas y ecuaciones químicas. Explica que las ecuaciones químicas muestran los cambios que ocurren en una reacción y deben estar ajustadas para conservar la masa y la carga. También describe cómo los coeficientes estequiométricos indican la proporción de sustancias involucradas y cómo esta información puede usarse para realizar cálculos sobre masas, volúmenes y moles de reactivos y productos. Además, cubre cálculos estequiomé
Este documento describe las diferentes formas de nombrar compuestos inorgánicos binarios en los sistemas de nomenclatura clásico, IUPAC y estequiométrico. Explica cómo nombrar óxidos, anhídridos, hidruros, hidracidos y otros compuestos formados por un metal y un no metal o dos no metales, así como compuestos binarios hidrogenados y aleaciones y amalgamas de metales.
Este documento presenta las leyes fundamentales de los gases y la teoría cinética de los gases. Explica brevemente el estado gaseoso, las medidas en gases y resume las leyes de Avogadro, Boyle y Mariotte, y Charles y Gay-Lussac. También describe la ecuación general de los gases ideales y el modelo molecular que explica estas leyes en términos del movimiento y colisiones de las partículas que componen los gases.
Este documento describe las disoluciones químicas, incluyendo sus componentes principales (soluto y solvente), ejemplos comunes, y clasificaciones. Las disoluciones se pueden clasificar por su estado como sólidas, líquidas o gaseosas, y por su concentración como diluidas, concentradas o supersaturadas. También introduce varias unidades para medir la concentración de una disolución, como la molaridad, molalidad y normalidad.
Este documento describe los conceptos básicos de los gases. Explica que un gas llena completamente su recipiente y se mueve libremente, y describe la teoría cinética de los gases y cómo las moléculas se mueven en todas direcciones. También resume la ley de los gases ideales, que relaciona la presión, el volumen y la temperatura de un gas, así como procesos como los isobáricos, isotérmicos e isocóricos. Finalmente, discute la hipótesis de Avogadro y las diferencias entre gases ideales y
Examen de Selectividad. Geografía junio 2024 (Convocatoria Ordinaria). UCLMJuan Martín Martín
Examen de Selectividad de la EvAU de Geografía de junio de 2023 en Castilla La Mancha. UCLM . (Convocatoria ordinaria)
Más información en el Blog de Geografía de Juan Martín Martín
http://blogdegeografiadejuan.blogspot.com/
Este documento presenta un examen de geografía para el Acceso a la universidad (EVAU). Consta de cuatro secciones. La primera sección ofrece tres ejercicios prácticos sobre paisajes, mapas o hábitats. La segunda sección contiene preguntas teóricas sobre unidades de relieve, transporte o demografía. La tercera sección pide definir conceptos geográficos. La cuarta sección implica identificar elementos geográficos en un mapa. El examen evalúa conocimientos fundamentales de geografía.
José Luis Jiménez Rodríguez
Junio 2024.
“La pedagogía es la metodología de la educación. Constituye una problemática de medios y fines, y en esa problemática estudia las situaciones educativas, las selecciona y luego organiza y asegura su explotación situacional”. Louis Not. 1993.
2. Contenidos 2
1.- Concepto de equilibrio químico.
1.1. Características. Aspecto dinámico de las
reacciones químicas.
2.- Ley de acción de masas. KC.
3.- Grado de disociación α.
3.1. Relación KC con α.
4.- Kp. Relación con Kc
4.1. Magnitud de las constantes de equilibrio.
5.- Cociente de reacción.
6.- Modificaciones del equilibrio. Principio
de Le Chatelier.
6.1. Concentración en reactivos y productos.
6.2. Cambios de presión y temperatura.
6.3. Principio de Le Chatelier.
6.4. Importacia en procesos industriales.
3. 3
¿Qué es un equilibrio químico?
Es una reacción que nunca llega a
completarse, pues se produce en
ambos sentidos (los reactivos forman
productos, y a su vez, éstos forman de
nuevo reactivos).
Cuando las concentraciones de cada
una de las sustancias que intervienen
(reactivos o productos) se estabiliza se
llega al
EQUILIBRIO QUÍMICO.
7. 7
Constante de equilibrio (Kc)
En una reacción cualquiera:
aA+bBcC+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 concentración
constante y por tanto, se integran en la
constante de equilibrio.
8. 8
Constante de equilibrio (Kc)
En la reacción anterior:
H2(g)+ I2(g) 2 HI (g)
2
[HI ]
Kc =
[H 2 ] × [ I 2 ]
El valor de KC, dada su expresión,
depende de cómo se ajuste la reacción.
Es decir, si la reacción anterior la
hubiéramos ajustado como: ½ H2(g) +
½ I2(g) HI (g), la constante valdría la
9. Ejemplo: Tengamos el equilibrio: 2 SO2(g) + O2(g)
9
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. iniciales Concentr. equilibrio
(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
Exp 5 0,15 0,40 0,25 0,037 0,343 0,363 280,6
11. Ejercicio A: Escribir las expresiones de KC para
11
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).
[NO2 ]2
a) K c = c) K c = [CO2 ]
[N2O4 ]
[NOCl ]2
b) K c = d) K c = [CO2 ] × [H2O ]
[NO ]2 × [Cl 2 ]
12. 12
Significado del valor de Kc
tiempo tiempo
concentración
KC ≈ 100
nó c art nec noc
i KC > 105
KC < 10-2
nec noc
tiempo
13. Ejemplo: En un recipiente de 10 litros se 13
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), determinar las
concentraciones de N2 e H2 en el equilibrio y la
constante Kc.
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
14. Ejercicio B: En un recipiente de 250 ml se 14
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..
Equilibrio: PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g)
Moles inic.: 3/208,2 0 0
Moles equil. 0,0144 – x x x
0,0144 − x x x
conc. eq(mol/l)
0,25 0,25 0,25
x x
g
[PCl 3 ] × [Cl 2 ] 0,25 0,25
KC = = = 0,48 ⇒ x = 0,0130
[PCl 5 ] 0,0144 − x
0,25
Moles equil. 0,0014 0,013 0,013
15. 15
Constante de equilibrio (Kp)
En las reacciones en que intervengan
gases es mas sencillo medir presiones
parciales que concentraciones:
aA+bB cC+dD
y se observa la constancia de Kp viene
definida por:
pC × pD
c d
KP = a
pA × pD
d
16. 16
Constante de equilibrio (Kp)
En la reacción vista anteriormente:
2 SO2(g) + O2(g) 2 SO3(g)
p(SO3)2
Kp = ———————
p(SO2)2 · p(O2)
De la ecuación general de los gases:
p ·V = n ·R·T se obtiene:
n
p = ·R ·T = concentración · R · T
V
[SO3] 2 (RT)2
Kp = —————————— = Kc · (RT)–1
[SO2] 2 (RT)2 · [O2] (RT)
17. 17
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 )
18. 18
Ejemplo: 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 ——2 · 0,082 ——— ·1000K
–2
=
mol · mol · K
Kp = 2,97 · 10–6 atm–2
19. Problema
Problema
Selectividad
Ejercicio C: La constante de equilibrio19 la
de
Selectividad
(Junio 97)
(Junio 97) 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.
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
20. Problema
Problema
Selectividad
Ejercicio C (cont): La constante de equilibrio
20
Selectividad
(Junio 97)
(Junio 97) 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.
Equilibrio: N2O4 2 NO2
conc. Inic. (M) 0,38 0
conc. Equil. (M) 0,20 0,36
pTOTAL = ([N2O4]eq + [NO2]eq)·R·T =
0,082 atm·L
(0,20 M + 0,36 M) · ————— ·318 K = 14,6 atm
mol ·K
21. 21
Magnitud de Kc y Kp.
El valor de ambas constantes puede variar
entre límites bastante grandes:
H2(g) + Cl2(g) 2 HCl (g)
Kc (298 K) = 2,5 ·1033
La reacción está muy desplazada a la
derecha.
H2(g) + I2(g) 2 HI(g)
Kc (698 K) = 55,0
Se trata de un verdadero equilibrio.
N2(g) + O2(g) 2 NO (g)
Kc (298 K) = 5,3 ·10–31
La reacción está muy desplazada a la izquierda,
22. 22
Grado de disociación (α).
Se utiliza en aquellas reacciones en
las que existe un único reactivo que
se disocia en dos o más.
Es la fracción de un mol que se
disocia (tanto por 1).
En consecuencia, el % de sustancia
disociada es igual a 100 · α.
23. Ejemplo: En un matraz de 5 litros se introducen
23
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?
a) Equilibrio: PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g)
Moles inic.: 2 1 0
Moles equil. 2– x 1+x x
conc. eq(mol/l)(2– x)/5 (1 + x)/5 x/5
[PCl3] · [Cl2] (1+x)/5 ·x/5
Kc = —————— = —————— = 0,042
[PCl5] (2– x)/5
De donde se deduce que x = 0,28 moles
24. Ejemplo (cont): En un matraz de 5 litros se
24
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?
[PCl5] = (2– 0,28)/5 = 0,342 mol/l
[PCl3] = (1+ 0,28)/5 = 0,256 mol/l
[Cl2] = 0,28 /5 = 0,056 mol/l
b) Si de 2 moles de PCl5 se disocian 0,28
moles en PCl3 y Cl2, de cada mol de PCl5 se
disociarán 0,14. Por tanto, α = 0,14, lo que
0,14
viene a decir que el PCl5 se ha disociado en
25. 25
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 ·α2
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 ·α2
26. Ejemplo: En un matraz de 5 litros se introducen
26
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?
a) Equilibrio: PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g)
Conc. inic.: 2/5 1/5 0
conc. eq(mol/l) 0,4(1–α) 0,2+0,4 ·α 0,4 ·α
[PCl3] · [Cl2] (0,2+0,4 ·α)· 0,4 ·α
Kc = —————— = ————————— = 0,042
[PCl5] 0,4(1–α)
b) En este caso y dado el valor de la constante
no debe despreciarse α frente a 1, por lo que
deberíamos resolver el sistema:
27. EjercicioD: En el equilibrio anterior (Kc = 27
0,042):
PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g) ¿cuál sería el grado de
disociación y el número de moles en el equilibrio
de las tres sustancias si pusiéramos únicamente 2
moles de PCl5(g) en los 5 litros del matraz?
Equilibrio: PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g)
Conc. inic.: 2/5 0 0
conc. eq(mol/l) 0,4(1–α) 0,4 ·α 0,4 ·α
[PCl3] · [Cl2] 0,4 ·α2
Kc = —————— = ———— = 0,042
[PCl5] (1–α)
En este caso y dado el valor de la constante
no debe despreciarse α frente a 1, por lo que
deberíamos resolver el sistema:
α = 0,276
28. EjercicioD (cont): En el equilibrio anterior
28
(Kc = 0,042): PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g) ¿cuál
sería el grado de disociación y el número de
moles en el equilibrio de las tres sustancias si
pusiéramos únicamente2 moles de PCl5(g) en los
5 litros del matraz?
Como α = 0,276
[PCl5] = 0,4 mol/l · (1– 0,276) = 0,29 mol/l
[PCl3] = 0,4 mol/l · 0,276 = 0,11 mol/l
[Cl2] = 0,4 mol/l · 0,276 = 0,11 mol/l
n(PCl5) = 0,29 mol/l · 5 l = 1,45 moles
0,55 moles
n(PCl3) = 0,11 mol/l · 5 l =
0,55 moles
n(Cl2) = 0,11 mol/l · 5 l =
29. EjercicioE: A 450 ºC y 10 atm de presión 29 NH3
el
(g) está disociado en un 95,7 % según la reacción:
2 NH3 (g) N2 (g) + 3 H2 (g). Calcular KC y KP a
dicha temperatura.
2 NH3 (g) N2 (g) + 3 H2 (g)
n inic. (mol) n 0 0
n equil. (mol) n(1–α) nα/2 3nα/2
0,043 n 0,4785 n 1,4355 n
ntotal = 0,043 n + 0,4785 n + 1,4355 n = 1,957 n
La presión parcial depende de la fracción molar
n(NH3) 0,043 n
p(NH3) = ——— ·ptotal = ——— ·10 atm = 0,22 atm
ntotal 1,957 n
Análogamente:
p(N2) = (0,4785/1,957) ·10 atm = 2,445 atm
p(H2) = (1,4355 /1,957) ·10 atm = 7,335 atm.
30. EjercicioE (cont): A 450 ºC y 10 atm de 30
presión
el NH3 (g) está disociado en un 95,7 % según la
reacción: 2 NH3 (g) N2 (g) + 3 H2 (g). Calcular
KC y KP a dicha temperatura.
p(NH3) = 0,22 atm;
p(N2) = 2,445 atm;
p(H2) = 7,335 atm.
p(H2)3 p(N2) (7,335 atm)3 · 2,445 atm
Kp = ————— = ——————————— =
p(NH3)2 (0,22 atm)2
KP = 1,99·104atm2
KP 1,99·104 atm2
KC= ——— = ————————————— = 5,66 M2
(RT)2 (0,082 atm·M–1 ·K–1)2 ·(723 K)2
31. También puede resolverse: 31
2 NH3 (g) N2 (g) + 3 H2 (g)
Conc inic. (M) c 0 0
Conc. Equil. (M) c (1–α) cα/2 3cα/2
0,043 c 0,4785 c 1,4355 c
La presión total depende del nº de moles total y por
tanto de la concentración total:
ctotal = 0,043 c + 0,4785 c + 1,4355 c = 1,957 c
Aplicando la ley de los gases: ctotal = p / R ·T
ctotal =10 atm / (0,082 atm·l/mol·K) ·723K = 0,169 M
⇒ c = ctotal/ 1,957 = 0,086 M
[NH3] = 0,043 ·0,086 M = 3,7 · 10–3 M
Igualmente [N2] = 4,1 ·10–2 M y [H2] = 0,123 M
[H2]3 · [N2] (0,123 M)3 · 4,1 ·10–2 M
Kc = ————— = —————————— = 5,6 M2
[NH3]2 (3,7 · 10–3 M)2
KP = Kc·(RT)∆n = 5,6 ·M2 (0,082 atm·M–1·K–1 ·723 K) 2 =
32. 32
Cociente de reacción (Q)
En una reacción cualquiera:
aA+bBcC+dD
se llama cociente de reacción a:
[C ]c × [D ]d
Q=
[ A]a × [B]b
Tiene la misma fórmula que la Kc pero
a diferencia que las concentraciones
no tienen porqué ser las del equilibrio.
33. 33
Cociente de reacción (Q) (cont)
Si Q = Kc entonces el sistema está en
equilibrio.
Si Q < Kc el sistema evolucionará hacia la
derecha, es decir, aumentarán las
concentraciones de los productos y
disminuirán las de los reactivos hasta que Q
se iguale con Kc.
Ver Si Q > Kc el sistema evolucionará hacia la
Le Chat
(simulación
izquierda, es decir, aumentarán las
equilibrio) concentraciones de los reactivos y
disminuirán las de los productos hasta que
Q se iguale con Kc
34. Ejemplo: En un recipiente de 3 litros se introducen
34
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?
a)
[H2] · [I2] 0,3/3 · 0,3/3
Q = —————— = —————— = 0,25
[HI]2 (0,6/3)2
Como Q > Kc el sistema no se encuentra en
equilibrio y la reacción se desplazará hacia
la izquierda.
35. Ejemplo (cont): En un recipiente de 3 litros se
35
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?
b)
Equilibrio: 2 HI(g) I2(g) + H2(g)
Moles inic.: 0,6 0,3 0,3
Moles equil. 0,6 + 2 x 0,3 – x 0,3 – x
0,6 + 2 x 0,3 – x 0,3 – x
conc. eq(mol/l) ———— ———— ————
3 3 3
36. 36
Ejemplo (cont): b) Caso de no encontrarse,
¿cuantos moles de HI, H2 e I2 habrá en el
equilibrio?
0,3 – x 0,3 – x
——— · ———
3 3
Kc = ————————— = 0,022
0,6 + 2 x 2
————
3
Resolviendo se obtiene que: x= 0,163 moles
Equil: 2 HI(g) I2(g) + H2(g)
Mol eq: 0,6+2·0,163 0,3–0,163 0,3–0,163
n(HI) = 0,93 mol
n(I2) = 0,14 mol
n(H2) = 0,14 mol
37. 37
Modificaciones del equilibrio
Si un sistema se encuentra en
equilibrio (Q = Kc) y se produce una
perturbación:
– Cambio en la concentración de alguno
de los reactivos o productos.
– Cambio en la presión (o volumen)
– Cambio en la temperatura.
El sistema deja de estar en
equilibrio y trata de volver a él.
38. Cambio en la concentración de 38
alguno de los reactivos o productos.
Si una vez establecido un equilibrio se varía
la concentración algún reactivo o producto el
equilibrio desaparece y se tiende hacia un
nuevo equilibrio.
Las concentraciones iniciales de este nuevo
equilibrio son las del equilibrio anterior con
las variaciones que se hayan introducido.
Lógicamente, la constante del nuevo
equilibrio es la misma, por lo que si aumenta
[ reactivos], Q↓ y la manera de volver a
igualarse a KC sería que [ reactivos] ↓ (en
cantidades estequiométricas) y, en
39. Ejemplo: En el equilibrio anterior: 39
PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g) ya sabemos que
partiendo de 2 moles de PCl5(g) en un volumen
de 5 litros, el equilibrio se conseguía con 1,45
moles de PCl5, 0,55 moles de PCl3 y 0,55 moles
de Cl2 ¿cuántos moles habrá en el nuevo
equilibrio si una vez alcanzado el primero
añadimos 1 mol de Cl2 al matraz? (Kc = 0,042)
Equilibrio: PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g)
Moles inic.: 1,45 0,55 1,55
Moles equil. 1,45 + x 0,55 – x 1,55– x
1,45 + x 0,55 – x 1,55– x
conc. eq(mol/l) ———— ———— ————
5 5 5
40. 0,55 – x 1,55– x 40
———— · ———
5 5
Kc = ————————— = 0,042
1,45 + x
————
5
Resolviendo: x = 0,268
Equilibrio: PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g)
neq (mol) 1,45+0,268 0,55–0,268 1,55–0,268
1,718 0,282 1,282
conc (mol/l) 0,3436 0,0564 0,2564
El equilibrio se ha desplazado a la izquierda.
Se puede comprobar como:
0,0564 M · 0,2564 M
————————— = 0,042
41. 41
Cambio en la presión
(o volumen)
En cualquier equilibrio en el que haya un
cambio en el número de moles entre
reactivos y productos como por ejemplo :
A B+ C (en el caso de una
disociación es un aumento del número de
moles) ya se vio que Kc ≅ c ·α2
Al aumentar “p” (o disminuir el volumen)
aumenta la concentración y eso lleva
consigo una menor “α”, es decir, el equilibrio
se desplaza hacia la izquierda que es donde
menos moles hay.
42. 42
Cambio en la presión
(o volumen) (continuación)
Este desplazamiento del equilibrio hacia
donde menos moles haya al aumentar la
presión es válido y generalizable para
cualquier equilibrio en el que intervengan
gases .
Lógicamente, si la presión disminuye, el
efecto es el contrario.
Si el número de moles total de reactivos es
igual al de productos (a+b =c+d) se pueden
eliminar todos los volúmenes en la expresión
de Kc, con lo que éste no afecta al equilibrio
(y por tanto, tampoco la presión).
43. Problema
Problema Ejemplo: Una mezcla gaseosa constituida43
inicial-
Selectividad
Selectividad
(Junio 98)
(Junio 98)
mente por 3,5 moles de hidrógeno y 2,5 de yodo, se
calienta a 400ºC con lo que al alcanzar el equilibrio
se obtienen 4.5 moles de HI, siendo el volumen del
recipiente de reacción de 10 litros. Calcule: a) El
valor de las constantes de equilibrio Kc y Kp; b) La
concentración de los compuestos si el volumen se
reduce a la mitad manteniendo constante la
temperatura a 400ºC.
a) Equilibrio: H2 (g) + I2 (g) 2 HI (g)
Moles inic.: 3,5 2,5 0
Moles reac: 2,25 2,25 (4,5)
Moles equil. 1,25 0,25 4,5
conc. eq(mol/l) 0,125 0,025 0,45
[HI]2 0,452 M2
Kc = ———— = ————————— = 64,8
[H2] · [I2] 0,125 M · 0,025 M
K = K · (RT)0 = 64,8
44. Problema
Problema 44
Selectividad
Selectividad
(Junio 98)
(Junio 98)
Ejemplo (cont): b) La concentración de los
compuestos si el volumen se reduce a la mitad
manteniendo constante la temperatura a 400ºC.
b) En este caso el volumen no influye en el equilibrio,
pues al haber el mismo nº de moles de reactivos y
productos, se eliminan todas las “V” en la expresión
de KC.
Por tanto, las concentraciones de reactivos y
productos, simplemente se duplican:
[H2] = 1,25 mol/5 L = 0,250 M
[I2] = 0,25 mol/5 L = 0, 050 M
[HI] =4,5 mol/ 5 L = 0,90 M
Se puede comprobar que:
[HI]2 (0,90 M)2
Kc = ———— = ———————— = 64,8
[H2] · [I2] 0,250 M · 0,050 M
45. 45
Cambio en la temperatura.
Se observa que, al aumentar T el sistema
se desplaza hacia donde se consuma
calor, es decir, hacia la izquierda en las
reacciones exotérmicas y hacia la
derecha en las endotérmicas.
Si disminuye T el sistema se desplaza
hacia donde se desprenda calor (derecha
en las exotérmicas e izquierda en las
endotérmicas).
46. Ejemplo: ¿Hacia dónde se desplazará 46
el equilibrio al: a) disminuir la presión?
b) aumentar la temperatura?
H2O(g) + C(s) CO(g) + H2(g) (∆H > 0)
Hay que tener en cuenta que las concentraciones
de los sólidos ya están incluidas en la Kc por ser
constantes.
[CO] · [H2]
Kc = ——————
[H2O]
a) Al p↓ el equilibrio → (donde más moles de
gases hay: 1 de CO + 1 de H2 frente a 1 sólo de
H2O)
b) Al T↑ el equilibrio también se desplaza hacia →
donde se consume calor por ser la reacción
endotérmica.
47. 47
Principio de Le Chatelier
“Un cambio o perturbación en
cualquiera de las variables que
determinan el estado de equilibrio
químico produce un desplazamiento
del equilibrio en el sentido de
contrarrestar o minimizar el efecto
causado por la perturbación”.
48. M48
MU
Variaciones en el equilibrio IM UY
IM Y
PO
PO
RT
RT
AN
AN
∆ [reactivos] > 0 → TE
TE
∆ [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
49. Importancia en procesos 49
industriales.
Es muy importante en la industria el saber
qué condiciones favorecen el desplaza-
miento de un equilibrio hacia la formación
de un producto, pues se conseguirá un
mayor rendimiento, en dicho proceso.
En la síntesis de Haber en la formación de
amoniaco [N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)],
exotérmica, la formación de amoniaco está
favorecida por altas presiones y por una
baja temperatura. Por ello esta reacción se
lleva a cabo a altísima presión y a una
temperatura relativamente baja, aunque no
puede ser muy baja para que la reacción no
sea muy lenta. Hay que mantener un
equilibrio entre rendimiento y tiempo
de reacción.
50. 50
Equilibrios heterogéneos
Se habla de reacción homogénea cuando
tanto reactivos como productos se
encuentran en el mismo estado físico. En
cambio, si entre las sustancias que
intervienen en la reacción se distinguen
varias fases o estados físicos, hablaremos
de reacciones heterogéneas.
Por ejemplo, la reacción:
CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) se trata de un
equilibrio heterogéneo.
Aplicando la ley de acción de masas se
cumplirá que:
[CaO ] × [CO2 ]
= K (constante)
[CaCO3 ]
51. 51
Equilibrios heterogéneos (cont).
Sin embargo, las concentraciones (n/V) de
ambas sustancias sólidas (CaCO3 y CaO) son
constantes, al igual que las densidades de
sustancias puras (m/V) son también constantes.
Por ello, agrupando las constantes en una sola a
la que llamaremos KC se tiene: KC = [CO2]
Análogamente: KP = p(CO2)
¡ATENCIÓN!: En la expresión de KC de la ley de
acción de masas sólo aparecen las
concentraciones de gases y sustancias en
disolución, mientras que en la expresión de KP
únicamente aparecen las presiones parciales de
las sustancias gaseosas.
52. Ejemplo: En un recipiente se introduce cierta 52
cantidad
de carbamato amónico, NH4CO2NH2 sólido que se
disocia en amoniaco y dióxido de carbono cuando se
evapora a 25ºC. Sabiendo que la constante KP para el
equilibrio NH4CO2NH2(s) 2 NH3(g) + CO2(g) y a esa
temperatura vale 2,3·10-4. Calcular KC y las presiones
parciales en el equilibrio.
Equilibrio: NH4CO2NH2(s) 2 NH3(g) + CO2(g)
n(mol) equil. n–x 2x x
Luego p(NH3) = 2 p(CO2) ya que la presión parcial es
directamente proporcional al nº de moles.
KP = 2,3x10-4 = p(NH3)2 x p(CO2) = 4p(CO2)3
Despejando se obtiene que: p(CO2) = 0,039 atm ⇒:
p(NH3) = 0,078 atm.
KP 2,3 × 10 −4
KC = = = 1,57 × 10-8
(RT )n (0,082 × 298)3
53. 53
Reacciones de precipitación.
Son reacciones de equilibrio heterogéneo
sólido-líquido.
La fase sólida contiene una sustancia poco
soluble (normalmente una sal)
La fase líquida contiene los iones producidos
en la disociación de la sustancia sólida.
Normalmente el disolvente suele tratarse de
agua.
54. 54
Solubilidad (s).
Es la máxima concentración molar de soluto en
un determinado disolvente, es decir, la
molaridad de la disolución saturada de dicho
soluto.
Depende de:
– La temperatura. Normalmente es mayor a mayor
temperatura debido a la mayor energía del cristal para
romper uniones entre iones.
– Energía reticular. Si la energía de solvatación es
mayor que la reticular U se favorece la disolución. A
mayor carácter covalente mayor U y por tanto menor
solubilidad.
– La entropía. Al diluirse una sal se produce un sistema
más desordenado por lo que aunque energéticamente
no esté favorecida la disolución ésta puede llegar a
55. 55
Producto de solubilidad (KS o PS)
en elctrolitos de tipo AB.
En un electrolito de tipo AB el equilibrio de
solubilidad viene determinado por:
AB(s) A+(ac) + B−(ac)
Conc. inic. (mol/l): c 0 0
Conc. eq. (mol/l): c s s
La concentración del sólido permanece constante.
Y la constante de equilibrio tiene la expresión:
KS = s × s = s 2
⇒ s = KS
Ejemplo: AgCl(s) Ag+(ac) + Cl −(ac)
KS = [Ag+] x [Cl−] = s2
“s” es la solubilidad de la sal.
56. Ejemplo: Deduce si se formará precipitado de
56
cloruro de plata cuyo KS = 1,7 x 10-10 a 25ºC al añadir a
250 cm3 de cloruro de sodio 0,02 M 50 cm3 de nitrato
de plata 0,5 M.
AgCl(s) Ag+(ac) + Cl−(ac)
KS = [Ag+] x [Cl−] = s2
n(Cl−) = 0,25 L x 0,02 mol/L = 0,005 mol
− 0,005mol
[Cl ] = = 0,0167M
0,25L + 0,05L
Igualmente: n(Ag+) = 0,05 L x 0,5 mol/L = 0,025 mol
+ 0,025mol
[Ag ] = = 0,0833M
0,25L + 0,05 L
[Ag+] x [Cl−] = 0,0167 M x 0,0833 M =1,39 x 10−3 M2
Como [Ag+] x [Cl−] > KS entonces precipitará.
57. 57
Producto de solubilidad en otro
tipo de electrolito.
Tipo A2B: A2B (s) 2 A+(ac) + B2−(ac)
Conc. inic. (mol/l): c 0 0
Conc. eq. (mol/l): c 2s s
Y la constante de equilibrio tiene la expresión:
K S = (2s ) 2 × s = 4s 3 ⇒ s = 3 KS
4
Las misma expresión será para electrolitos tipo AB2.
Tipo AaBb: AaBb (s) a Ab+(ac) + b Ba−(ac)
Conc. inic. (mol/l): c 0 0
Conc. eq. (mol/l): c as bs
KS
K S = (as ) a × (bs )b = a ab b s a +b ⇒ s= a +b
a a bb
58. 58
Factores que afectan a la solubilidad
Además de la temperatura, existen otro
factores que influyen en la solubilidad por
afectar a la concentración de uno de los
iones de un electrolito poco soluble.
Estos son:
– Efecto ion común.
• Formación de un ácido débil.
• Formación de una base débil.
– pH.
– Formación de complejos estables.
– Reacciones redox.
59. 59
Efecto ion común.
Si a una disolución saturada de un
electrolito poco soluble añadimos otra
sustancia que aporta uno de los iones, la
concentración de éste aumentará.
Lógicamente, la concentración del otro ion
deberá disminuir para que el producto de las
concentraciones de ambos permanezca
constante.
Como el equilibrio se desplaza a la
izquierda la solubilidad, que mide la máxima
concentración de soluto disuelto, disminuirá
en consecuencia.
60. 60
Ejemplo: ¿Cuál será la solubilidad del cloruro
de plata si añadimos nitrato de plata hasta una
concentración final 0,002 M?
AgCl(s) Ag+(ac) + Cl −(ac)
KS = 1,7 x 10-10 = [Ag+] x [Cl−] = s2
s = [Ag+ ] = [Cl− ] = K S = 1 × 10 −10 = 1,3 × 10 −5 M
,7
Al añadir el AgNO3, la [Ag+] sube hasta 2 x10−3 M,
pues se puede despreciar la concentración que
había antes.
En consecuencia, el equilibrio se desplaza a la
izquierda y la [Cl−], es decir,10 nueva solubilidad,
− la
− KS 1,7 × 10
s = [Cl ] =
debe disminuir.+ = = 8, 5 × 10−8 M
[ Ag ] 2 × 10 −3
61. Ejercicio: En equilibrio de disolución de bromuro de
61
plata cuya Ks=5,2 x 10−13 ¿cuál será la nueva solubilidad
a ½ litro de disolución saturada 0,2 ml de una disolución
0,001 M de bromuro de potasio?
Equilibrio: AgBr (s) Ag+(ac) + Br−(ac)
Conc. eq. (mol/l): c s s
KS = 5,2 x 10−13 = [Ag+] x [Br−] = s2
s = [ Ag + ] = [Br − ] = K S = 5,2 × 10 −13 = 7,2 × 10 −7 M
n(Br−)0 = 0,5 L x7,2x10−7 mol/L = 3,6x10−7 mol
n(Br−)añad = 0,0002 L x 0,001 mol/L = 2x10−7 mol
Conc. inic. (mol/l): c 7,2x10−7 1,12x10−6
Conc. eq. (mol/l): c 7,2x10−7 −x 1,12x10−6 −x
KS = 5,2 x 10−13 = (7,2x10−7 −x)·(1,12x10−6 −x)
De donde x = 3,2 x 10−7
s’ = (7,2 x 10−7 −3,2 x 10−7) M = 4,0 x10−7 M
62. Influencia del pH por formación
62
de un ácido débil.
Equilibrio solubil: AB(s) A− (ac) + B+ (ac)
Equilibrio acidez: HA(ac) A− (ac) + H+ (ac)
Si el anión A− en que se disocia un electrolito
poco soluble forma un ácido débil HA, al aumen-
tar la acidez o [H+] el equilibrio de disociación del
ácido se desplazará hacia la izquierda.
En consecuencia, disminuirá [A−], con lo que se
solubilizará más electrolito AB.
Ejemplo: al añadir un ácido fuerte sobre el
ZnCO3, se formará H2CO3, ácido débil, y al
disminuir [CO32−], se disolverá más ZnCO3,
pudiéndose llegar a disolver por completo.
63. Cambio en la solubilidad por
63
formación de una base débil.
Suele producirse a partir de sales solubles que
contienen el catión NH4+.
NH4Cl(s) Cl− (ac) + NH4+ (ac)
Los NH4+ reaccionan con los OH− formándose
NH4OH al desplazar el equilibrio de la base hacia
la izquierda.
Equil base: NH4OH (ac) NH4+ (ac) + OH− (ac)
Es el método usual de disolver hidróxidos poco
solubles tales como el Mg(OH)2.
Equil. Solub.: Mg2+(ac) + 2 OH−(ac).
En consecuencia, disminuirá [OH−], con lo que se
64. 64
Formación de un complejo estable.
Un ion complejo es un ion formado por más de
un átomo o grupo de átomos.
Ejemplos: [Al(OH)4]−, [Zn(CN)4]2−, [AlF6]3− ,
[Ag(NH3)2]+.
De esta manera, se pueden disolver precipita-
dos añadiendo, por ejemplo, cianuro de sodio a
electrolitos insolubles de cinc como el Zn(OH)2,
ya que al formarse el catión [Zn(CN)4]2 −, que es
muy estable.
Así, disminuirá drásticamente la concentración
de Zn2+, con lo que se disolverá más Zn(OH)2.
Igualmente, pueden disolverse precipitados de
65. 65
Oxidación o reducción de iones.
Si alguno de los iones que intervienen en un
equilibrio de solubilidad se oxida o se
reduce como consecuencia de añadir un
oxidante o reductor, la concentración de
este ion disminuirá.
En consecuencia, el equilibrio del electrolito
insoluble se desplazará hacia al derecha,
disolviéndose en mayor cantidad.
Ejemplo: El CuS se disuelve fácilmente en
ácido nítrico, ya que éste es oxidante y
oxida el S2− a S0.
3 CuS + 2 NO3− + 8 H+
3 S0 + 3 Cu2+ + 2 NO + 4 H2O