Equlibrio Quimico

1. Que es el equilibrio heterogéneo

Es cuando el equilibrio consta de más de una fase (gas y sólido, o líquido y solido)

2. Que es el equilibrio homogéneo

Es cuando el equilibrio químico se establece una fase (una mezcle de gases, una solución liquida)

3. La Kc para la siguiente reacción es de 12.5 que puedo concluir con ello

N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)

La segunda reacción está en equilibrio de disociación porque en ella se indica cómo se separan los iones de una sal. En las sales los iones ya están formados, al disolverse sólo se separan

4. Las constantes de equilibrio en qué tipo de unidades las tenemos

La constante de equilibrio está dado por:

K = ([D] d. [C]c) / ([A] a. [B]b) (Las minúsculas están elevadas como potencia).

La constante de equilibrio químico es igual al producto de las concentraciones de los productos elevados a sus coeficientes estequiométricos (c y d) dividido por el producto de las concentraciones de los reactivos elevados a sus coeficientes estequiométricos (a y b). Recordemos que estos coeficientes son los números que equilibran a las reacciones químicas. La constante no varía, por eso es constante. Solo depende de la temperatura. A cada temperatura distinta habrá valores diferentes de constantes para la misma reacción. Con respecto a las unidades de K, estas dependerán de la expresión matemática que quede en cada caso particular.

Según el valor que tenga la K de equilibrio, tendremos una idea certera de lo completa que puede llegar a ser una reacción. Si estamos en presencia de una K grande, mucho mayor que 1, la reacción tiende a completarse bastante a favor de los productos. Caso contrario sucede si la K es muy pequeña.

En el caso de aquellas reacciones donde figuren compuestos en estado gaseoso, la constante se denomina Kp en lugar de Kc como normalmente se usa en las reacciones. Kp hace alusión a la presión en lugar de la concentración molar.

Kp = Kc. (R.T) ∆ng

R = Constante universal de los gases.

T = Temperatura absoluta.

∆ng = Variación del número de moles gaseosos.

5. Explica el principio de Le Châtelier

Este principio sostiene que un sistema siempre reaccionará en contra del cambio inducido. Por ejemplo, si una reacción gaseosa aumenta el volumen al formar productos, al aplicarle una presión tendera a formar reactivos, es decir, invertirá su sentido con la finalidad de disminuir esa presión. Otro ejemplo lo tenemos en las reacciones exotérmicas o endotérmicas, las que generan calor o absorben respectivamente. Si a una reacción exotérmica le damos calor, el sistema para disminuir la temperatura, irá hacia la formación de reactivos. De esta manera generara menos calor para atenuar el cambio. Y si es endotérmica formara más productos, y así, absorberá más calor evitando el ascenso térmico

6. Si tengo una reacción endotérmica y aumento la temperatura que pasa con mi Kc

Si Q> Kc la reacción avanzará en el sentido de disminuir Q, o sea que deben disminuir las concentraciones de los productos y aumentar la de los reactivos, o dicho de otra forma la reacción evolucionará de productos hacia reactivos (reacción inversa)

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