Equilibrio Quimico 2015-1

8/17/2019 Equilibrio Quimico 2015-1

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Prof. Marisabel Vivas Morales

Química General II

Semestre 2015 1

Universidad Nacional Experimental del Táchira

Departamento de Química

EQUILIBRIO Q UÍMICO

1


2/42

Equilibrio

Mecánico TérmicoMaterial

QuímicoFísicoReacciones

Químicas

1 2 / 0 1 / 2 0 1 6

0 5 : 5 7 p.m.

2

http://www.quimicaweb.net/grupo_trabajo_fyq3/tema6/imagenes/quimica.jpghttp://www.quimicaweb.net/grupo_trabajo_fyq3/tema6/imagenes/quimica.jpghttp://www.quimicaweb.net/grupo_trabajo_fyq3/tema6/imagenes/quimica.jpghttp://images.google.co.ve/imgres?imgurl=http://www.catedu.es/cienciaragon/images/stories/secciones/reaccquimica.jpg&imgrefurl=http://www.catedu.es/cienciaragon/index.php?option=com_content&task=view&id=24&Itemid=44&usg=__q2TNel9a0kim1ltiVHqNPyKUvFk=&h=298&w=232&sz=13&hl=es&start=3&um=1&tbnid=qed8ElfACZKKpM:&tbnh=116&tbnw=90&prev=/images?q=reacci%C3%B3n+quimica&hl=es&rlz=1T4GZEZ_esVE330VE330&um=1http://images.google.co.ve/imgres?imgurl=http://www.catedu.es/cienciaragon/images/stories/secciones/reaccquimica.jpg&imgrefurl=http://www.catedu.es/cienciaragon/index.php?option=com_content&task=view&id=24&Itemid=44&usg=__q2TNel9a0kim1ltiVHqNPyKUvFk=&h=298&w=232&sz=13&hl=es&start=3&um=1&tbnid=qed8ElfACZKKpM:&tbnh=116&tbnw=90&prev=/images?q=reacci%C3%B3n+quimica&hl=es&rlz=1T4GZEZ_esVE330VE330&um=1


3/42

Reacción uímica

Reacción Irreversible.

Reacciones que ocurren solamente en una dirección.

2 HCl + Zn ZnCl2 + H2 (g)

C3H8 + 5 O2 3 CO2 + 4H2O (g)

1 2 / 0 1 / 2 0 1 6 1 7 : 5 7

3


4/42

Reacción Química

Reacción Reversible.

Reacciones que pueden ocurrir en ambas direcciones; es decir, no sólo los

reactivos se pueden convertir en productos sino que estos últimos puedendescomponerse en las sustancias originales.

CuSO4 + 5H2O CuSO4.5H2O (s)

CaCO3(s) CaO(s) + CO2 (g)

1 2 / 0 1 / 2 0 1 6 1

7 : 5 7

4


5/42

N2O4 (g) 2 NO2 (g)

Equilibrio Químico 1 2 / 0 1 / 2 0 1 6 1 7 : 5 7

5N2O4(g) 2NO2(g)N2O4(g) 2NO2(g)N2O4(g


6/42

1 2 / 0 1 / 2 0 1 6

1 7 : 5 7

N2O4 (g) 2 NO2 (g)


7/42

A partir de un momento dado las concentraciones de reactivos yproductos permanecen constantes en el tiempo.

No se consume completamente ningún reactivo.

Cuando las concentraciones permanecen constantes decimos que se haalcanzado Equilibrio Químico.

Importante.

Condición en la cual la concentración de todos los reactivos y los productos deja

de cambiar con el tiempo, que se establece cuando están ocurriendo dos

reacciones opuestas con la misma velocidad.

Equilibrio Químico


8/42

y

Equilibrio Dinámico

Equilibrio Químico

N2O4 (g) 2 NO2 (g)

2 NO2 (g) N2O4 (g)

N2O4 (g) 2 NO2 (g)

En el equilibrio químico se cumplen las siguientes condiciones:

Velocidad de Reacción Concentraciones


9/42

¿Como Expresarlo?

Existe una relación entre las

concentraciones de equilibrio de los reactivos

y productos.

Esta relación proporciona un valor

constante.

Para el caso de la reacción de tetraoxido

de nitrógeno.

Constante de Equilibrio

1 2 / 0 1 / 2 0 1 6 1

7 : 5 7

3

42

2

2 1063,4 xO N

NO K


10/42

Constante de Equilibrio

ba

d c

B A

DC Kc

a A + b B c C + d D

Donde:

• a, b, c y d son los coeficientes estequiométricos de la reacción.• A, B, C y D son las sustancias químicas involucradas en la reacción.• Los corchetes indican concentraciones molares de reactivos y productos, expresadas

como mol/L.

• Kc es la constante de equilibrio

Ley de Acción de

Masas.

DEPENDE de:

• Temperatura

• Estequiometria

NO DEPENDE de:

• Concentraciones iniciales de

los reactivos

• Sustancias inertes

1 2 / 0 1 / 2 0 1 6 1 7 : 5 7


11/42

EjemploEscriba la expresión matemática para la constante de los

siguientes equilibrios:

1.- N2 (g) + 3 H2 (g) NH3 (g)

2.- PCl5 (g) PCl3 (g) + Cl2 (g)

3.- NH3 (g) + O2 (g) NO2 (g) + H2O (g)

1 2 / 0 1 / 2 0 1 6 1 7 : 5 7


12/42

Es importante siempre asociar la constante de equilibrio con una ecuación

química definida.

2

2

2

2

31

OSO

SO K

)(32

g SO

)(2)(22

g g OSO

)(2)(22

g g OSO )(32 g SO

23

2

2

22

SO

OSO K

)(2)(2 24

g g OSO

)(34

g SO

224

2

4

33

OSO

SO K

La constante de equilibrio debe calcularse a partir de la ecuación

balanceada con los coeficientes estequimétricos más pequeños, con

la finalidad de fijar criterios homogéneos para su uso.

1.- El sentido en el que se escribe la reacción es arbitrario:

1

2

1

K

K

2.- Si se balancea la ecuación de forma diferente:

2

13 K K

1 2 / 0 1 / 2 0 1 6 1

7 : 5 7

12


13/42

3.- Si debe aplicar un procedimiento similar a la Ley de Hess:

A + B C + D

C + D E + F

A + B E + F

B A

DC K

1

DC

F E K

2

B A

F E K

3

Entonces:213 K K K

Ejemplo:

1 2 / 0 1 / 2 0 1 6 1 7 : 5 7

Dados los siguientes datos:

SO2(g) O2(g) + S(s) Kc = 2.5 x 10-53

SO3(g) 1/2O2(g) + SO2(g) Kc = 4.0 x 10-13

Calcula Kc para la siguiente reacción:

2S(s) + 3O2(g) 2SO3(g)


14/42

Equilibrio Homogéneo

42

22

O N

NO Kc

Kc Kp

Reacciones en las cuales todas las especies reactivas se encuentran en

la misma fase

N2O4 (g) 2NO2 (g)

gases

42

2

2

O N

NO

P

P Kp

Existe alguna relación entre ellas?

En función de las

concentraciones

molares

En función delas presiones

parciales de

cada gas.

1 2 / 0 1 / 2 0 1 6 1 7 : 5 7

1


15/42

y además

Sustituyendo la Presión en la ecuación de Kp

Relación entre Kc y Kp

n RT Kc Kp Con

Δn = b

–a.

moles de productos gaseosos – moles de reactivos gaseosos

concentraciones molares Presiones parciales Gas Ideal

ab

A B Kc a

A

b

B

P P Kp

V

nRT P

nRT PV

aba

A

b

B

a

A

b

B

RT

V n

V

n

V TRn

V

TRn

Kp

na

b

RT

A

B Kp

aA (g) bB(g)

1 2 / 0 1 / 2 0 1 6 1 7 : 5 7


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Ejemplo

Se lleva a cabo la siguiente reacción observando que al alcanzarse el

equilibrio existen el reactor de 23L, que esta a 950K, 5 mol de NO2 y 1,5mol de N2O4. Calcular los valores de Kc y Kp.

Se lleva a cabo la siguiente reacción observando que al alcanzarse el

equilibrio existen el reactor a una presión total de 5,38 atm: 0,753 mol deCO, 1,506 mol de H2 y 0,247 mol de CH3OH. Calcular el valor de Kp.

CO (g) + 2 H2 (g) CH3OH (g)

1 2 / 0 1 / 2 0 1 6 1

7 : 5 7

1

La presión de 10atm y temperatura de 1482,53K, lacomposición de equilibrio del vapor de sodio es: 71.30% enpeso de monómero y 28.70% de dímero. Calcular Kp parala reacción en las condiciones dadas.

2 Na(g) Na2(g)

N2O4 (g)2NO2 (g)

ilib i é


17/42

Reacciones reversible en las cuales intervienen reactivos y productos

en distintas fases.

CaCO3 (s) CaO (S) + CO2 (g)

Equilibrio Heterogéneo

3

2,

CaCO

COCaO Kc

La concentración de un sólido o líquido puro es constante a una T determinada

2,3 CO Kc Kc

CaO

CaCO

En General:

Si un sólido puro o un líquido puro

participa en un equilibrio heterogéneo,

su concentración se considera como

constante y no se incluye en la

expresión de equilibrio para lareacción.

A pesar de no aparecer en la expresión de

equilibrio los sólidos y líquidos deben

estar presentes para que se establezcael equilibrio.

1 2 / 0 1 / 2 0 1 6 1

7 : 5 7

1


18/42

Escriba la expresión de la constante de equilibrio Kc y Kp, asícomo la relación entre ellas si es el caso, para cada una de las

siguientes reacciones:

1. CH4(g) + 2 H2S (g) CS2(g) + 4 H2(g)

2. Ca(OH)2(ac) + CO2(g) CaCO3(s) + H2O(l)

3. NH3 (ac) + H2O(l) NH4+(ac) + OH-(ac)

4. 2 NaHCO3(s) Na2CO3(s) + CO2(g) + H2O(g)

5. Cu(s) + Cl2 (g) CuCl2 (s)

Ejemplo: 1 2 / 0 1 / 2 0 1 6 1 7 : 5 7

18


19/42

¿Que información proporciona laConstante de equilibrio?

1.- Significado del valor numérico de Kc

el producto de lasconcentraciones de los productos sonmayores que las de los reactivos.

el producto de la

concentración de los productos sonmenores que la de los reactivos.

el producto de lasconcentraciones de los productos soniguales a los de las reactivos.

la reacción indirecta

apenas transcurre solo existenproductos y cantidades muy pequeñas dereactivos.

la reacción directa apenastranscurre solo existen los reactivos ycantidades muy pequeñas de productos.

1 Kc

1 Kc

1 Kc

1 Kc

1 Kc

1 2 / 0 1 / 2 0 1 6 1

7 : 5 7


20/42

2.- Predice la dirección en la que procederá una mezcla de reacción

para alcanzar el equilibrio.

CO (g) + 2 H2 (g)

CH3OH (g) Si se comienza con los reactivos

Si se comienza con los productos

1 2 / 0 1 / 2 0 1 6 1 7 : 5 7

La reacción procede hacia laizquierda

La reacción procede hacia la derecha

Si se comienza con una mezcla de reactivos y productos.


21/42

Mediante el Cociente de Reacción Qc, sustituyendo en la ecuación de equilibrio las

concentraciones iniciales de reactivos y productos; y comparando con Kc, puede

obtenerse el sentido de la reacción.

22

3

inicial H CO

OH CH Qc

inicial

inicial

22

3

equil equil

equil

H CO

OH CH Kc

1 2 / 0 1 / 2 0 1 6 1 7 : 5 7

Cociente de Reacción

Q > Kc la reacción procede hacia laizquierda, Formación de Reactivos.

Q < Kc la reacción procede hacia laderecha, Formación de Productos

EquilibrioQc

Kc Qc

KcQc Kc

KcQ = 0

(solo reactivos)

Q =∞

(solo Productos)

Aumento de Q


22/42

3.- Permite calcular las concentraciones de reactivos y

productos una vez alcanzado el equilibrio

1.- Expresar las concentraciones en el equilibrio en función delas concentraciones iníciales y de una variable “X”.

X es el Cambio de Concentración.

2.- Escribir la expresión de Kc en términos de las

concentraciones en el equilibrio.Como se conoce el valor de Kc se despeja el valor de “X”

3.- Conocido el valor de x se pueden calcular las

Concentraciones de todas las especien una vez alcanzado elequilibrio.

1 2 / 0 1 / 2 0 1 6 1 7

: 5 7

22


23/42

x = Cambio de Concentración

En un recipiente de 5 L a 200 °C, entran 3 moles de nitrógeno y 4 de oxígeno y seespera hasta que se alcance el equilibrio según la reacción. Kc = 0,1

2 NO (g)N2 (g) + O2 (g)

Inicial (mol) 3 4 0

Cambio (mol) - x - x 2 x

Equilibrio (mol) 3 - x 4 - x 2 x

22

2

O N

NO Kc

Estequiometria

Sustituyendo las concentraciones

al equilibrio en la expresión de la

constante de equilibrio

5

4

5

3

52

1,0

2

x x

x

Kc

M = mol/L

resolviendo la ecuación cuadrática

para calcular el valor de x

4722,0 xlas concentraciones al equilibrio son:

Moles Molaridad

NO 2 x = 0,94 mol 0,188 M

N2 3 – x = 2,53 mol 0,506 M

O2 4- x = 3,53 mol 0,706 M

3

4

1 2 / 0 1 / 2 0 1 6 1

7 : 5 7

23


24/42

ProblemasLa Kp correspondiente a la reacción

Fe3O4 (s) + CO (g) 3 FeO (s) + CO2 (g) es 1,15 a 600°C.

Si la mezcla constituida inicialmente por 1 mol de Fe3O4, 2 moles de CO, 0,5 moles deFeO y 0,3 moles de CO2 fuese calentada hasta 600°C a la presión total constante de 5atm, ¿Cuál sería la cantidad en moles de cada sustancia en el equilibrio?.

La constante de equilibrio para la reacción es Kp = 1,05 a 250°C

PCl5 (g) PCl3 (g) + Cl2 (g)La reacción se inicia con una mezcla de PCl5 ,PCl3 y Cl2 cuyas presiones son 0,2 atm;

0,2 atm y 0,1 atm respectivamente a 250 °C. ¿Está la mezcla en equilibrio? Si no lo está,cuando se alcance cuales presiones habrán disminuido y cuales aumentado. Calcule sus

valores.

La constante de equilibrio Kc es igual a 2,00 a 300°C para la siguiente reacción

N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)

Se introduce una cierta cantidad de NH3, en un recipiente de 1,0L a 300°C. Cuando sealcanza el equilibrio se encontró que el recipiente contenía 2,00 moles de N2. ¿Cuántos

moles de NH3 se colocaron originalmente en el recipiente?

1 2 / 0 1 / 2 0 1 6 1

7 : 5 7


25/42

Pueden presentarse Diferentes Casos…

1) Dato = Kc.

2) Dato = moles de algún compuesto3) Dato = moles totales

4) Dato = presión parcial de algún compuesto.

5) Dato = presión total6) Dato = concentración de algún compuesto

7) Dato = gramos de algún compuesto

8) Dato = grado de disociación ()

inicialesmoles

disociadosmoles

Relación entre los moles de la sustancia descompuesta y los

moles iníciales de la misma. Es la fracción que se disocia por

cada mol

1 2 / 0 1 / 2 0 1 6 1 7

: 5 7

E í Lib C t t d E ilib i


26/42

Energía Libre y Constante de Equilibrio

S T H G

ΔG < 0 Reacción espontánea en sentido directo

ΔG = 0 El sistema esta en equilibrio.

ΔG > 0 Reacción no espontánea.

Debe aportarse trabajo para que

ocurra. Es espontánea en el sentido inverso.

Energía Libre Estándar de Reacción: es el cambio de energía libre en una

reacción cuando se lleva a cabo en condiciones estándar

reactivoso

f productoso

f

o GmGnG

a A + b B c C + d D

T = 25°C

1 2 / 0 1 / 2 0 1 6 1

7 : 5 7

2

E í Lib C t t d E ilib i


27/42

1 2 / 0 1 / 2 0 1 6 1

7 : 5 7

Energía Libre y Constante de EquilibrioUna reacción química tiene una tendencia espontanea hacia el equilibrio que es

medida por su energía libre (∆G), la cual representa la cantidad de energía disponible

para realizar trabajo.

Donde:

R = constante de los gasesideales (8,314J/K mol)

T = temperatura absoluta. (K)

Q = e reacción.

LnQT RGG 0

27

Al pasar de reactivos a productos, Q

aumenta y ∆G también hasta que sehace cero.

Si ∆G < 0 ReacciónDe forma

Espontánea.



28/42


LnQcT RGG 0

Para un sistema que se encuentra en equilibrio 0G

Qc K

LnK T RG 00

LnK T RG 0 ΔG0 negativo: K > 1

ΔG0 cero: K = 1

ΔG0 positivo: K < 1

Sustituyendo

RT G

e K 0

Despejando el valor de K

Para gases las concentraciones se

expresan en atm y para soluciones

en Molaridad.

1 2 / 0 1 / 2 0 1 6 1

7 : 5 7


29/42


RT G

e K 0

Para la descomposición del 2-propanol para formar acetona e hidrógeno

(CH3)2CHOH (g) (CH3)2CO (g) + H2(g)

La constante de equilibrio es 0,444 a 452°C. Es espontanea esta reacción en

condiciones estándar? Sera espontanea la reacción cuando las presiones

parciales del 2-propanol, acetona e hidrógeno sean 1,0; 0,1 y 0,1,

respectivamente?

Ejemplo:

1 2 / 0 1 / 2 0 1 6 1

7 : 5 7

29


30/42

Principio de Le Chatelier

Si un sistema químico en equil ibr io se somete a cualquier

cambio que modif ique la condición de equi l ibri o, elsistema se desplaza (reacciona) en la dirección que

contrarreste el efecto del cambio, hasta alcanzar una

nueva condición de equi l ibrio.

Estos cambios se refieren a :

Cambios de concentración

Cambio de Presión o Volumen

Cambio de Temperatura

1 2 / 0 1 / 2 0 1 6

1 7 : 5 7

30


31/42

Sistema Químico en equilibrio + una sustancia (reactivo o producto).

la reacción se desplaza para restablecer el equilibrio consumiendoparte de la sustancia adicionada.

Cambios de Concentración

Ejemplo:

1 2 / 0 1 / 2 0 1 6 1

7 : 5 7

A 720°C K = 2,37 x 10-3. Las concentraciones al equilibrio N2 = 0,683 M, H2 =8,8 M y NH3 = 1,05 M. Se añade amoniaco hasta 3,65M. Que sucede en la

reacción.

Según el principio de Le Chatelier

2 NH3 (g)N2 (g) + 3H2 (g)

2 NH3 (g)N2 (g) + 3H2 (g)


32/42

Cambios de Presión y VolumenT = ctte

Sólid os y Líqu id os

redu ce el número de

mo les d el gas

Presión

Generalmente un cambio de Presión

no afecta el equilibrio

La Presión se puede modificar de tres formas

1.- Añadiendo o Extrayendo un reactivo gaseoso

efecto de cambiarla concentración.

2.- Añadiendo al sistema un gas inerte sin cambiar el volumen

3.- Cambiando el Volumen del sistema.

Si

V =

P

Si V = P

Si se reduce el Volumen el

sistema responderá

desplazando su posición

de equilibrio a fin de

reducir la presión

Gases

1 2 / 0 1 / 2 0 1 6 1

7 : 5 7

Cambios de Presión y Volumen


33/42

Según el principio de

Le Chatelier

Cambios de Presión y Volumen

T = ctteLa reduc ción del volum en de

un mezcla gaseosa en

equi l ibr io

reduc e el número de

mo les del gas

Si se reduce el

V2 = V1/2,las concentraciones de

reactivos en el

sistema aumentan el

doble lo cual afecta el

equilibrio

Ejemplo:

1 2 / 0 1 / 2 0

1 6 1 7 : 5 7

33

2

2

2

2

22

2

3 1062,2

2414,00814,0

00544,0 x

H N

NH Qc

Qc < Kc

2 NH3 (g)N2 (g) + 3H2 (g)

A 472°C K = 0,105. las concentraciones al equilibrio N2 = 0,0402 M, H2 =

0,1207 M y NH3 = 0,00272M. Que sucede si el volumen se reduce a la

mitad.


34/42

Puede modificarse la presión del sistema sin

cambiar el volumen agregando un gasinerte como He

La presencia de un gasinerte no altera el

equilibrio

Aumenta la presión total del sistema pero laspresiones parciales permanecen constantes.

2.- Añadiendo al sistema un gas inerte sin cambiar el volumen

1 2 / 0 1 / 2 0 1 6 1 7 : 5 7

3

Cambios de Temperatura


35/42


productosCalor reactivos

Un cambio de Temperatura afecta el valor de K.

Cuando la temperatura aumenta el equilibrio se desplaza en el sentido que

absorbe calor.

Endotérmica Exotérmica

Calor productosreactivos

Equilibrio Equilibrio

1 2 / 0 1 / 2 0

1 6 1 7 : 5 7

Al calentar Al Calentar

Kc

A mayor T KcA menor T

La reacción procede hacia laizquierda a mayor T

Kc

A mayor TKc

A menor T

La reacción procede hacia la derechaa mayor T


36/42

1 2 / 0 1 / 2 0 1 6 1

7 : 5 7

36


[Co(OH2)6]2+ + 4 Cl- + calor [CoCl4]

2- + 6 H2O

Inicio Temperatura Ambiente (mezcla purpura)

Equilibrio

0 °C≈ 80

°C

Reacción Reacción

C t t d ilib i T t


37/42

Constante de equilibrio y Temperatura 1 2 / 0 1 / 2 0 1 6 1

7 : 5 7 LnK T RG

0 ooo S T H G

Considerando que:

y

Donde ∆H° y ∆S° de la Temperatura, se deduce que:

RS

T R H LnK

oo

Si se consideran 2 temperaturas, con un de K para cada una se tendría que:

121

2 11

T T R

H

K

K Ln

o

Ecuación de Van´t Hoff

Ef t d l t li d


38/42

Efecto del catalizador

Aumenta la velocidad de reacción ya que disminuye energía

de activación.

NO afecta el equi l ibrio de la Reacción

Pero este disminuye Ea de reacción directa e inversa en

la misma proporción.

ya que no afecta la

constante de equi l ibrio

ni la concentración de

alguno de los reactivos.

Sin catali zador la

reacción tarda más

tiempo en alcanzar el

equilibrio.

1 2 / 0 1 / 2 0 1 6 1 7 : 5 7

3


39/42

1 2 / 0 1 / 2 0 1 6 1 7 : 5 7

39

ProcesoHaber Bosch

N2 + 3 H2 NH3


40/42

ProblemasSe lleva a cabo una reacción química para eliminar una impureza de un sistema

que es imposible retirar directamente. Se sabe que el sistema contiene 1,596 molde C; 3,77 atm de D y 0,807 mol de B. Estas cantidades son colocadas en un

reactor rígido de 80L a 495 ºC y se espera que alcance el equilibrio.

A(g) + 2B(g) C(g) + 3D(g)

En este momento se comprueba que se han formado 0,248 atm de A. ¿Quécantidad en moles de D pudo eliminarse del sistema?

La cantidad de D eliminada es baja y debe aumentarse ya que la norma ambiental

exige que la concentración sea 0,01 mol/L. Usted debe decidir (justificarlo) cuál de

estas opciones es posible llevar a cabo para disminuir la concentración de D en el

sistema q ya está en equilibrio: (realice el cálculo correspondiente). Es posible

cumplir con la normativa ambiental.

a) Eliminar A del reactor mediante condensación.

b) Agregar un catalizador.

c) Eliminar D mediante cristalización.

d) Reducir el volumen a la mitad.

1 2 / 0 1 / 2 0 1 6 1

7 : 5 7

40

P bl


41/42

ProblemasEn la reacción de Hierro con vapor de agua se establece el equilibrio

3Fe(s) + 4H2O(g) Fe3O4(s) + 4H2(g)

cuyo valor de la constante de equilibrio Kc es 4,6 a 850ºC. ¿Cuál es la concentración de

agua presente en el equilibrio si la reacción se inicia 6,5g de H2 y un exceso de oxido de

hierro (Fe3O4(s)), en un recipiente de 15,0L? ¿Cuántos gramos de hierro hay una vez

alcanzado el equilibrio?

Si se elimina el hidrógeno del sistema en equilibrio, ¿Qué cantidad de hierro y agua

quedan en el reactor?

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Se busca calcular la constante de equilibrio para la siguiente reacción porque se

requiere usarla en la producción industrial de acido clorhídrico a partir de cloro y agua.

Para ello se realiza un experimento colocando en un matraz de 1 L a 300°C 0,3 moles de

cada reactivo:

2Cl2(g) + 2H2O(g) 4HCl(g) + O2(g)Durante el experimento se estudió la concentración de agua observando que después

de 100 min se hace constante en 0,238 mol/L.

La industria donde pretende producirse el acido clorhídrico cuenta con una cantidad de

cloro gas (Cl2) igual a 1065 gramos y de agua igual a 216 gramos. Usted debe calcular

cual es el volumen del reactor utilizado para que se produzcan 385,78 gramos de HCl.


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Equilibrio Quimico 2015-1