EQUILIBRIO QUIMICO QUÍMICA

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SEMANA 15

EQUILIBRIO QUIMICO

Es el estado que alcanza una reacción

QUÍMICA reversible, donde la concentración de los reactantes y de los productos, se

mantienen constantes, esto es debido a que la velocidad a la cual se forman los productos es igual a la velocidad a la cual se descomponen los mismos, formando los reactantes.

Ejemplo:

Considérese una mezcla H2 y N2 a una determinada presión y temperatura.

El N2 y H2 reaccionarán para formar Amoniaco (NH3).

Vd 3 2

2 H NH

N + ⎯⎯ →⎯ ... (1)

El Amoniaco (NH3) a su vez reaccionará para producir Nitrógeno e Hidrógeno.

Vi 3 2

2 H NH

N + ⎯ ⎯⎯ ... (2) El estado de equilibrio alcanza cuando la velocidad a la cual se forman los productos (1), es igual a la rapidez a la cual se forman los reactantes (2) en tales condiciones se dice que la reacción es reversible y se puede representar como:

NH3 2 H2

N +

NH3 2 2

23H N

(esquemática) (balanceada)

CARACTERÍSTICAS DEL EQUILIBRIO QUÍMICO

1. Es dinámico.- En un estado de equilibrio la reacción hacia adelante y la inversa se están efectuando continuamente, como la velocidad es la misma, las concentraciones de productos y reactantes son constantes como consecuencia el equilibrio es dinámico.

2. La reacción química alcanza

espontáneamente el equilibrio químico; esto se debe a que la velocidad de reacción disminuye a medida que disminuye la concentración de los reactantes.

3. La naturaleza y las propiedades del estado de equilibrio son las mismas sin importar la dirección desde la cual es alcanzado.

Ejemplo:

sólido gaseoso sólido

Ca CO

CaCO₃₍_s₎⎯⎯ →^Vd⎯ ₂₍_g₎+ ₍_s₎

sólido gaseoso sólido

Ca CO

CaCO₃₍_s₎⎯ ⎯⎯^Vi ₂₍_g₎+ ₍_s₎

Nótese que en la reacción de izquierda hacia la derecha y de derecha hacia la izquierda, los estados gaseoso y sólido se mantienen constantes.

4. La concentración en equilibrio es invariable aún en presencia de un catalizador o catalizadores.

5. La Keq toma diferentes notaciones, dependiendo si se mide en función de las concentraciones, presiones parciales o fracciones molares.

*En [i]eq → Keq = Kc

*En (Pi)eq→Keq = Kp

Kx (para líquidos)

* En (fmi)_eq→ Keq

Ky (para gases)

6. Si Keq es muy grande (Keq  1), entonces la Rxn, se va de izquierda a derecha

favoreciéndose la Rxn directa, hasta que se llegue el equilibrio; existiendo en el

equilibrio una gran cantidad de productos y relativamente poca cantidad de reactantes.

Son reacciones casi irreversibles.

(2)

7. Si Keq es pequeña (Keq < 1), entonces la Rxn avanza de derecha a izquierda,

favoreciéndose la Rxn inversa, hasta que se llegue al equilibrio; existiendo en el

equilibrio una gran cantidad de reactantes y relativamente poca cantidad de productos.

8. La Keq toma diferentes nombres de acuerdo al tipo de Rxn Química, en la cual es

aplicada o calculada, así:

* Ionización de ácidos débiles (los que disocian muy poco en el solvente, el cual generalmente es el agua.

Keq = K acidez = Ka = K ionización del ácido débil HA

* Para ácidos polipróticos (que poseen varios hidrógenos liberales)

HnA H⁺ + H(n - 1)A^-1; Keq = Ka1

H(n - 1)A^-1 H⁺ + H(n - 2)A^-2; Keq = Ka2

H(n - 2)A^-2 H⁺ + H(n - 3)A^-3; Keq = Ka3

... Donde: Ka1 > Ka2 > Ka3 >

..

* Para ácidos fuertes (se disocian completamente en el solvente, el cual generalmente es el agua) la constante de acidez es muy alta o muy grande

convirtiéndose en reacciones casi irreversibles.

Keq = Ka es muy grande

* Ionización de bases débiles (las que se disocian muy poco en el solvente, el cual generalmente es el agua)

Keq = K basicidad = Kb = K ionización de la base débil BOH

* Para bases fuertes (las que se disocian completamente en el solvente el cual generalmente es agua), la constante de basicidad es muy alta o grande

convirtiéndose en reacciones casi irreversibles.

Keq = Kb es muy grande 9. Si para la Rxn: A + B C + D ; Keq = K1

Entonces para la reacción inversa:

C + D A + B ; Keq =

K1 1

10.Si para la Rxn: A + B C + D ; Keq = K1

Entonces para la reacción:

nA + nB nC + nD ;Keq = (K1)ⁿ 11.Si para la Rxn: A + B C + D ;

Keq = K1

Entonces para la reacción:



^m¹ A+^m¹B ^m¹ C+ ^m¹ D; Keq=m 1K ;m0 HA H⁺ + A^-

HNO3 →H⁺ + NO 3

BOH B⁺ + (OH)^-

NaOH → Na⁺ + (OH)^-

(3)

12. Si para las reacciones:

A + B C + D ; Keq = K 1

E + F G + H ; Keq = K 2

Entonces para la reacción suma:

A+B+E+F C+D+G+H ; Keq = (K¹)(K²)

13. La Keq depende únicamente de la temperatura.

CONSTANTE DE EQUILIBRIO (Kc) Es el valor que caracteriza a un sistema en equilibrio y sólo depende de la temperatura, es decir para cada temperatura existe un valor determinado del Kc.

LEY DE EQUILIBRIO QUÍMICO O DE ACCIÓN DE MASAS

Esta vez fue enunciada por Guldber y Waage en 1867 y dice:

“En el estado de equilibrio el producto de las concentraciones molares de las sustancias resultantes dividido entre el producto de las concentraciones molares de los reactantes, estando cada concentración molar afectada de una potencia igual al coeficiente de la

respectiva sustancia o especie, en la ecuación química es constante”.

REPRESENTACIÓN MATEMÁTICA DE LA LEY

Sea la ecuación:

Constante de equilibrio:

   

^a ^b

d c

B A

D Keq = C

donde: [ ] =concentración molar (moles de la especie/volumen total en litros) Keq= constante de equilibrio

a, b, c, d,= coeficientes de cada especie en la ecuación balanceada.

Demostración.- Sea la ecuación general:

aA + bB ^⎯⎯ ⎯^{⎯ →}⎯^⎯ Vd

Vi cC + dD I) La velocidad de reacción directa (Vd) es

proporcional al producto de las concentraciones de A y B

   

^A^c ^B ^b ^Vd ^Kd

   

^A^a ^B ^b

Vd → = ... (1)

II)La velocidad de reacción inversa (Vi) es proporcional al producto de las

concentraciones de C y D.

   ^C^c^D^d ^Vi ^Ki   ^C^c^D^d

Vi → = ... (2)

III) En el equilibrio Vd = Vi, en efecto:

   ^A^a^B^b ^Ki    ^C^c^D^d

Kd → = de donde se obtiene:

   

^a ^b

d c

B A

D C Kd =Ki

donde Kd y Ki son constantes. El cociente entre Kd y Ki es otra constante llamada constante en equilibrio.

IV) Finalmente se obtiene:

   

   ^A^C ^D^B ^Kc

Keq a b

d

c =

=

Observación:

Cabe señalar que la anterior fórmula deducida para Keq, es válida solamente para sistemas ideales, para sistemas no ideales se debe considerar la actividad en reemplazo de las concentraciones.

La forma general de la expresión de la constante en equilibrio es:

Sea la ecuación

   

^C^A ^D^B ^Kc

Keq a b

d

c =

=

aA + bB cC + dD

(4)

donde: { } = actividad; esta se define como la concentración o presión efectiva y es proporcional a la concentración.

{ }  [ ]

concentración molar coeficiente de actividad

actividad

Para sistemas especiales el coeficiente de actividad () es “igual” a la unidad, en consecuencia la actividad es numéricamente igual a la concentración molar. Para nuestros propósitos (a nivel pre- universitario) consideraremos solamente sistemas ideales y trabajaremos con las concentraciones molares o con presiones (en el caso de gases).

EQUILIBRIO QUÍMICO HOMOGÉNEO Un equilibrio es homogéneo cuando todos los componentes del sistema se hallan en una misma fase.

Ejemplo:

En cada una de las siguientes reacciones halle la constante de equilibrio en función de las concentraciones.

I) PCl5(g) PCl3(g)+Cl2(g) Kc=^ _ ^{ }_

Cl5 P

Cl2 Cl3 P

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

Kc=  

  N2 H2³ 32 NH

III) 2SO2(g) +O2(g) 2SO3(g) Kc=  

   2O2 SO2

32 SO

IV) 2H2(g) + O2(g) 2H2O(g) Kc=  

   2O2 H2

O2 H2

V) 2CO(g) +O2(g) 2CO2(g) Kc=  

   CO2O2 22 CO

VI) NH3(g) ₂¹ N2(g)+ ³₂ H2(g)

Kc=^{   }_ _

NH3 2 2 3 2H 2 1 H

CONSTANTE DE EQUILIBRIO (Kp) Para las reacciones en las que intervienen gases, se puede expresar ya sea en términos de concentración molar o en términos presión parcial, cuando se expresa en términos de esta última, la constante se denota Kp.

aA(g) + bB(g) cC(g) + dD(g)

Ejemplo 1:

Donde:

p²(H2) = presión parcial del Hidrógeno al cuadrado

p(O2) = presión parcial del oxígeno

p(H2O)= Presión parcial del vapor de agua Ejemplo 2 :

N2(g) + H2(g) NH3(g)

Kp = ( ) ( ) ( ) ( )a B^b

A Dd Cc

P P

2H2 O (g) 2H2(g) + O2(g)

Kp = ( ) ( ) ( )^H ^O

p O p H p

2 2 2 2 2 

Kp = ( ) ( ) ( ) ( )2 2

2 H p CO p

CO p O H p



CO2(g) + H2(g) H2O+CO(g)

Reacción Constante De equillibrio(Kc)

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academiajohnnash.com 94 1249 072 pág. 5 Kp = Kc(RT)^n

Ejemplo 3 :

RELACIÓN ENTRE Kc y Kp De la ecuación universal

Reemplazando en () Kp = ⁽^{ } ⁾ ⁽^{ } ⁾

 

( )^a(  )^b

d c

RT B RT A

RT D RT C

Kp = Kc(RT)(c+d) – (a+b)

También: n =  -  Donde:

 =  de coeficientes del producto  = de coeficientes de los reactantes no tiene unidades

CONSTANTE DE LA FRACCIÓN MOLAR (Kx)

De () :

EQUILIBRIO QUÍMICO HETEROGÉNEO Un equilibrio es heterogéneo cuando no todos sus componentes del sistema están en una misma fase.

Ejemplo:

Experimentalmente se ha determinado que la concentración de un sólido o líquido no afecta las constantes de equilibrio, y si afecta y si afecta es algo insignificante, puesto que la presión del vapor de sólidos es muy pequeños en comparación a la de los gases. En condiciones estándar, la actividad de sólidos o líquidos puros es 1.

Ejemplo 1:

CaCO 3(s) CO2(g) + CaO(g)

Kc =

   

  

₂



3

2 CO

CaCO CaO

CO =

Kp = ( )( )

(CaCO² ₃) ⁼

p

CaO p CO

p _{p (CO}

2) 1

1

PRINCIPIO DE LE CHATELIER – BRAUN

Fue dado por primera vez por el termodinámico Henry Le Chatelier en 1885, de la siguiente manera: “Cualquier cambio en una de las variables que fijan el estado de un sistema en equilibrio causa un traslado de la posición de equilibrio en un sentido con lo cual, se provoque una reacción que tienda a contrarrestar el cambio en la variable a consideración”

Este principio, también se aplica al equilibrio Físico – Químico entre fases.

Agentes: Concentración, Presión, Temperatura, Catalizador

H2(g) + I2(g) 2 H I( g)

Kp = ( ) ( ) ( )H pI p

HI p

2 2

P = v n RT

P = [C] RT

n = (c +d ) (a + b)



Cambio en el número de moles

Kp = Kc

K(x) = ( ) ( ) ( ) ( )^a ^b

d c

fmB fmA

fmD fmC

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

gaseoso sólido

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1. EFECTO DE LA PRESIÓN

Cuando aumentamos la presión externa de un sistema en equilibrio entonces el sistema se desplaza hacia aquel sentido donde produce menor número de moléculas, debido a que al producir menor número de moléculas se genera menor presión de los gases.

Ejemplo:





 V 4

2 2 3H N

1 + ___

V 2 NH3 2

P aumenta  la reacción se desplaza hacia la DERECHA.

 [NH3] : aumenta [N2] y [H2]: disminuye

Nota: En los sistemas donde la diferencia de coeficientes gaseosos es CERO.

Los cambios de presión no alteran el EQUILIBRIO.

2. EFECTO DE LA TEMPERATURA Cuando se aumenta la temperatura la reacción se desplaza en el sistema que absorba más calor si la reacción es ENDOTÉRMICA (absorbe calor) el desplazamiento será en sentido directo. Si la reacción es EXOTÉRMICA (desprende calor) se realiza en sentido inverso:

Si convertimos en el siguiente símbolo:

 aumento;  disminución

⎯

⎯ →

⎯^Eq : Desplazamiento del equilibrio químico hacia la derecha o a la formación de productos.

⎯

⎯ ⎯

^Eq : Desplazamiento del equilibrio químico hacia la izquierda o a la formación de reactantes, tenemos:

Ejemplo:

N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) + Q Reacción exotérmica AH = ^-

¿Si enfriamos el sistema?

Como H<O  La Rxn directa es exotérmica se desplaza hacia la derecha.

[NH3] aumenta; [N2] y [N2] disminuye

3. EFECTO DE LA CONCENTRACIÓN Cuando se aumenta la concentración de un reactante entonces se dará lugar a una mayor concentración de productos, así:

Rxn : A + B C + D ; Keq=

constante

Si : t [A o B] ⎯⎯ →^Eq⎯ Si : t [A o B] ^^{⎯ ⎯}^Eq^⎯

Rxn : A + B C +D ; Keq = constante   [C o D]

→  [C o D]

Rxn ENDOTÉRMICA (H > O, absorbe calor) C+D +Q Kcal A +B ... H =-QKcal

Si: t ^⎯^{⎯ →}^Eq^⎯  Keq SI: t ⎯⎯ →^Eq⎯  Keq

Rxn EXOTÉRMICA (H <

O, libera calor) A+B C+D +Q Kcal , ... H =-QKcal

Si: t ⎯ ⎯^Eq⎯  Keq SI: t ⎯⎯ →^Eq⎯  Keq

n = 0

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Ejemplos:

* ¿Qué sucede si al sistema de equilibrio se adiciona Cl2(g)?

COCl2(g) CO(g) + Cl2(g)

 Cl2

Solución:

- Se desplaza hacia la izquierda - [COCl2] aumenta

- [CO] disminuye - [Cl2] disminuye

* ¿Qué sucede si al sistema de equilibrio se adiciona NO(g)

2NO(g) + O2 2NO2(g)

Solución:

- Se desplaza hacia la derecha - [NO2] aumenta

- [NO] y [O2] disminuyen

4. EFECTO CATALIZADOR

Los catalizadores son sustancias que modifican las velocidades de las reacciones químicas, sin alterar las constantes de equilibrio.

Un catalizador puede acelerar o desacelerar una reacción química, en el último caso se denominan inhibidores.

Los catalizadores cumplen funciones importantísimas tanto en la industria química como en las reacciones metabólicas.

5. EFECTO DEL CAMBIO DE PRESIÓN:

En los sistemas de reacción, sólidos,

líquidos o soluciones, los cambios moderados de presión no alteran mayormente el

equilibrio, para gases el aumento de presión desplaza el equilibrio hacia donde exista el menor volumen molar entre reactantes y productos.

Ejemplo:

1N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)

V 3V 2V

Aumentamos presión: → Disminución de presión: 

PRACTICA

01. Se tiene una reacción en equilibrio.

2H2S(g)  2H2(g) + 1S2(g)

Donde en el equilibrio, las

concentraciones son las siguientes:

[H2S] = 0,5 mol/L ; [H2] = 0,1 mol/L;

[S2] = 0,4 mol/L. Hallar el valor de Kc.

A) 0,16 mol/L B) 0,016 mol/L C) 1,6 mol/L D) 0,2 mol/L

E) 0,02 mol/L 02. Para el equilibrio:

2SO2(g) + 1O2 2SO3(g)

Kp= 3,18 atm^-1a 1000K de temperature.

Calcular el valor de Kc a la misma temperatura.

A) 1984,32 B) 724,6 C) 260,76 D) 348,76 E) 124,16

03. La reacción N2(g) + 3H2(g)  2NH3(g) al llegar al equilibrio, a cierta temperatura, en un depósito de 1 litro se encuentran que existen 1,7 g de NH3; 2,8 g de N2 y 0,4 g de H2. Hallar Kc.

A) 12,5 B) 1,25 C) 3,6 D) 0,32 E) 10,7

(8)

04. En la reacción: 2A(g) + B(g)  C(g) están presentes en el equilibrio 0,5 mol de A, 1 mol de B y 2 moles de C. Si el volumen del reactor es 5 L. Hallar qué valor tiene Kc.

A) 200 B) 1,25 C) 0,5 D) 50 E) 0,08

05. En un recipiente de 10 L de capacidad, se tiene en el equilibrio 20 mol-g de N2, 20 mol-g de H2 y 16 mol-g NH3. Determinar el Kc, si la reacción es:

N2 + H2  NH3

A) 1/125 B) 1/625 C) 4/25 D) 125 E) 625

06. A 727ºC se tiene el siguiente equilibrio:

2A(g)  2B(g) + C(g)

Las concentraciones en equilibrio son:

[A] = 0,2M; [B] = 0,4M y [C] = 0,5M

Determine el valor de la Kp a esta temperatura. (R = 0,082 L.atm/mol.K) A) 164 B) 50 C) 2 D) 0,8 E) 0,002

07. Reaccionan inicialmente 8 moles de N2, 22 moles de H2 y 2 mol de NH3. Determine la constante de equilibrio Kc, sabiendo que en equilibrio han quedado 2 moles de N2 y volumen total de 1 litro.

A) 39/42 B) 49/32 C) 15/19 D) 19/15 E) 16/25

08. En el equilibrio se tiene 500 cm³ de una mezcla reaccionante 0,4 mol – g de N2O4

y 0,3 mol – g de NO2. Hallar Kc N2O4  2NO2

A) 0,25 B) 0,30 C) 0,32 D) 0,35 E) 0,48

09. En un depósito de 2 litros, se disocian 6 moles de amoníaco, según la siguiente reacción:

) g 3(

NH 

) g 2( ) g

2( H

N +

En el equilibrio se encontró 2 moles de NH3. Determine la Kc para la reacción:

A) 18 B) 27 C) 26 D) 64 E) 108

10. Considera el siguiente equilibrio a 295 ºC.

NH4HS(s)  NH3(g) + H2S(g)

Si la presión parcial de cada gas es 0,265 atm. Determine la Kc para la reacción:

A) 0,002 B) 0,07 C) 1,2x10^-4 D) 1x10^-3 E) N.A

11. En el sistema:

A(g) + 2B(g)  C(g)

Las concentraciones en equilibrio son:

[A] = 0,06 mol/l [B] = 0,12 mol/l [C] = 0,216 mol/l

Si la temperatura es 227ºC. Hallar Kp A) 1,5 x 10^-3 atm^-2 B) 1,2x10^-3 atm^-3

C) 1,5 x 10^-2 atm D) 1,6x10^-5 atm E) N.A

12. Para la siguiente reacción en equilibrio:

PCl5(g)  PCl3(g) + Cl2(g)

A 270ºC, existen 0,32 mol-g de PCl5; 0,4 mol-g de PCl3 y 0,4 mol-g de Cl2 en un recipiente de 12 litros de capacidad.

Calcular el Kp del proceso en atm.

A)3,64 B) 0,84 C) 1,025 D) 1,38 E) 1,85

(9)

13. A 727ºC, Kp = 0,164 atm, para el equilibrio.

CaCO3(s)  CaO(s) + CO2(g)

¿Cuál es la concentración de gas CO2 en mol/l, esto es en equilibrio con CaCO3 y CaO sólidos a esta temperatura?

A) 0,002 B) 0,004 C) 0,001 D) 0,25 E) N.A

14. Para la reacción:

COCl2(g)  CO(g) + Cl2(g)

Si se tiene que la temperatura del sistema es 100ºC y Kp = 6,7.10^-9 atm. Hallar Kc a la misma temperatura.

A) 2.5 x 10^-10 B) 2,9 x 10^-12 C) 2,19 x 10^-10 D) 2,4 x 10^-7 E) 6,7 x 10⁹

15. En el siguiente sistema en equilibrio:

A(g) + 2B(I)  4C(g)

Si: Kc = 0,125; A las mismas condiciones de temperatura hallar Kc para:

4C(g) A(g) + 2B(I)

A) 0,125 B) 1,25 C) 1 D) 4 E) 8

16. A cierta temperatura un recipiente vacío se llena con N2O4, el cual se disocia según la ecuación:

N2O4(g)  2NO2 (g)

Si la presión inicial del N2O4 es 1 atm y en el equilibrio el 40% de N2O4 se ha

disociado determine el valor de Kp.

A) 0,12 B) 0,32 C) 0,51 D) 0,87 E) 1,06

PREGUNTAS DE EXAMEN DE ADMISIÓN

UNT – EX. ORDINARIO – 2011- A 17. La reacción reversible

3 A 2B

Ocurre en un reactor de volumen de 1L, a 400K. cuando inicialmente se coloca 0.35 mol de A, en el reactor anterior y se espera que llegue al equilibrio, se observa que se forma 0.10 mol de B. Luego la constante de equilibrio Kc es:

A) 1/4 B) 5/4 C) 2/3 D) 5/3 E) 8/3

UNT - Examen Ordinario – 2012 - B 18. Respecto al siguiente equilibrio químico:

N2(g)+ 3H2(g) 2NH3(g); Δ H = 92 kJ/mol La concentración de amoníaco puede ser incrementada:

1. aumentando la concentración de nitrógeno

2. aumentando la temperatura

3. aumentando el volumen del sistema 4. disminuyendo la temperatura

5. introduciendo más nitrógeno e hidrógeno en la misma proporción

SON CORRECTAS:

A) 1, 2 y 3 B) 1, 2 y 5 C) 1, 3 y 4 D) 1, 4 y 5 E) 2, 3 y 5

(10)

UNT - Examen Ordinario – 2008 B 19. En la reacción en equilibrio:

2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g)∆Hº=-197.8 KJ SE AFIRMA QUE:

1. El incremento de temperatura favorece la formación de SO2(g)

2. El incremento de temperatura favorece la formación de SO3(g)

3. El incremento de temperatura origina consumo de O2(g)

4. la disminución de temperatura favorece la formación de SO3(g)

5. la variación de temperatura no modifica el estado de equilibrio por ser exotérmica.

SON CIERTAS:

A) 1 y 2 B) 1 y 3 C) 1 y 4 D) 2 y 4 E) 3 y 5

20. Sea la reacción, a 686ºC:

CO2(g) + H2(g)  CO(g) + H2O(g) las concentraciones en equilibrio son:

CO = 0,05M; H2 = 0,045M;

CO2 = 0,086M y H2O = 0,040M.

Calcular el valor de Kc:

A) 0,52 B) 0,26 C) 0,13 D) 0,01 E) 0,24

21. Si Kp para la reacción:

2SO3(g)  2SO2(g) + O2(g), es 1,8 x10^–5 a 350º C, Cuál es el valor de Kc.

A) 3,5x10^-9 B) 3,5x10^-7 C) 3,5x10^-5 D) 3,5x10^-3 E) 3,5x10^-2

22. En el equilibrio:

CaCO3  CaO + CO2

La presión de la mezcla de reacción es de 0,105 atm a 350º C entonces el valor de su Kp y Kc respectivamente son:

A) 0,105 y 2,05x10^-2 B) 0,105 y 2,05x10^-3 C) 0,105 y 2,05x10^-4 D) 0,105 y 2,05x10^-5 E) 0,105 y 2,05x10^-6

23. El carbamato de amonio se descompone según:

NH4CO2NH2(s)  2NH3(g) + CO2(g)

A 40^o C la presión total del gas (NH3 y CO2) es 0,363 atm, el valor de su Kp es:

A)7x10^-7 B)7x10^-6 C)7x10^-5 D)7x10^-4 E)7x10^-3

24. Para el siguiente equilibrio:

A(s)  2B(g) + C(g)

La presión total de los gases en equilibrio con el sólido A es 1,5 atm, su valor de un Kp es:

A) 0,5 B) 1 C) 2 D) 3 E) 4

25. Para la siguiente reacción a 20⁰C:

C(grafito) + CO2 + 173J  2CO(g)

Qué alteración desplaza el equilibrio a la izquierda.

A) El aumento de temperatura.

B) Agregar CO2

C) Retirar CO.

D) Aumento de volumen.

E) Enfriar a 0^oC.

(11)

26. Kc = 54,3 a 430ºC en: Si se adiciona 0,243 moles de H2, 0,146 moles de I2 y 1,98 moles de HI en un recipiente de 1 L. ¿El sistema se encuentra en equilibrio?

A) Si

B) No, parte del HI forma más H2 y I2. C) No, la reacción procede de izquierda a

derecha.

D) No se puede determinar.

E) N. A

ORDINARIO UNT- 08 - II - B:

30. Si en el siguiente equilibrio químico:

A

3 ⇌ ²^B

Existen 0,4 moles de A y 1,2 moles de B, siendo el volumen de 2 litros; entonces el valor de Kc es:

A) 15 B) 30 C) 38

D) 45 E) 50

ORDINARIO UNT- 03 - B

31. Teniendo las siguientes concentraciones de equilibrio:

 ^NO = 0,50M; O2 = 0,75M y NO2 = 0,25M La constante de equilibrio para la siguiente

reacción:

(g) 2

(g) O

NO

2 + ⇌ 2NO2(g); es

A) 0,24 B) 0,28 C) 0,30 D) 0,33 E) 0,36

ORDINARIO UNT- 04 -I - B

32. En un recipiente de 1 litro se tiene en equilibrio 0,3 mol de H₂; 0,6 mol de I₂y 1,8 mol de HI. El valor de la constante de equilibrio Kc para la reacción, es:

2 (g) 2 (g)

H +I  ^2HI_(g)

A) 1,8 B) 18 C) 16 D) 1,6 E) 1,2

ORDINARIO UNT- 04 -II - B

33. Si Kc = 49 a una temperatura de 500º C par el sistema gaseoso:

Si en un vaso de un litro, se introduce un mol de H₂y un mol de I₂y se cierra hasta alcanzar el equilibrio a 500º C. La

concentración del ioduro de hidrógeno en el equilibrio es:

(g) 2 (g)

2 I

H +  2HI(g)

A) 9/7 mol B) 3/4 mol C) 4/3 mol D) 14/9 mol E) 5 mol

CEPUNT 2005 - I: 3^er SUMATIVO B 34. Para la siguiente reacción:

) ( 2 )

( Cl

NO_g + _g

2 2NOCl(_g)

A una temperatura dada, se colocan 0,300 moles de NO, 0,200 moles de Cl2 y 0,500 moles de NOCl dentro de un recipiente de 25,0 L. en el estado de equilibrio se

encuentran presentes 0,600 moles de NOCl. El número de moles de Cl2presentes en el equilibrio es:

A) 0,050 B) 0,100

C) 0,150 D) 0,200

E) 0,250

CEPUNT 1996: 2^do SUMATIVO A 35. ¿Cuál es la constante de equilibrio del

ácido acético a cierta temperatura, si en una solución 2,0 M se encuentra ionizado en un 30%?

H O H

C₂ ₃ ₂ H⁺ ⁺ C2H3O2⁻

A) 0,42 B) 0,26

C) 2,33 D) 0,78

E) N.A.