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EJERCICIOS DE EQUILIBRIO QUIMICO 

Cuando el cloruro amónico se calienta a 275ºC en un recipiente cerrado de 1,0 litro, se descompone dando lugar a cloruro de hidrógeno gaseoso y amoniaco gaseoso alcanzándose el equilibrio. La constante Kp= 1,04*10-2. ¿Cuál será la masa de cloruro de amonio que queda sin descomponer cuando se alcance el equilibrio si en la vasija se introducen 0,980 g de sal sólida?

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Cuando el dióxido de estaño se calienta en presencia de hidrógeno tiene lugar la reacción siguiente: SnO2 (s) + 2 H2(g) ↔ Sn (s) + 2 H2O (g) Si los reactivos se calientan en una vasija cerrada a 500ºC, se alcanza el equilibrio con unas concentraciones de H2 y H2O de 0,25 M. Se añade hidrógeno a la vasija de manera que su concentración inicial es de 0,5 M. ¿Cuáles serán las concentraciones de H2 y H2O cuando se restablezca el equilibrio?

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En una vasija de 200 ml en la que se encuentra azufre sólido, se introduce 1,0 g de hidrógeno y 3,2 g de sulfuro de hidrógeno. Se calienta el sistema a 380 K con lo que se establece el equilibrio: H2S (g) ↔ H2 (g) + S (s) Kc = 7,0*10-2 Calcular la presión de ambos gases en el equilibrio.

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Una mezcla de dióxido de azufre y oxígeno en relación molar 2:1, en presencia de un catalizador, alcanza el equilibrio: 2 SO2 (g) + O2 (g) ↔ 2 SO3 (g) ¿Cuál es el valor de la constante de equilibrio Kp si a la presión total de 5 atmósferas el 32 % del SO2 (g) se ha transformado en SO3 (g)?

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La constante de equilibrio de la reacción N2O4(g) ↔ 2 NO2(g) a 134ºC vale Kp = 66. Cuando se alcanza el equilibrio en un recipiente de 10 litros la presión es de 10 atm. Calcula el número de moles de NO2 en la mezcla de equilibrio.

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En un recipiente cerrado de 10 litros en el que se ha hecho el vacío se introducen 0,2 moles de H 2 y 0,2 moles de I2. Se mantiene la temperatura a 440ºC alcanzándose el equilibrio: H2 (g) + I2 (g) ↔ 2 HI (g) ¿Cuál es la presión total en la cámara?

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La constante de equilibrio de la reacción N2O4 (g)  2 NO2 (g) a 134ºC vale Kp = 66. Cuando se alcanza el equilibrio en un recipiente de 10 litros la presión es de 10 atm. Calcula el número de moles de NO2 en la mezcla de equilibrio.

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A 375 ºC el SO2Cl2 se descompone según la siguiente reacción: SO2Cl2 (g) ↔ SO2 (g) + Cl2 (g) Se introduce un mol de SO2Cl2 en un recipiente cerrado de 2 litros en el que previamente se ha hecho el vacío. Se calienta a 375ºC y cuando se alcanza el equilibrio se observa que se ha descompuesto el 25,8% del SO2Cl2 inicial. Calcula el valor de Kc.

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A 300 ºC el pentacloruro de fósforo se descompone parcialmente en tricloruro de fósforo y cloro según la siguiente ecuación: PCl5 (g) ↔ PCl3 (g) + Cl2 (g)

Se introducen 13,35 g de pentacloruro de fósforo en un recipiente cerrado de 2 litros en el que previamente se ha realizado en vacío. Se calienta a 300 ºC y cuando se alcanza el equilibrio la presión total de la mezcla de los gases es de 2,84 atm. Calcula la presión parcial de cada componente en la mezcla de equilibrio, y a partir de estas presione calcula el valor de Kp

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A 1000ºC el carbono (s) reacciona con el dióxido de carbono según la siguiente ecuación: C (s) + CO2 (g) ↔2 CO (g) Se introducen 4,4 g de dióxido de carbono (g) y 1,6 g de carbono (s) en un recipiente cerrado de 1 litro en el que previamente se ha hecho el vacío. Se calienta a 1000ºC y cuando se alcanza el equilibrio la presión total en el interior del recipiente es de 13,9 atmósferas. Calcula el valor de Kc y la masa de sólido en el equilibrio, a 1000ºC La concentración inicial de CO2 es

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El óxido de nitrógeno (II) reacciona con oxígeno según la siguiente ecuación: 2 NO (g) + O2 (g) ↔ 2 NO2 (g) Se introducen 12 g de NO (g) y 16 g de O2 (g) en un recipiente cerrado de 3 litros en el que previamente se ha hecho el vacío. Se calienta la mezcla a 100ºC y cuando se alcanza el equilibrio a dicha temperatura la presión total en el interior del recipiente es de 8,36 atmósferas. Calcula la presión parcial de cada componente en la mezcla de equilibrio y, a partir de estas presiones parciales, calcula el valor de Kp.

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En un recipiente de paredes rígidas de 1,0 L se hace el vacío y después se introduce N2O4 (g) hasta alcanzar una presión de 1,00 atm a l00ºC. El N2O4 se disocia parcialmente según: N2O4 (g) ↔ 2 NO2 (g) Al alcanzarse el equilibrio la presión total es de 1,78 atm a 100 ºC. Calcule la cantidad inicial de N2O4

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Para el equilibrio H2 (g) + CO2 (g) ↔ H2O (g) + CO (g), la Kc es 4,40 a 2000 K a. Calcule la concentración de cada especie en el equilibrio si inicialmente se han introducido 1,00 mol de CO2 y 1,00 mol de H2, en un recipiente vacío de 5,0 litros, a 2000K

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El pentacloruro de fósforo se disocia según el equilibrio homogéneo en fase gas siguiente: PCl5(g)  PCl3(g) + Cl2(g) A una temperatura determinada se introducen en un matraz de un litro de capacidad un mol de pentacloruro de fósforo y se alcanza el equilibrio cuando se disocia el 35% de la cantidad de pentacloruro inicial. Si la presión de trabajo resulta ser de 5 atmósferas se desea saber: a. La constante del equilibrio en función de las concentraciones molares.

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La constante Kp correspondiente al equilibrio CO (g) + H2O ↔ CO2 (g) + H2 (g) vale 9 a la temperatura de 690 K. Si inicialmente se introducen en un reactor, de 15 litros de volumen, 0,3 mol de CO y 0,3 mol de H2O, calcule: Las concentraciones de cada una de las especies (CO, H2O, CO2 y H2) una vez el sistema alcance el equilibrio.

EXPRESIONES DE EQUILIBRIO QUIMICO EN REACCIONES QUIMICAS

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N2O4(g) ↔ 2 NO2(g) 2 NO(g) + Cl2(g) ↔ 2 NOCl(g) CaCO3(s) ↔ CaO(s) + CO2(g) 2 NaHCO3(s) ↔ Na2CO3(s) + H2O(g) + CO2(g) N2(g) + 3 H2(g) ↔ 2 NH3(g) PCl5(g) ↔ PCl3 (g) + Cl2(g) 2 SO2(g) + O2(g) ↔ 2 SO3(g) H2(g) + Cl2(g) ↔ 2 HCl(g) H2(g) + I2(g) ↔ 2 HI(g) N2(g) + O2(g) ↔ 2 NO (g)

EJERCICIOS DE EXPRESIONES DE EQUILIBRIO QUIMICO HOMOGENEAS

1. Escribe las expresiones de la constante de equilibrio Kc, en cada una de las siguientes reacciones. a. H2(g) + I2(g) 2 HI(g) b. Cd+2 (ac) + 4 Br –(ac) CdBr42-(ac)

2. Para el equilibrio 2 SO3 (g) 2 SO2 (g) + O2(g) La Kc es 4,08 ⦁ 10-3 a 1000 K. Calcule el valor de Kp

3. Se determinó que una disolución acuosa de ácido acético tiene las siguientes concentraciones de equilibrio a 25°C; [HC2H3O2]=1,65 × 10-2 M; [H]=5,44×10-4M; y [C2H3O2-]=5,44×10-4M. Calcule la constante de equilibrio Kc para la ionización del ácido acético a 25°C. La reacción es: HC2H3O2 (ac) ↔ H + (ac) + C2H3O2-(ac)

4. A 523 K las concentraciones de PCl5, PCl3 y Cl2 en equilibrio para la reacción PCl5 (g) ↔PCl3 (g) + Cl2 (g) Son 0,809M, 0,190 M y 0,190M, respectivamente. Calcule a esa temperatura: a) Las presiones parciales de las tres especies en el equilibrio.

5. Calcular la expresión de la constante de equilibrio Kp según la ecuación balanceada PCl5 (g)↔ PCl3 (g) + Cl2 (g)

6. Una mezcla de dióxido de azufre y oxígeno en relación molar 2:1, en presencia de un catalizador, alcanza el equilibrio: 2 SO2 (g) + O2 (g) ↔ 2 SO3 (g) ¿Cuál es el valor de la constante de equilibrio Kp si a la presión total de 5 atmósferas el 32% del SO2 (g) se ha transformado en SO3 (g)

7. El valor de la constante de equilibrio para la reacción H2 (g) + I2 (g) ↔ 2 HI (g) a 533 K es Kc = 85 a. Una muestra de 50 g de HI (g) se calienta en un recipiente de 2 litros a 533 K. Calcula la composición de la mezcla en el equilibrio.

8. A 800 K la constante de equilibrio de la reacción: H2(g) + I2(g) ↔ 2 HI(g) es Kp=37,2. En un recipiente de 4 litros que contiene hidrógeno a 800 K y una presión de 0,92 atm se introducen 0,2 moles de HI. Calcule la concentración de I2 que habrá en el recipiente cuando se alcance el estado de equilibrio.

9. En el proceso Deacon el cloro (g) se obtiene según el equilibrio: 4HCl (g) + O2 (g) ↔ 2 Cl2 (g) + 2 H2O (g) Se introducen 3,65 gramos de HCl (g) y 3,20 gramos de O2 (g) en un recipiente cerrado de 10 litros en el que previamente se ha hecho el vacío. Se calienta la mezcla a 390ºC y cuando se ha alcanzado el equilibrio a esta temperatura, se observa la formación de 2,84 gramos de Cl2 (g). a. Calcule el valor de Kc.

10. Calcule la presión parcial de cada componente en la mezcla de equilibrio y, a partir de esas presiones parciales, calcule el valor de Kp. 4 HCl (g) + O2 (g)  2 Cl2 (g) + 2 H2O (g)

EJERCICIOS DE EXPRESIONES DE EQUILIBRIO QUIMICO HETEROGENEAS

1. Para el equilibrio: NH4HS (s)  NH3 (g) + H2S (g) la constate de equilibrio es Kc = 1,2*10-4 En un vaso de 1 litro se coloca NH4HS (s) que se descompone hasta alcanzar el equilibrio. Calcular las concentraciones de ambos gases presentes.

2. En un recipiente cerrado de 32 litros de capacidad existe carbono sólido que reacciona con CO 2 y forma CO. A 600 K, el sistema alcanza el equilibrio: C (s) + CO2 (g)  2 CO (g) estando presentes carbono en exceso, 1,5 moles de CO (g) y 0,5 moles de CO2 (g). a. Calcular Kc.

3. El valor de la constante de equilibrio para la reacción H2 (g) + I2 (g)  2 HI (g) a 533 K es Kc = 85 a. Una muestra de 50 g de HI (g) se calienta en un recipiente de 2 litros a 533 K. Calcula la composición de la mezcla en el equilibrio.

4. Cuando el óxido de mercurio sólido, HgO (s), se calienta en un recipiente cerrado en el que se ha hecho el vacío, se disocia reversiblemente en vapor de mercurio y oxígeno de acuerdo con el equilibrio: 2 HgO (s) 2 Hg (g) + O2 (g) Si tras alcanzar el equilibrio, la presión total fue de 0,184 atm a 380 ºC, calcule: a. Las presiones parciales de cada uno de los componentes gaseosos

5. A 400ºC, el NaHCO3 se descompone parcialmente según la siguiente ecuación: 2NaHCO3 (s)  Na2CO3 (s) + CO2 (g) + H2O (g) Se introduce una cierta cantidad de NaHCO3 (s) en un recipiente cerrado de 2 litros, en el cual previamente se ha hecho el vacío; se calienta a 400ºC y cuando se llega al equilibrio a la citada temperatura, se observa que la presión en el interior del recipiente es de 0,962 atm. Calcula el valor de Kp y Kc

6. Calcula la masa de NaHCO3 (s) que se habrá descompuesto en la siguiente ecuación: 2NaHCO3 (s)  Na2CO3 (s) + CO2 (g) + H2O (g)

7. A 427ºC, el cloruro amónico, NH4Cl, se descompone parcialmente según la ecuación: NH4Cl (s) ↔NH3 (g) + HCl (g) Se introduce una cierta cantidad de NH4Cl (s) en un recipiente cerrado de 5 litros en el que previamente se ha hecho el vacío; se calienta a 427 ºC y, cuando se alcanza el equilibrio a la citada temperatura, se observa que la presión en el interior del recipiente es de 6 atm. Calcule el valor de Kp y Kc

8. Del ejercicio anterior calcule la masa de NH4Cl que se habrá descompuesto

9. Cuando el óxido de mercurio sólido, HgO (s), se calienta en un recipiente cerrado en el que se ha hecho el vacío, se disocia reversiblemente en vapor de mercurio y oxígeno de acuerdo con el equilibrio: 2 HgO (s)  2 Hg (g) + O2 (g) Si tras alcanzar el equilibrio, la presión total fue de 0,184 atm a 380 ºC, calcule Las concentraciones molares de los mismos.

10. Calcule el valor de las constantes de equilibrio Kc y Kp para la ecuación: 2 HgO (s)  2 Hg (g) + O2 (g)

I. II.

III. IV. V.

VI.

EJERCICIOS DE PH ¿Cuál es el pH de una solución cuya concentración de iones hidronio es de 1?0x10−5 M? R= 5 ¿Cuál es la concentración de iones hidronio de una solución cuyo pH es 4? R= El valor de pH es el exponente negativo de 10, así que la concentración de iones hidronio es de 1.0x10−4 M ¿Cuál es el pH de una solución KOH cuya concentración de iones hidróxido es de 1?0x10−4? R= El exponente es -4; por tanto, el pOH es 4. Puesto que el pH= 14 – pOH, pH=14-4=10. ¿Cuál es el pH de una solución cuya concentración de iones hidronio es de 1?0x10−3 M? R= 3 ¿Cuál es el pH de una solución cuya concentración de iones hidronio es de 1?0x10−10 M? R= 10 calcular el pH de una disolución de ácido nítrico HNO3 3,8·10-4 M. Al ser un ácido fuerte todo el HNO3 se disocia:

HNO3+H2O →

H3O+ + NO3-

[H3O+] = 3,8 · 10-4 M pH = - log [H3O+] = - log [3,8 · 10-4] = 3,42 VII.

calcular el pH de una disolución 0,5 N de hidróxido de sodio NaOH. Na+ + OHNaOH → pOH = -log [OH-] = -log [0,5] = 0,3 pH= 14 -pOH= 14 - 0,3= 13,4

VIII.

Calcular el pH y el pOH de HNO3 0,035 M HNO3+H2O →

H3O+ + NO3-

[H3O+] = 0,035 pH = - log [H3O+] pH = - log [0,035] pH = 1,46 pOH = 14 - pH = 12,54 IX.

Calcular el pH y el pOH de H2SO4 0,1 M 2H3O+ + SO4-2 H2SO4_+_2_H2O → [H3O+] = 2 · 0,1 = 0,2 pH = - log [H3O+] pH = - log [0,04] pH = 1,4 pOH = 14 - pH = 12,6

X.

Calcule el pH de una disolución de HClO4 0’03 M. HClO4 + H2O —> ClO4- + H3O+

[H3O+]= 0,03 M; pH= – log[H3O+]; pH= – log(0,03); pH= 1,5 lo que corresponde a una disolución muy ácida XI.

Calcule el pH de una disolución 0’05 M de NaOH NaOH –> Na+ + OH-

[OH-]= 0,05 M; la concentración de ión hidronio la calculamos a partir de la expresión del producto iónico del agua Kw=[H3O+]·[ OH-] [H3O+]= Kw / [ OH-] ; [H3O+]= 10-14 / 0,05 = 2·10-13 M pH= – log[H3O+]; pH= – log(2·10-13); pH= 12,7 lo que corresponde a una disolución muy básica XII.

La disociación del H2O es: H2O + H2O ↔ H3O+ + OH-

XIII.

XIV. XV. XVI. XVII. XVIII. XIX.

XX.

Por tanto [H3O+] = [OH-] = 1 x 10-7 mol/litro pH = - log [H3O+] pH = - log [1 x 10-7] pH = 7 A 25°C, el pH del agua pura y de cualquier solución acuosa que contenga concentraciones iguales de Ión hidronio y de ión hidroxilo es 7. Calcúle el pH de una solución cuya concentración de ión hidronio es 6,0 x 10 –5 M pH = - log [6,0 x 10 –5] = - log [6,0 x 10 –5] = - [log 6,0 + log 10 –5] pH = -0,78 + 5 = 4,22 ¿Cuál es el pH de una solución de KOH 0.001 M que tiene un pOH de 3? R=pH 11 ¿Cuál es la concentración de iones hidronio de una solución cuyo pH es de 5? R= 1x10−5 ¿Cuál es la concentración de iones hidróxido de una solución cuyo pH es de 11? R= 1x10−1110. ¿Cuál es la concentración de iones hidróxido de una solución cuyo pH es de 6? R= 1x10−6 ¿Cuál es la concentración de iones hidróxido de una solución cuyo pH es de 13? R= 1x10−1312. Calcule el pH y pOH de las siguientes disoluciones: a. La concentración de ion hidrógeno es de 1.0x10−10 mol/L b. la concentración de ion hidrógeno en el amoniaco de uso casero es de2.0x10−12 mol/L c. La concentración ion hidrógeno en la leche en la leche comercial es de 2.0x10−7 mol/L R= a) 9.00, 5.00 b)11.70, 2.30 c)2.85, 11.15 En general, el sabor del bizcocho envinado es mejor si la concentración de ion hidrógeno está entre 1.0x10−8 y 3.2x10−8 mol/L a. Calcula éste intervalo en la escala de pH R= a) 7.49 a 8.00

DEFINICIONES SEGÚN ARRHENIUS ÁCIDOS Un ácido de Arrhenius es cualquier especie que aumenta la concentración de iones 𝐻 + (o protones) en solución acuosa. Por ejemplo, consideremos la reacción de disociación para el ácido clorhídrico, HCl en agua: HCl(ac)→H+(ac)+Cl−(ac) Cuando hacemos una solución acuosa de ácido clorhídrico, el HCl, C, l se disocia en iones Y 𝐻 + Y 𝐶 − Ya que esto resulta en un aumento en la concentración de iones 𝐻 + en solución, el ácido clorhídrico es considerado un ácido de Arrhenius. BASES Una base de Arrhenius se define como cualquier especie que aumenta la concentración de iones hidróxido, 𝑂𝐻 − en solución acuosa. Un ejemplo de una base de Arrhenius es el hidróxido de sodio, NaOH, que es altamente soluble. El hidróxido de sodio se disocia en agua de la manera siguiente: NaOH(ac)→Na+(ac)+OH−(ac) En agua, el hidróxido de sodio se disocia completamente para formar iones , 𝑂𝐻 − Y , 𝑁𝐴+ , resultando en un incremento en la concentración de iones hidróxido. Por lo tanto, NaOH es una base de Arrhenius. Las bases de Arrhenius más comunes incluyen otros hidróxidos del grupo 1 y grupo 2 como LiOH y Ba(OH)2.

DEFINICIONES SEGÚN BRØNSTED-LOWRY ÁCIDO: es una sustancia capaz de ceder un protón (a una base). BASE: es una sustancia capaz de aceptar un protón (de un ácido).

Las reacciones ácido-base son reacciones de transferencia de protones.

DEFINICIONES SEGÚN LEWIS

La aplicación de esta teoría incrementa el número de ácidos: basta con que una sustancia disponga de un orbital vacío, sin que sea necesario que contenga átomos de hidrógeno en su molécula. Así, son ácidos de Lewis los iones metálicos o compuestos como SO3, SO2, AlCl3 o CO2. Serán bases de Lewis las especies químicas con pares electrónicos sin compartir: compuestos como H2O, Na2O o NH3 son bases de Lewis, pero también los son iones como los haluros, F-, Cl-, o cualquiera con electrones no compartidos.

PRINCIPIO DE LE CHATELIER El Principio de Le Chatelier, de 1888, se refiere a que un estado de equilibrio químico es mantenido en tanto no se alteren las condiciones del sistema. Cuando se modifica algún parámetro, como por ejemplo, la presión, la temperatura o la concentración de algunas de las especies en equilibrio, este se traslada en cierta dirección (hacia los reactivos o hacia los productos) hasta alcanzar un nuevo estado de equilibrio. Con base en observaciones experimentales, Le Chatelier expresó un principio simple que permite estimar los efectos sobre un estado de equilibrio. Principio de Le Chatelier: Cuando una reacción en equilibrio sufre una alteración de condiciones, las proporciones de los reactivos y de los productos se ajustan de manera de minimizar el efecto de la alteración.

EJEMPLO DE VARIABLES QUE PERTURBAN UNA REACCIÓN QUIMICA 1. Efecto de la concentración en equilibrio: Adición o eliminación de las cosas en equilibrio de la reacción efecto. Por ejemplo, los productos de adición de reactivos o la eliminación de aumentar el rendimiento del producto. Por el contrario, la adición de productos o la eliminación de sustancias reaccionantes aumentar el rendimiento de los reactivos. Yo otras palabras, en equilibrio primera situación se desplaza hacia la derecha y en equilibrio segunda situación se desplaza hacia la izquierda. Por ejemplo; H2(g) + I2(g) ↔ 2HI(g) Si se añade gas H2 en el recipiente, el equilibrio se desplaza hacia la derecha y el sistema de disminuir la concentración de H2. (Principio de Le Chatelier) 2. Efecto de la temperatura en equilibrio: El calor se debe dar al sistema en el equilibrio para aumentar la temperatura de la misma. Este proceso da resultados diferentes en las reacciones endotérmicas y exotérmicas. Por ejemplo; H2(g) + I2(g) ↔ 2HI(g) + Calor La reacción es exotérmica dada anteriormente. Para mantener la temperatura de equilibrio debe ser constante. Si el calor se da al sistema, según el sistema de principio de Le Chatelier quiere disminuir esta temperatura y desplazamiento del equilibrio hacia la izquierda o la derecha. Constante de equilibrio de esta reacción; Kc=[HI]2/([I2].[H2]) En una reacción endotérmica, aumentando el equilibrio térmico del giro a la derecha y el equilibrio de los aumentos constantes. En una reacción endotérmica; aumentar el equilibrio térmico del giro a la izquierda y el equilibrio disminuciones constantes. 3. Efecto de la presión sobre el equilibrio Para hablar de afectar de presión en el equilibrio, por lo menos una de las materias deben estar en fase gaseosa. En otras palabras, en una reacción consistente en líquidos acuosos, o sólido no hay afectar de presión en el equilibrio de este sistema. Si uno de los asuntos en un recipiente a temperatura y presión constantes se quita o se añade, la presión de los cambios en el sistema. Sin embargo, el cambio en la concentración se toma en consideración no presión. La temperatura puede ser cambiado bajo volumen constante. En esta situación, incluso si los cambios de presión, tenemos en cuenta los cambios en la temperatura, mientras que la búsqueda constante de equilibrio. En las reacciones de gas, si no hay cambio en el número de moles, entonces la presión no tienen efecto sobre el equilibrio. Ejemplo: Tres contenedor dado a continuación están en equilibrio con las reacciones dadas.

Si los volúmenes de ellos disminuyeron desde el punto I y II, en la que encontrar equilibrio contenedor se desplaza hacia la derecha. Solución: I. En primer contenedor, no hay cambio en el número de moles. Así, la presión no afecta esta reacción. II. En segundo recipiente, no hay cambio en el número total de moles. Pero, en esta reacción moles de gas en esta reacción disminuye. Así, el equilibrio se desplaza hacia la derecha. III. Como se puede ver en la reacción, el número de moles de descensos. Por lo tanto el equilibrio se desplaza hacia la derecha.

DIFERENCIA ENTRE SUSTANCIAS INORGÁNICAS Y ORGÁNICAS INORGÁNICAS ORGÁNICAS Sus moléculas pueden contener átomos de Sus moléculas contienen fundamentalmente C, cualquier tipo, incluso de carbono (CO2, CO, H, O, N y en pequeñas proporciones, S, P, carbonatos y bicarbonatos). halógenos. Se conocen alrededor de 500.000 compuestos. Hay más de 2.000.000 de compuestos Son en general termoestables, resiste la acción Son termolábiles. del calor y se descomponen a temperaturas superiores a 700ºC. Tienen puntos de fusión y ebullición elevados. Tienen bajos puntos de ebullición y fusión. Son solubles en agua y en disolventes polares. La mayoría no son solubles en agua y sí en disolventes orgánicos como el alcohol, éter, cloroformo, benceno Fundidos o en solución son buenos conductores No son electrolitos. de corriente eléctrica. Reaccionan rápidamente. Reaccionan lentamente

PLAN DE MEJORAMIENTO DE QUIMICA

JUAN SANCHEZ

PRESENTADO A : LUIS HERAZO

COLEGIO COLOMBO ESPAÑOL DE BARRANQUILLA

QUIMICA

ONCE GRADO

BARRANQUILLA/ATLANTICO

2019