Actividades

UNIDAD 3
EL EQUILIBRIO QUÍMICO
OBJETIVOS
Cuando termines de estudiar esta unidad serás capaz
de:
Reacciones reversibles e irreversibles.
Reacciones irreversibles o completas.
 Comprender el equilibrio como un estado en el
Reacciones reversibles.
que la velocidad del proceso directo es igual a la
del proceso inverso.
Equilibrio químico
Constante de equilibrio.
 Comprender que en el equilibrio no se observan
variaciones en las magnitudes macroscópicas
(concentración, presión), pero que sí hay
variaciones a nivel molecular (se está
produciendo de forma continua una reacción
química).
Ley de acción de masas. Constante Kc.
LA
Kc para reacciones que transcurren en varias
etapas.
Cociente de reacción Q.
 Expresar las constantes de equilibrio Kc y Kp de
TI
L
Desplazamiento de la reacción según el valor de
Q.
cualquier proceso, homogéneo o heterogéneo.
Expresar correctamente sus unidades.
Estequiometría y constante de equilibrio.
 Determinar, en una mezcla de gases, la presión
Equilibrios heterogéneos.
Otra expresión de la constante de equilibrio: la
constante Kp.
Relación entre Kc y Kp.
El grado de disociación α.
Factores que modifican el equilibrio.
 Determinar, conociendo las concentraciones y/o
Concentración.
D
Adición de un gas inerte.
Catalizadores.
ER
Termodinámica y equilibrio.
A
Temperatura.
presiones parciales de todas las sustancias si el
sistema está en equilibrio, y en caso contrario, en
que sentido evolucionará para alcanzar este
estado.
E
Principio de le Châtelier.
Presión.
parcial de cada gas en función de su fracción
molar y de la presión total. Conocer que en las
mezclas de gases, la presión parcial de cada
uno, el número de moles, su fracción molar, su
concentración molar y su % en volumen son
proporcionales. ( Repaso de la unidad 1. Ley de
Dalton de las presiones parciales).
C
AS
Convenio para escribir la reacción.
Expresión de Kc y Kp en función de la energía
libre de Gibbs G.
IB
Variación de la constante de equilibrio con la
temperatura.
Equilibrios heterogéneos.
R
Solubilidad.
Producto de solubilidad.
S
Precipitación.
IE
Efecto del ión común.
 Calcular, a partir de las concentraciones y/o
presiones parciales iniciales, las concentraciones
y/o presiones parciales finales de cada sustancia
cuando se ha establecido el equilibrio.
 Establecer los factores que afectan al equilibrio,
en concreto la variación de la concentración de
alguna de las sustancias, de la presión total o
parcial de alguna de ellas, de la temperatura y de
la adición de una gas inerte. Saber que los
catalizadores no afectan al equilibrio, sino sólo a
la velocidad con que se llega a éste.
 Relacionar las constantes Kc y Kp con la
variación de energía libre de Gibbs G. Explicar
a partir de la relación anterior cómo varían las
constantes de equilibrio con la temperatura.
 Dar ejemplos en los que se muestre la
importancia de procesos en equilibrio y conocer
diferentes formas mediante las que puede
mejorarse su rendimiento.
 Conocer los conceptos de disolución saturada y
solubilidad. (Repaso de la unidad 1).
 Determinar la constante del producto de
solubilidad para un compuesto iónico.
 Calcular la solubilidad de una sustancia a partir
de su producto de solubilidad.
 Establecer las condiciones para que una sal
precipite o cristalice. Explicar la influencia del ión
común.
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TEMA 3
Pág 1
IE
S
R
IB
ER
A
D
E
C
AS
TI
L
LA
Página en blanco por si quieres imprimir por las dos caras.
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TEMA 3
Pág 2
PROBLEMAS DE EQUILIBRIO QUÍMICO
LA
A

TI
L

C
AS

E

Escribir y ajustar la reacción.
Escribir la expresión de la constante de equilibrio.
Debajo de la reacción, plantear siempre:
Moles iniciales
Moles en el equilibrio
Concentraciones en el equilibrio
Cuando se trata de una reacción en la que intervienen gases, y se trabaja con
Kp, plantear:
Presiones parciales iniciales
Presiones parciales en el equilibrio
Si inicialmente solo hay reactivos y hay cero moles de productos, el sistema
siempre reaccionará hacia la derecha.
Si inicialmente tenemos reactivos y productos, primero se debe comprobar si el
sistema se encuentra en equilibrio, y si no lo está, ver hacia que lado
reaccionará.
Para ello, se determina el cociente de reacción Q.
(Problemas 6, 15)
Si Q > K, el sistema evoluciona hacia la izquierda, formando mas
reactivos.
Si Q < K, evoluciona hacia la derecha formando mas productos.
Hay que tener en cuenta que los moles, las concentraciones y las presiones
parciales, aumentan o disminuyen proporcionalmente a los coeficientes
estequiométricos de cada sustancia.
Por ejemplo, para la reacción:
D



S
R

IB
ER
N2 + 3 H2 ⇄ 2 NH3
− Si reacciona una cantidad x de N2, reaccionarán 3x de H2 y se formarán
2x de NH3. Estas cantidades se sumarán o restarán a las cantidades
iniciales.
En muchos problemas resulta útil sumar todos los moles o todas las presiones
parciales en el equilibrio. Con ello se obtiene una ecuación que servirá para
resolver el problema.
(Problemas 16, 17, 19, 20, 27)
Es conveniente recordar que la presión parcial de un gas se calcula
multiplicando su fracción molar por la presión total:
IE


p.p. = x . PT
(Problemas 14, 17, 20)
Si un sistema está en equilibrio y se añade o retira alguna de las sustancias, se
suman o restan las cantidades añadidas o retiradas a las que había en el
equilibrio y éstas son las nuevas condiciones iniciales. Se analiza hacia que lado
reaccionará el sistema, se plantea la constante de equilibrio y se resuelve el
problema.
(Problema 26)
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TEMA 3
Pág 3
EL GRADO DE DISOCIACIÓN α.
RELACIÓN ENTRE α Y LAS CONSTANTES KC y KP
Para una reacción genérica, del tipo a A
siguientes relaciones:
aA
no (1 − α)
concentraciones
Co (1 − α)
presiones
Po (1 − α)
ER
A
D
moles
⇄ b B + c C, se pueden plantear las
bB
+
b
no 
a
b
Co 
a
b
Po 
a
cC
c
no 
a
c
Co 
a
c
Po 
a
E
⇄
C
AS
TI
L
LA
El grado de disociación α se define como la fracción (expresada en tanto por
uno) de sustancia que ha reaccionado en un equilibrio químico.
 Siempre varía entre 0 y 1.
 0 significa que no ha reaccionado nada y 1 que ha reaccionado toda la sustancia. En
este último caso se trata de una reacción irreversible y por lo tanto no es un
equilibrio. Todos los reactivos se han transformado en productos y al final de la
reacción sólo existen éstos últimos.
 Al multiplicar α por 100, se obtiene su valor en %. Por ejemplo, si α = 0,2, significa
que ha reaccionado un 20% de la sustancia y que queda sin reaccionar (1 − α) = 0,8
(80%)
 α se aplica en los equilibrios donde una sustancia se descompone en otras más
simples y en todos los equilibrios de ácidos y bases débiles.
→ nT
→ PT
IE
S
R
IB
 En el primer caso, sumando los moles de todas las sustancias en el equilibrio nos
dará nT
 En el tercer caso, sumando todas las presiones, nos dará PT
 El segundo caso, con concentraciones, es el que se utilizará para los equilibrios
ácido−base débiles.
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TEMA 3
Pág 4
PROBLEMA EJEMPLO
A la temperatura de 480 ºC, el NH3 (g) se encuentra disociado en N2 (g) y en H2 (g)
2 NH3 (g) ⇄ N2 (g) + 3 H2 (g)
según el siguiente equilibrio:
En un recipiente cerrado, se introduce una cierta cantidad de amoníaco, y se
observa que al alcanzar el equilibrio, la presión total en el recipiente es de 1 atm y el
NH3 se ha disociado en un 66%. Determinar:
a) Las presiones parciales de cada uno de los gases en el equilibrio.
LA
b) Las constantes KC y KP
Solución:
2 NH3
Po 
2
+
3 H2
3Po 
2
C
AS
Po (1 − α)
Presiones
N2
⇄
TI
L
Primero se plantea la relación de presiones en el equilibrio:
En el equilibrio, la suma de las presiones de todos los gases es:
PT
1

 0,602atm
1    1  0,66
A
Po 
D
E
1
3 

PT  Po  1         Po 1   
2
2 

PT  Po 1    y de esta ecuación se obtiene Po
ER
Las correspondientes presiones parciales son:
PNH3  Po (1  )  0,062·(1  0,66)  0,205atm
IB
Po  0,602 · 0,66

 0,199 atm
2
2
3 Po  3·0,602 · 0,66
PH2 

 0,596 atm
2
2
S
R
PN2 
IE
Las constantes de equilibrio son (teniendo en cuenta que ∆n = 2):
KP 
KC 
PN2 . PH32
2
PNH
3
KP
R T 
n


0,199·0,5963
 1,002 atm2
2
0,205
1
 0,082·753 
2
 2,62·104
Los problemas 18,19 y 28 se deben resolver aplicando el grado de disociación α.
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TEMA 3
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IE
S
R
IB
ER
A
D
E
C
AS
TI
L
LA
CURVAS DE SOLUBILIDAD
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TEMA 3
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Solubility Product Constant (Ksp) Values at 25 oC
Ksp
Salt
Bromides
Ksp
Salt
Carbonates
6.6 x 10
CuBr
Oxalates
MgCO3
6.8 x 10
-6
MgC2O4
4.8 x 10-6
6.3 x 10-9
NiCO3
1.3 x 10-7
FeC2O4
2 x 10-7
AgBr
5.4 x 10-13
CaCO3
5.0 x 10-9
NiC2O4
1 x 10-7
Hg2Br2
6.4 x 10-23
SrCO3
5.6 x 10-10
SrC2O4
5 x 10-8
MnCO3 2.2 x 10-11
CuC2O4
Chlorides
LA
PbBr2
-6
Ksp
3 x 10-8
1.2 x 10-5
CuCO3
2.5 x 10-10
BaC2O4
CuCl
1.7 x 10-7
CoCO3
1.0 x 10-10
CdC2O4
1.4 x 10-8
AgCl
1.8 x 10-10
FeCO3
2.1 x 10-11
ZnC2O4
1.4 x 10-9
Hg2Cl2
1.4 x 10-18
ZnCO3
1.2 x 10-10
CaC2O4
2.3 x 10-9
C
AS
Ag2CO3 8.1 x 10-12
Fluorides
1.6 x 10-7
TI
L
PbCl2
Ag2C2O4 3.5 x 10-11
1.8 x 10-7
CdCO3
6.2 x 10-12
PbC2O4
MgF2
7.4 x 10-11
PbCO3
7.4 x 10-14
Hg2C2O4 1.8 x 10-13
SrF2
2.5 x 10-9
Hydroxides
CaF2
1.5 x 10-10
Ba(OH)2 5.0 x 10-3
MnC2O4
4.8 x 10-12
1 x 10-15
Phosphates
D
E
BaF2
Ag3PO4
PbI2
8.5 x 10-9
Ca(OH)2 4.7 x 10-6
AlPO4
CuI
1.1 x 10-12
Mg(OH)2 5.6 x 10-12
Mn3(PO4)2 1 x 10-22
8.5 x 10-17
Mn(OH)2 2.1 x 10-13
Ba3(PO4)2
3 x 10-23
4.5 x 10-29
Cd(OH)2 5.3 x 10-15
BiPO4
1.3 x 10-23
Pb(OH)2 1.2 x 10-15
Sr3(PO4)2
4 x 10-28
IB
Hg2I2
8.9 x 10-17
9.8 x 10-21
ER
AgI
Sr(OH)2 6.4 x 10-3
A
Iodides
Sulfates
7.1 x 10-5
Fe(OH)2 4.9 x 10-17
Pb3(PO4)2 7.9 x 10-43
Ag2SO4
1.2 x 10-5
Ni(OH)2 5.5 x 10-16
Chromates
Hg2SO4
6.8 x 10-7
Co(OH)2 1.1 x 10-15
CaCrO4
7.1 x 10-4
SrSO4
3.5 x 10-7
Zn(OH)2 4.1 x 10-17
SrCrO4
2.2 x 10-5
PbSO4
1.8 x 10-8
Cu(OH)2 1.6 x 10-19
Hg2CrO4
2.0 x 10-9
BaSO4
1.1 x 10-10
Hg(OH)2 3.1 x 10-26
BaCrO4
1.2 x 10-10
Sn(OH)2 5.4 x 10-27
Ag2CrO4 2.0 x 10-12
4.4 x 10-3
Cr(OH)3 6.7 x 10-31
PbCrO4
Hg2(CH3COO)2 4 x 10-10
Al(OH)3 1.9 x 10-33
Acetates
Ag(CH3COO)
Fe(OH)3 2.6 x 10-39
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2.8 x 10-13
Fuente:
IE
S
R
CaSO4
http://users.stlcc.edu/gkrishnan/ksptable.html
Salt
TEMA 3
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TEMA 3
Pág 8
U.D. 3 EL EQUILIBRIO QUÍMICO
1. Escribe la expresión de las constantes de equilibrio Kc de las siguientes reacciones
y evalúa el rendimiento de las mismas:
H2(g) + CO2(g)  CO(g) + H2O(g)
2 O3 (g)  3 O2(g)
Cl2 (g)  2Cl (g)
2 NO(g) + Br2(g)  2 NOBr (g)
Kc = 1,59
Kc = 2,54.1012
Kc = 1,4.10–38
Kc = 2,55
T=
T=
T=
T=
500 ºC
2000 ºC
25 ºC
800 ºC
2. La constante de equilibrio de la siguiente reacción a 257 ºC es 100:
N2 (g) + 3 H2 (g)  2 NH3 (g)
¿Cuál es la concentración de amoniaco cuando las concentraciones de H2 y N2 en
un sistema en equilibrio son 0,50 mol/l y 1,5 mol /L respectivamente.
S: 4,3 mol/L
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TEMA 3
Pág 9
3. En un recipiente se introducen 2,94 moles de yodo y 8,10 moles de hidrógeno,
estableciéndose el equilibrio cuando se han formado 5,6 moles de yoduro de
hidrógeno. A la temperatura de la experiencia todas las sustancias son gaseosas y
están integradas por moléculas diatómicas. Calcular:
a) Las cantidades de yodo e hidrógeno que han reaccionado.
b) La constante de equilibrio de la reacción.
S: Kc = 42,26
4. La constante de equilibrio Kc del problema anterior vale 50 cuando la reacción tiene
lugar a 448 ºC. Si inicialmente partimos de 1 mol de yodo y 2 de hidrógeno, ¿qué
cantidad de yoduro de hidrógeno se formará al alcanzar el equilibrio?.
S: 1,869 moles
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TEMA 3
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5. Se introducen 1,4 moles de SO3 (g) en un recipiente de 2,0 litros a una temperatura
de 100 ºC. Cuando se establece el equilibrio, la cantidad de SO2 en el recipiente es
de 0,8 moles. Determinar Kc
2 SO3 (g)  2SO2 (g) + O2 (g)
S: 0,355
6. La constante de equilibrio para la siguiente reacción es Kc = 0,9 a 700 ºC
SO2 (g) + NO2 (g)  SO3 (g) + NO (g)
En un recipiente de 0,750 litros se introducen 3 moles de cada una de las cuatro
sustancias.
a) ¿Está el sistema en equilibrio?
b) ¿A que lado evolucionará el sistema?
c) ¿Cuáles serán las concentraciones cuando se alcance el equilibrio?
S: [SO2] = [NO2] = 4,1 mol/L; [SO3] = [NO] = 3,9 mol/L
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TEMA 3
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7.
Completa la tabla y calcula la constante de equilibrio para la reacción.
Reacción
2A
Moles iniciales
2
Moles que reaccionaron
+
B

2
C +
0
2D
0
0,5
Moles en el equilibrio
S: Kc = 1/3
8. Conocidas las constantes de equilibrio a una determinada temperatura para las
reacciones:
C (s) + CO2 (g)  2 CO (g)
Kc = 1,48
H2(g) + CO2(g)  CO(g) + H2O(g)
Kc = 1,59
Determinar, a la misma temperatura la Kc para la reacción:
C (s) + H2O(g)  CO(g) + H2(g)
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TEMA 3
S: 0,93
Pág 12
9. Escribe la expresión de las constantes Kc y Kp para las siguientes reacciones y la
relación que existe entre ellas:
C (s)
+ O2 (g)
 CO2 (g)
CO2(g) + C(s)  2CO(g)
Ca CO3(s)  CaO(s) + CO2(g)
Combustión del etanol (líquido) para dar CO2(g) y H2O(g)
10. ¿En qué casos el valor numérico de Kp es igual al de Kc?
11. Sabiendo que a 300K para el equilibrio N2O4 (g)  2 NO2 (g) el valor de Kp = 0,2
atm, determina el valor de la constante Kc.
S: 8,1.10−3 mol/L
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Pág 13
12. El sulfato de calcio se utiliza como desecante ya que elimina el vapor de agua
contenido dentro de un recipiente, según el proceso:
CaSO4 (s) + 2 H2O (g)  CaSO4·2H2O (s)
Si el valor de Kp es 1,55.103 atm−2, determina la presión parcial del vapor de agua
contenido en un recipiente cerrado que contiene sulfato de calcio.
S: 2,54.10−2 atm
13. La disociación del dióxido de nitrógeno en monóxido de nitrógeno y oxígeno se
realiza en un recipiente cerrado a 327 ºC. Las concentraciones de los tres gases en
el equilibrio son 0,0146, 0,00382 y 0,00191 moles L–1 respectivamente. Calcular las
constantes Kc y Kp a esa temperatura.
S: 1,31.10–4; 6,45.10–3
14. Para la reacción C(s) + CO2 (g)  2 CO (g) a una temperatura de 600 ºC y a la
presión de 2 atm, en el equilibrio hay 0,05 moles de CO2 por cada mol de CO.
Determina el valor de Kp a esa temperatura.
S: 38,2 atm
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Pág 14
15. La constante de equilibrio Kc para la reacción gaseosa H2 + I2  2 HI vale
55,3 a 700 K. Se pide:
a) Explicar que ocurre al mezclar a dicha temperatura, en un recipiente cerrado
las tres sustancias a las siguientes presiones parciales: P (H2) = 0,02 atm;
P(I2) = 0,02 atm; P(HI) = 0,7 atm.
b) ¿Cuáles serán las presiones parciales en el equilibrio?
S: b) 0,0784; 0,583
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16. En un recipiente de 2,50 litros se introducen 117,6 g de N2 y 14,4 g de H2 y se
calienta hasta 220ºC; en este momento se alcanza el siguiente equilibrio:
N2(g) + 3 H2  2 NH3(g)
Si la presión total en el recipiente donde se produce la reacción es 120 atm
calcular:
a) La concentración en mol L–1 de todas y cada una de las especies presentes en
el equilibrio.
b) El valor de Kc y Kp para el equilibrio en estas condiciones.
S: N2 0,898 mol/L; H2 0,506 mol/L; NH3 1,5464 mol/L
Kc = 21,02 (mol/L)−2; Kp = 0,0128 atm−2
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TEMA 3
Pág 16
17. La constante Kp correspondiente a la reacción:
CO2(g) + H2(g)  CO(g) + H2O(g)
vale 0,700 a 1027 ºC.
Si inicialmente mezclamos 10 moles de CO2 y 10 moles de H2 y se calientan a esa
temperatura, alcanzando el sistema una presión de 10 atm,
a) ¿Cuáles son las fracciones molares en el equilibrio?
b) ¿Cuáles son las presiones parciales en el equilibrio?
c) ¿Cuál es el valor de la constante Kc?
S: a) 0,272; 0,228 b) 2,72; 2,28 c) 0,700
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TEMA 3
Pág 17
18. A una temperatura de 300 K se introducen 0,1 moles de N2O4 en un recipiente que
tiene una capacidad de 10 litros. Si se disocia según el proceso
N2O4 (g)  2 NO2 (g)
y cuando se llega al equilibrio se ha disociado el 33,5% de la cantidad inicial,
determina los valores de Kc y Kp a esa temperatura.
S: Kc = 6,75.10−3 ; Kp = 0,166 atm
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TEMA 3
Pág 18
19. En un recipiente cerrado de 0,5 litros en el que se ha hecho el vacío, se introducen
2,3 g de tetraóxido de dinitrógeno. A la temperatura de 35 ºC, se alcanza el
equilibrio:
N2O4 (g)  2 NO2 (g)
El valor de KC para este equilibrio a 35 ºC es 0,01. Calcular:
a) El valor de KP a 35 ºC.
b) El grado de disociación del tetraóxido de dinitrógeno.
c) La presión total en el equilibrio.
S: a) 0,25; b) 0,2; c) 1,515 atm
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TEMA 3
Pág 19
20. Para la reacción entre gases C2H2 + 2 H2  C2H6 la constante Kp es 0,1836.
Determina la presión que se debe aplicar a una mezcla formada por 1 mol de
etileno y 3 moles de hidrógeno para conseguir que reaccione el 70% del acetileno
(o etino. Escribe su fórmula desarrollada).
S: 5,79 atm
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TEMA 3
Pág 20
DESPLAZAMIENTO DEL EQUILIBRIO
21. En las reacciones siguientes:
2 CO(g) + O2(g)  2 CO2(g)
NO(g) + CO2(g)  CO(g) + NO2(g)
2 H2(g) + O2(g)  2 H2O(g)
NH3(g) + HCl(g)  NH4Cl(s)
N2O4(g)  2 NO2
C(s) + H2O(g)  CO(g) + H2(g)
a) ¿Cómo afecta al equilibrio un aumento de la presión total?
b) ¿Cómo afecta en la primera reacción un aumento de la concentración de
CO2?
c) ¿Cómo afecta en la segunda un aumento de la presión parcial de NO2?
22. ¿Qué efecto produce un aumento de la temperatura en los siguientes equilibrios?:
2 H2(g) + O2(g)  2 H2O(g)
NH3(g) + HCl(g)  NH4 Cl(s)
H2(g)  2 H(g)
N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3(g)
N2O3(g)  NO(g) + NO2(g)
H
H
H
H
H
<
<
>
<
>
0
0
0
0
0
23. Analizar la influencia de la presión, concentración y temperatura en la producción
industrial de amoníaco mediante síntesis de sus elementos, si la reacción es:
N2(g) + 3 H2(g) 
2 NH3(g)
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H = – 91,1 kJ
TEMA 3
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24. La entalpía de formación del HI a 425 ºC es H = + 26,48 kJ/mol y la constante de
equilibrio, Kp = 7,45. Justifican como afectan al equilibrio y a la constante de
equilibrio los siguientes cambios:
a) Aumento de la concentración de H2
b) Disminución de la temperatura.
c) Eliminación de HI
d) Reducir el volumen y aumentar la presión.
e) Un catalizador.
25. Para la siguiente reacción:
4 HCl (g) + O2 (g) 
2 Cl2 (g) + 2 H2O (g)
∆H < 0
¿Cómo afectan a la concentración de HCl los siguientes cambios?:
a) Añadir oxígeno a la mezcla.
b) Retirar vapor de agua.
c) Aumentar el volumen.
d) Reducir la temperatura.
e) Añadir un gas inerte (helio).
f) Añadir un catalizador.
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26. El análisis del contenido de un recipiente donde se lleva a cabo la siguiente
reacción:
SO2 (g) + NO2 (g)  SO3 (g) + NO (g)
indica que la reacción se encuentra en equilibrio cuando las concentraciones son:
[SO2] = 0,3 mol/L; [NO2] = 0,4 mol/L; [SO3] = [NO] = 0,6 mol/L
a) Determinar el valor de constante de equilibrio Kc
b) Calcular la composición de la mezcla en el nuevo estado de equilibrio que se
alcanza cuando se aumenta en 0,2 moles/l la concentración de NO sin variar la
temperatura. Comprobar que se cumple la expresión de la constante de equilibrio.
S: [SO2] = 0.33363 mol/L; [NO2] = 0,43363 mol/L;
[SO3] = 0,56637 mol/L; [NO] = 0,76637 mol/L
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27. En un recipiente cerrado y a una temperatura de 400 ºC se mezclan 2,34 moles de
HCl con 1,5 moles de O2. Cuando se alcanza el equilibrio se ha formado 1 mol de
Cl2 y 1 mol de de H2O. En el equilibrio, la presión total de la mezcla es 3,63 atm.
Determina el volumen del recipiente y el valor de KC.
S: 50,78 L; 3799,9
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28. El cloruro de nitrosilo (NOCl) es un gas que se disocia a 735 ºC según el siguiente
equilibrio:
2 NOCl (g)  2 NO (g) + Cl2 (g).
En un recipiente de un litro, se introducen dos moles de NOCl y se comprueba que
una vez alcanzado el equilibrio, se han disociado en un 33%. Calcular:
a) El valor de KC.
b) La presión total en el equilibrio y las presiones parciales de cada uno de los
gases.
c) ¿Hacia que lado se desplazará el equilibrio si se aumenta el volumen al doble?
S: a) KC = 0,08 b) PNOCl = 110,8 atm; PNO = 54,6 atm; PCl2 = 27,3 atm.
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29. A una temperatura de 1000 ºC la reacción CO2 (g) + C (s)  2 CO (g)
tiene una constante de equilibrio Kp = 1,65 atm. Si la presión dentro del recipiente
en el equilibrio es de 5 atm,
a) Escribe la expresión de las fracciones molares en el equilibrio en función del
grado de ionización α.
b) Calcula las presiones de CO2 y de CO en el equilibrio.
c) Determina el tanto por ciento de dióxido de carbono que ha reaccionado.
S: 27,62%
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30. A una temperatura de 25 ºC la solubilidad de carbonato de plata en agua pura es
0,0355 g/L. Determina su producto de solubilidad.
S: 8,53.10−12
31. Calcula la concentración de iones hidróxido y el pH de una disolución saturada de
hidróxido de magnesio. KPS = 5,6 · 10−12
S: 10,37
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32. Determina si se forma o no un precipitado en los siguientes casos:
a) Al mezclar 40 mL de una disolución de nitrato de plata 10−3 M con 160 mL de
una disolución de NaCl 5 · 10−3 M
b) Al mezclar 40 mL de una disolución de NaOH 10−3 M con 160 mL de una
disolución de nitrato de magnesio 5 · 10−3 M
c) Explicar que ocurrirá si a cada una de las anteriores mezclas se le añade ácido
clorhídrico.
Datos KPS (Ag Cl) = 1,8 · 10−10
KPS Mg (OH)2 = 5,6 · 10−12
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