Autor Tema: Calcular la constante de equilibrio.

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27 Mayo, 2018, 09:56 am
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Caylus

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Hola, tengo dudas con el siguiente ejercicio:

2.50 moles de NOCl puro se introdujeron en un reactor de 1.50 litros a 400°C. Una vez alcanzado el equilibrio,
se comprobó que el 28.0% del NOCl inicial se había disociado según la reacción \( 2 NOCl (g) ⇄ 2 NO (g) + Cl_2 (g) \). Calcula:
a) La constante de concentraciones KC para este equilibrio.
b) La presión total en el equilibrio.
c) La constante de presiones KP para este equilibrio.
Dato: R= 0,082 atm L/mol·K

Si el 28% del NOCl inicial se disocia (0,7 moles), los moles en equilibrio de NOCl serían 1,8, los moles formados de NO serían 0,7 y los de Cloro molecular 0,35. La constante me da 0,035, ¿es correcto este análisis?

Muchas gracias de antemano.

08 Junio, 2018, 05:30 pm
Respuesta #1

Geraldine____

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\( 2 NOCl (g) ⇄ 2 NO (g) + Cl_2 (g) \). Calcula:

a) La constante de concentraciones \( K_c \) para este equilibrio.

\( CREO: \)
\( K_c= \)\( \displaystyle\frac{[Cl_2] [NO]^2}{[NOCL]^2} \)\( =\displaystyle\frac{[2X] [X]^2}{[C_0-2X]^2} \)

\( C_0=[NOCL]=2,50 moles * \displaystyle\frac{1000 mL}{1500 mL}=1,6667 M \).

\( X=1,6667*0,28=0,4667 M. \)
\( K_c=0,7494 \)

(Me da a pensar lo bajo de la constante).

c) La constante de presiones KP para este equilibrio.
\( K_p=K_c RT^{(Δn)} \)
\( K_p=... \)

(Otra forma es calcular las presiones parciales como en (b)):
\( K_p= \)\( \displaystyle\frac{P_{Cl_2} *P_{NO}^2}{P_{NOCL}^2} \)

b) La presión total en el equilibrio.
\(  P_{NO}=[NO]*RT=  \)
\(  P_{NOCl}=[NOCl]*RT=  \)
\(  P_{Cl_2}=[Cl_2]*RT=  \)


\( P_{Total}=P_{NO}+P_{NOCL}+P_{Cl_2}= \)
Creo que es así.
Geraldine.