Cuando un sistema ha alcanzado el equilibrio no se producen más cambios en las concentraciones de reactivos y productos; las reacciones directa e inversa siguen su curso, pero a igual velocidad.
No necesariamente. Un sistema en equilibrio se caracteriza por tener concentraciones constantes de reactivo y producto, pero los valores de las concentraciones de reactivo y producto no tienen por qué ser iguales.
El equilibrio no puede establecerse entre la fase líquida y la gaseosa si se retira la tapa de la botella porque el sistema no está cerrado; uno de los componentes del equilibrio, el vapor de Br2, escaparía de la botella hasta desaparecer todo el líquido. Por lo tanto, se evaporaría más líquido del que puede condensarse de la fase gaseosa a la fase líquida.
(a) Kc = [Ag+][Cl−] < 1. El AgCl es insoluble, por lo que las concentraciones de iones son muy inferiores a 1 M; (b) > 1 porque el PbCl2 es insoluble y la formación del sólido reducirá la concentración de iones a un nivel bajo (<1 M).
Dado que un valor de Kc ≈ 10 significa que el C6H6 predomina sobre el C2H2. En tal caso, la reacción sería comercialmente viable si la velocidad hasta el equilibrio es adecuada.
(a) Qc 25 procede a la izquierda; (b) QP 0,22 procede a la derecha; (c) Qc indefinido procede a la izquierda; (d) QP 1,00 procede a la derecha; (e) QP 0 procede a la derecha; (f) Qc 4 procede a la izquierda
(a) homogéneo; (b) homogéneo; (c) homogéneo; (d) heterogéneo; (e) heterogéneo; (f) homogéneo; (g) heterogéneo; (h) heterogéneo
La cantidad de CaCO3 debe ser tan pequeña que sea menor que el valor de KP cuando el CaCO3 se ha descompuesto completamente. En otras palabras, la cantidad inicial de CaCO3 no puede generar completamente la necesaria para el equilibrio.
Se puede utilizar el cambio de entalpía. Si la reacción es exotérmica, el calor producido puede considerarse como un producto. Si la reacción es endotérmica, el calor añadido puede considerarse como un reactivo. El calor adicional desplazaría una reacción exotérmica hacia los reactivos, pero desplazaría una reacción endotérmica hacia los productos. Enfriar una reacción exotérmica hace que la reacción se desplace hacia el lado del producto; enfriar una reacción endotérmica haría que se desplazara hacia el lado de los reactivos.
No, no está en equilibrio. Como el sistema no está confinado, los productos escapan continuamente de la región de la llama; también se añaden reactivos continuamente desde el quemador y la atmósfera circundante.
(a) T aumenta = desplazamiento a la derecha, V disminuye = desplazamiento a la izquierda; (b) T aumenta = desplazamiento a la derecha, V = sin efecto; (c) T aumenta = desplazamiento a la izquierda, V disminuye = desplazamiento a la izquierda; (d) T aumenta = desplazamiento a la izquierda, V disminuye = desplazamiento a la derecha.
(a) (b) [H2] aumenta, [CO] disminuye, [CH3OH] aumenta; (c), [H2] aumenta, [CO] disminuye, [CH3OH] disminuye; (d), [H2] aumenta, [CO] aumenta, [CH3OH] aumenta; (e), [H2] aumenta, [CO] aumenta, [CH3OH] disminuye.
(a) (b) [H2O] no cambia, [CO] no cambia, [H2] no cambia; (c) [H2O] disminuye, [CO] disminuye, [H2] disminuye; (d) [H2O] aumenta, [CO] aumenta, [H2] disminuye; (f) [H2O] disminuye, [CO] aumenta, [H2] aumenta. En (b), (c), (d) y (e), la masa de carbono cambiará, pero su concentración (actividad) no.
Añada a la solución NaCl o alguna otra sal que produzca Cl−. El enfriamiento de la solución fuerza el equilibrio hacia la derecha, precipitando más AgCl(s).
Aunque la solución esté saturada, la naturaleza dinámica del equilibrio de solubilidad significa que los procesos opuestos de disolución y precipitación de sólidos siguen ocurriendo (solo que a velocidades iguales, lo que significa que las concentraciones de iones disueltos y la cantidad de sólidos no disueltos permanecen constantes). Los iones radiactivos de Ag+ detectados en la fase de solución provienen de la disolución del sólido añadido y su presencia se contrarresta con la precipitación de Ag+ no radiactivo.
Las actividades de los sólidos cristalinos puros son iguales a 1 y son constantes; sin embargo, la masa de Ni sí cambia.
Calcule Q en base a las concentraciones calculadas y vea si es igual a Kc. Como Q es igual a 4,32, el sistema debe estar en equilibrio.
(a) [NO2] = 1,17 10−3 M
[N2O4] = 0,128 M
(b) La suposición de que x es despreciablemente pequeña comparada con 0,129 se confirma comparando la concentración inicial del N2O4 con su concentración en el equilibrio (difieren solo en 1 en el lugar del dígito menos significativo).
(a) [H2S] = 0,810 atm
[H2] = 0,014 atm
[S2] = 0,0072 atm
(b) La suposición de que 2x es insignificante en comparación con 0,824 se confirma al comparar la concentración inicial del H2S con su concentración en el equilibrio (0,824 atm frente a 0,810 atm, una diferencia inferior al 2 %).
(a) 0,33 mol.
(b) [CO]2 = 0,50 M. El H2 añadido forma algo de agua como resultado de un desplazamiento hacia la izquierda después de añadir el H2.
(a) (b) [NH3] debe aumentar para que Qc alcance Kc. (c) El aumento del volumen del sistema reduciría las presiones parciales de todos los reactivos (incluido el NO2). (d)
En cada una de las siguientes, no se da el valor de ΔG a la temperatura de la reacción. Por lo tanto, debemos calcular ΔG a partir de los valores ΔH° y ΔS y luego calcular ΔG a partir de la relación ΔG = ΔH° − TΔS°.
(a) K = 1,07 × 10–13;
(b) K = 2,42 × 10−3;
(c) K = 2,73 × 104;
(d) K = 0,229;
(e) K = 16,1
El cambio de energía libre estándar es Cuando los reactivos y los productos están en sus estados estándar (1 bar o 1 atm), Q = 1. A medida que la reacción avanza hacia el equilibrio, la reacción se desplaza hacia la izquierda (la cantidad de productos disminuye mientras la cantidad de reactivos aumenta): Q < 1, y se vuelve menos positivo a medida que se acerca a cero. En equilibrio, Q = K, y ΔG = 0.