Ayuda Pau 2º Bachillerato Científico

1. 1

2. 2
1. Concepto de equilibrio químico.
2. Ley de acción de masas. KC y K P.
3. Características de la constante de equilibrio.
4. Equilibrio homogéneo y heterogéneo.
5. Relación entre Kc y Kp
6. Equilibrio homogéneo. Grado de disociación . Estudio
cuantitativo.
7. Equilibrio en varias etapas.
8. Evolución hacia el equilibrio. Cociente de reacción.
9. Modificaciones del equilibrio. Principio de Le Chatelier.
Concentración en reactivos y productos.
Cambios de presión y temperatura.
Principio de Le Chatelier.

3. EQUILIBRIO QUÍMICO
1. La variación de energía que
tienen lugar en una reacción
química, nos permite predecir
si un proceso es o no
espontáneo.
2. Las consideraciones
cinéticas, sabemos cómo
influir en la velocidad de una
reacción.
1. Las concentraciones de
todas las sustancias
presentes en él.
2. Las condiciones
favorecen el
desplazamiento hacia
un lado u otro del
equilibrio.
3

4. Una reacción química ha alcanzado el equilibrio cuando las
concentraciones de todos los reactivos y productos
permanecen constantes, a una cierta temperatura. El sistema
debe ser cerrado, en el estado de equilibrio hay una cierta
cantidad de cada uno de los reactivos y de los productos (ΔG =
0)
El equilibrio químico es reversible. Se puede alcanzar un mismo
estado de equilibrio partiendo de los reactivos o de los
productos. Por eso, el equilibrio se representa con una doble
flecha.
El equilibrio químico es dinámico, cuando se alcanza la
reacción no se para. Las velocidades de las reacciones directa
e inversa son iguales al alcanzar el estado de equilibrio.
EQUILIBRIO QUÍMICO
4

5. 2NO2(g) N2O4(g)
V directa
V indirecta
EQUILIBRIO QUÍMICOVelocidad
Vd = V i
[NO2]
[N2O4]
5

6. Equilibrio homogéneo se aplica a las reacciones en las que todas las
especies reaccionantes se encuentran en la misma fase.
EQUILIBRIO QUÍMICO
ba
Equilibrio heterogéneo se aplica a las reacciones en las
que alguna de las especies reaccionantes se encuentra
en una fase diferente.
6

7. Ley de acción de masas: Guldberg y
Waage establecieron que, cuando
un sistema alcanza el estado de
equilibrio, el cociente entre la
concentración de los productos de
la reacción y la concentración de los
reactivos, elevado cada uno a su
coeficiente estequiométrico, tenía
un valor constante, a una
temperatura determinada
CONSTANTE DE EQUILIBRIO
QUÍMICO Y LAM
A + 2 B n AB2
vd= kd [A][B]2
vr = kr [AB2]
Vd = Vr
kd[A][B]2 = kr[AB2]
 
  
2d
c 2
r
ABk
K = =
k A B
7

8.    
   
m
B
n
A
y
D
x
C
mn
yx
PP
PP
BA
D


p
c
K
C
K
KC Y KP
n A + mB ↔ xC + yD
En términos de la concentración
En términos de la presión parcial
Por tanto Kc y Kp no son iguales
8

9. En el equilibrio
homogéneo todos los
componentes están
en una misma fase.
 
 
  
 
  
 
 
2
2
3
2
2
42
1
1.
1
1..
K;
2
22
3
2
)(2)()(3
2p2
2
42
)(42)(2
CO
CO
BaCO
BaOCO
p
c
gss
NO
ON
c
gg
P
P
P
PP
K
COCO
BaCO
BaOCO
K
COBaOBaCO
P
P
NO
ON
K
ONNO





EQUILIBRIOS HOMOGÉNEOS Y
HETEROGÉNEOS
En el equilibrio
Heterogéneo los
componentes están
en más de una fase
9

10. El cociente de reacción K o Q: Es la relación existente entre las
concentraciones de los productos y las reactivos, elevadas ambas a
sus respectivos coeficientes estequiométricos.
EVOLUCIÓN HACIA EL EQUILIBRIO
   
   
.equilibriodelbúsqueda
laenderechaaizquierdadeproducirásereacciónlaKKsi
.equilibrioelbuscar
paraizquierdaaderechaderáevolucionareacciónlaKKsi
equilibrioenestásistemael
:exprecionlaenionesconcentrac
las,
c
c


c
mn
yx
c
KKsi
BA
DC
K
Kequilibriodeconstanteladevalorely
reacciónadeterminadunaparaionesconcentraclasconocemossi
yDxCmBnA



osreemplazam
10

11. Q versus K
Q = 0
Condiciones iniciales
Solo
reactivos
A la
izquierda
del
equilibrio
equilibrio A la
derecha del
equilibrio
Solo
productos
Q < K Q = K Q > K Q = 
PROBLEMA 4 11

12. Es característica de cada equilibrio, depende de los
coeficientes estequiométricos de la ecuación.
Varía con la temperatura.
Es independiente de las cantidades iniciales de reactivos y
productos.
Kc>> 1 La reacción está desplazada hacia los productos.
Kc<< 1 La reacción está desplazada hacia los reactivos.
CARACTERÍSTICAS DE LA
CONSTANTE DE EQUILIBRIO
12

13. H2(g) + I2(g) ↔ 2HI(g) Kc = 50
1/2H2(g) + 1/2 I2(g) ↔ HI(g) K’c = (Kc)1/2
2HI(g) ↔ H2(g) + I2(g) Kc
’’ = (Kc)-1
RELACIÓN ENTRE K Y LA ECUACIÓN
AJUSTADA
13

14. EQUILIBRIOS EN VARIAS ETAPAS
Hay procesos que pueden tener lugar de forma
encadenada, si se dan las circunstancias idóneas
A: N2 (g) + O2 (g) ↔ 2 NO (g) KA = 4,3 . 10 -25
B: 2 NO(g) + O2 (g) ↔ 2 NO2 (g) KB = 6,4 . 10 9
A+B: N2 (g) + 2O2 (g) ↔ 2 NO2 (g)
KA =
𝐍𝐎 𝟐
𝐍 𝟐
.[𝐎𝟐]
KB =
𝐍𝐎 𝟐
𝟐
𝐍𝐎 𝟐
.[𝐎𝟐]
KA+B =
𝐍𝐎 𝟐
𝟐
𝐍 𝟐
. 𝐎 𝟐
𝟐 =
𝐍𝐎 𝟐
𝐍 𝟐
.[𝐎𝟐]
.
𝐍𝐎 𝟐
𝟐
𝑵𝑶 𝟐
.[𝐎 𝟐
]
= KA . KB
14

15.    
   
   
 
n
cp
n
cp
cp
n
cp
)mn()yx(
cmmnn
yyxx
m
B
n
A
y
D
x
C
p
i
m
B
n
A
y
D
x
C
pmn
yx
c
)RT(KK0nsi
)RT(KK0nsi
KK0nsi
)RT(KK
)RT(K
)RT(]B[)RT(A
)RT(D)RT(C
PP
PP
K
RT]c[RT
V
n
P:dondedenRTPV
PP
PP
K
BA
DC
K
yDxCmBnA














RELACIÓN ENTRE KC Y KP
15

16. Se trata de determinar la composición de un sistema en el estado de equilibrio, para ello
conocemos la composición inicial, lo que reacciona y la composición en el equilibrio:
Hay dos planteamientos típicos:
El cálculo de la constante de equilibrio, conociendo la proporción de sustancia que reacciona.
Teniendo las cantidades de todas las sustancias que intervienen en un proceso, determinar el
modo en que va a evolucionar el sistema y la composición del estado de equilibrio.
EQUILIBRIOS HOMOGÉNEOS.
ESTUDIO CUANTITATIVO
Sustancias
2 AB A2 + B2
Moles
Iniciales ni - -
Reaccionan -2x +x +x
En el
equilibrio
ni – 2x +x +x
Molaridad
En el
equilibrio
ni – 2x
V
+x
V
+x
V
nTotal
Problema 1 Problema 2 16

17. EQUILIBRIOS HOMOGÉNEOS.
ESTUDIO CUANTITATIVO
El grado de disociación α de
una sustancia es la razón entre
la variación que experimenta el
número de moles de la
sustancia y el número de
moles iniciales.
α =
𝒎𝒐𝒍 𝒓𝒆𝒂𝒄𝒄𝒊𝒐𝒏𝒂𝒏
𝒎𝒐𝒍 𝒊𝒏𝒊𝒄𝒊𝒂𝒍
Se suele expresar en tanto por
ciento.
0 < α < 1
Para el cálculo de Kp
P Total . V = n Total .R.T
P Total = Pi
Presión parcial (Pi)
Pi . V = ni .R.T
Pi = Xi . P Total
Problema 3 17Problema 4

18. ALTERACIÓN DEL ESTADO DE
EQUILIBRIO
Si un sistema se encuentra
en equilibrio (Q = Kc )y se
produce una alteración en
el sistema:
Varía la temperatura.
Varía la presión o el
volumen del recipiente.
Se añade o retira algún
producto o reactivo del
sistema.
El sistema dejará de
estar en ese estado y
evolucionará en un
sentido u otro hasta
alcanzar un nuevo estado
de equilibrio. En el
nuevo estado, la
composición es diferente
18

19. La constante de equilibrio depende de la temperatura.
CAMBIO DE LA TEMPERATURA
Al calentar el
sistema,
disminuirá la
cantidad de
producto
En los procesos exotérmicos, la Ke
disminuye al aumentar la
temperatura
Al calentar el
sistema,
aumentará la
cantidad de
producto
En los procesos endotérmicos, la Ke
aumenta al aumentar la temperatura
19

20. Si ΔHº > 0 (endotérmica): T↑ se desplazará
a la derecha (productos)
Si ΔHº < 0 (exotérmica): T↑ se desplazará
a la izquierda (reactivos)
Un sistema en equilibrio se puede analizar como dos procesos que
se producen de forma reversible, endotérmico en un sentido y
exotérmico en el contrario. Al aumentar la temperatura de un
sistema en equilibrio este se desplazará en el sentido del proceso
endotérmico
CAMBIO DE LA TEMPERATURA
20

21. La presión que ejercen los gases es debida al choque de sus
partículas contra las paredes del recipiente; en iguales
condiciones de temperatura, cuanto mayor sea el número de
partículas mayor será la presión del sistema.
Si se aumenta la presión en un sistema que está en
equilibrio, este evolucionará en el sentido en que disminuya
el número de partículas gaseosas; Si disminuye la presión,
el sistema evolucionará en el sentido en que aumente el
número de partículas gaseosas.
Si disminuye el volumen del sistema, este evolucionará en el
sentido en que disminuya el número de partículas en estado
gaseosos, y viceversa.
CAMBIO EN LA PRESIÓN O EN EL
VOLUMEN
21

22. Si en el equilibrio no hay variación del número de
moles gaseosos ∆n = 0, el equilibrio no se ve
afectado por los cambios de presión
Los cambios de presión no afectan a sólidos o
líquidos ya que son prácticamente
incompresibles, estén presentes en sistemas
homogéneos o en los sistemas heterogéneos.
Los cambios que se producen en la presión
interna no afectan el equilibrio.
CAMBIO EN LA PRESIÓN O EN EL
VOLUMEN
22

23. Cuando a un sistema en equilibrio experimenta un
cambio en la concentración de alguna de las sustancias
que lo integran, evoluciona oponiéndose a la causa que
provocó esa alteración
Si agrego productos: Q > Kc ⟶ se desplazará a la
izquierda
Si agrego reactivos: Q < Kc ⟶ se desplazará a la
derecha
[reac]
[prod]
;
[reac]
[prod]
K
eq
eq
c  Q
CAMBIO EN LA CONCENTRACIÓN DE
ALGUNA DE LAS SUSTANCIAS
23

24. Los catalizadores influyen en la velocidad de
reacción.
Si se agrega un catalizador a un sistema en
equilibrio este puede modificar la velocidad
directa e inversa, pero no modifica la posición del
equilibrio (no modifica los valores de las
funciones termodinámicas) ni tampoco la
constante de equilibrio
INFLUENCIA DE LOS CATALIZADORES
EN EL ESTADO DE EQUILIBRIO
24

25. ADICIÓN DE UN GAS INERTE (a T y V ctes)
No altera el equilibrio V/n
V/n
[reac]
[prod]
reac
prod

ADICIÓN DE UN REACTIVO/PRODUCTO
SÓLIDO O LÍQUIDO
No altera el equilibrio
25

26. “Cuando un sistema en equilibrio
experimenta una transformación,
dicho sistema evoluciona para
alcanzar un nuevo equilibrio en el
sentido en que se oponga a la
transformación”
Henri Louis Le Châtelier
(1850-1936)
ENUNCIADO DEL PRINCIPIO DE LE
CHATELIER
26

27. tiempo
KC ≈ 100
concentración
tiempo
KC > 105
concentración
KC < 10-2
concentración
tiempo
SIGNIFICADO DEL VALOR DE KC
27

28.  a)
 b)
 c)
 d)

2
2
2 4
[ ]
[ ]
c
NO
K
N O


2
2
2
[ ]
[ ] [ ]
c
NOCl
K
NO Cl
 2[ ]cK CO
 2 2[ ] [ ]cK CO H O
Ejemplo: Escribir las expresiones de Kc para los siguientes
equilibrios químicos:
a) N2O4(g) = 2 NO2(g)
b) 2 NO (g) + Cl2 (g) = 2 NOCl (g)
c) CaCO3 (s) = CaO (s) + CO2 (g)
d) 2 NaHCO3 (s) = Na2CO3 (s) + H2O (g) + CO2 (g)
28

29. Ejercicio 19: En un recipiente de 5 litros se introducen 1 mol de dióxido
de azufre y 1 mol de oxígeno gaseoso y se calienta a 1000 ºC,
estableciéndose el siguiente equilibrio:
2 SO2 (g) + O2 (g) ↔ 2 SO3 (g)
Una vez alcanzado el equilibrio se encuentran 0,15 moles de dióxido de
azufre. Se pide:
a) Composición de la mezcla en el equilibrio
b) El valor de Kc y Kp
Sustancias 2 SO2 (g) + O2 (g) ↔ 2 SO3 (g)
Moles
Iniciales 1 1 -
Reaccionan -2x -1x +2x
En el equilibrio 1 – 2x 1 - x +2x
Molaridad En el equilibrio
1 − 2𝑥
5
1 − 𝑥
5
2𝑥
5
Kc =
𝑺𝑶 𝟑
𝟐
𝑺𝑶 𝟐
𝟐
. 𝑶 𝟐
n so2 = 0,15 = 1-2x
X = 0,425 mol
a) nSO2 =1 – 2x = 1 – 2.0,425 = 0,15 mol
nO2 = 1 – x = 1 – 0,425 = 0,575 mol
n SO3 = 2x= 2. 0,425 = 0,85 mol
29

30. Ejercicio 19: En un recipiente de 5 litros se introducen 1 mol de dióxido
de azufre y 1 mol de oxígeno gaseoso y se calienta a 1000 ºC,
estableciéndose el siguiente equilibrio:
2 SO2 (g) + O2 (g) ↔ 2 SO3 (g)
Una vez alcanzado el equilibrio se encuentran 0,15 moles de dióxido de
azufre. Se pide:
b) El valor de Kc y Kp
Kp = Kc (RT) Δn Δn = suma de moles gaseosos producto – suma de moles gaseosos reactivo
Kp = Kc (RT) ΔnΔn = 2 – (2+1) = -1
Kp = 279,2 (0,082 . 1273) -1 = 2,67
Las constantes de equilibrio son Kc igual a 279,2 y Kp igual a
2,67
Kc =
𝑆𝑂3
2
𝑆𝑂2
2
. 𝑂2
=
0,85/5 2
0,15
5
2
.(0,575/5)
= 279,2
30

31. Ejercicio 6: En un reactor de 2.5 litros se introducen 72 gramos de
SO3. Cuando se alcanza el equilibrio: SO3 (g) ↔ SO2 (g) + ½ O2 (g),
y a 200 ºC, se observa que la presión total del recipiente es de 18
atm. Calcula Kc y Kp para el equilibrio anterior a 200 ºC.
Sustancias SO3 (g) ↔ SO2 (g) + ½ O2 (g)
Moles
Iniciales 72/80 - -
Reaccionan -1x +1x +1/2x
En el equilibrio 0.9 – x +x +1/2x
Molaridad En el equilibrio
0.9 − 𝑥
2.5
𝑥
2.5
1
2
𝑥
2.5
nTotal = 0,9 –x +x +1/2 x
nTotal = 0,9 +1/2 x
Kc =
𝑺𝑶 𝟐
. 𝑶 𝟐
𝟏
/
𝟐
[𝑺𝑶 𝟑
]
P Total . V = n Total .R.T
18. 2,5 = (0,9+1/2x).0,082.(200+273) x= 0,52 mol
(sustituyendo)
0,152 0,208 0,104
31

32. Kc =
𝑺𝑶 𝟐 . 𝑶 𝟐
𝟏
/
𝟐
𝑺𝑶 𝟑
=
𝟎,𝟐𝟎𝟖 . 𝟎,𝟏𝟎𝟒 𝟏
/
𝟐
𝟎,𝟏𝟓𝟐
= 0,44
Ejercicio 6: En un reactor de 2.5 litros se introducen 72 gramos de
SO3. Cuando se alcanza el equilibrio: SO3 (g) ↔ SO2 (g) + ½ O2 (g),
y a 200 ºC, se observa que la presión total del recipiente es de 18
atm. Calcula Kc y Kp para el equilibrio anterior a 200 ºC.
Kp = Kc (RT) Δn Δn = suma de moles gaseosos producto – suma de moles gaseosos reactivo
Kp = Kc (RT) ΔnΔn = 1 + ½ - 1 = 1/2
Kp = 0,44 (0,082 . 473) ½ = 2,7
Las constantes de equilibrio son Kc igual a 0,44 y Kp
igual a 2,7
32

33. Ejemplo: En un matraz de 5 litros se introducen 2 moles de PCl5(g) y 1 mol de de
PCl3(g) y se establece el siguiente equilibrio:
PCl5(g) ↔ PCl3(g) + Cl2(g)
Sabiendo que Kc (250 ºC) = 0,042
a) ¿cuáles son las concentraciones de cada sustancia en el equilibrio?
b) ¿cuál es el grado de disociación?
Sustancias PCl5(g) ↔ PCl3(g) + Cl2(g)
Moles
Iniciales 2 1 -
Reaccionan - x +1x +1x
En el equilibrio 2 – x 1+ x x
Molaridad En el equilibrio
2 − 𝑥
5
1 + 𝑥
5
𝑥
5
Kc =
𝑷𝑪𝒍 𝟑
. 𝑪𝒍 𝟐
[𝑷𝑪𝒍 𝟓
]
33

34. a) Kc =
𝑷𝑪𝒍 𝟑
. 𝑪𝒍 𝟐
[𝑷𝑪𝒍 𝟓
]
=
𝟏+𝒙 .𝒙
𝟐𝟓
[𝟐−𝒙/𝟓]
= 0,042
[PCl5] = (2 – x)/5 = 0,344 mol/L
[PCl3] = (1 + x)5 = 0,256 mol/L
[Cl2] = x/5 = 0,056 mol
𝐛) 𝜶 =
𝒙
𝟐
=
𝟎,𝟐𝟖
𝟐
= 0,14 14%
Ejemplo: En un matraz de 5 litros se introducen 2 moles de PCl5(g) y 1 mol de de
PCl3(g) y se establece el siguiente equilibrio:
PCl5(g) ↔ PCl3(g) + Cl2(g)
Sabiendo que Kc (250 ºC) = 0,042
a) ¿cuáles son las concentraciones de cada sustancia en el equilibrio?
b) ¿cuál es el grado de disociación?
x = 0,28 mol
34

35. 35
Ejemplo 22: En un recipiente cerrado y vacío de 5 litros se introducen 5.08 g de iodo.
Se eleva la temperatura a 900oC y se alcanza el equilibrio:
l2(g) ↔ 2 l (g)
El valor de Kc para este equilibrio es de 5.2 x 10-4. Calcula
a) El valor de Kp para el equilibrio a esa temperatura
b) Cuál es el grado de disociación del iodo
c) La presión parcial del iodo sin disociar
a) Calcular Kp:
Kp = Kc (RT) Δn Δn = suma de moles gaseosos producto – suma de moles gaseosos reactivo
Kp = Kc (RT) Δn
Δn = 2 - 1 = 1
Kp = 0,00052 (0,082 . 1173) 1 = 0,05

36. 36
Sustancias l2(g) ↔ 2 l(g)
Moles
Iniciales 0.02 -
Reaccionan - x +2x
En el equilibrio 0.02 – x 2x
Molaridad En el equilibrio
0.02 − 𝑥
5
2 𝑥
5
𝟓. 𝟎𝟖
𝟐𝟓𝟒Mol I2 = = 0.02 mol de I2
b) Calcular los moles iniciales:

37. 37
c) PIodo . V = nIodo.R.T
PIodo. 5 = (0.02 - X).0,082.(900+273) = 0.321 atm
Kc =
𝑰 𝟐
[𝑰 𝟐
]
=
𝟐𝒙
𝟐
𝟐𝟓
[𝟎.𝟎𝟐−𝒙/𝟓]
=
𝟐𝟎𝑿 𝟐
𝟐𝟓 . (𝟎.𝟎𝟐 −𝑿)
= 0,00052
𝜶 =
𝒙
𝟎.𝟎𝟐
=
𝟎,𝟎𝟎𝟑𝟑
𝟎.𝟎𝟐
= 0,164 16.4%
X = 0,0033 mol

38. a) Qc =
𝑺𝑶 𝟑 . 𝑵𝑶
𝑺𝑶 𝟐 . 𝑵𝑶 𝟐
=
0,8 2
0,4 2 = 4 (El volumen del numerador y el denominador se simplifican)
Como Qc > Kc el sistema no se encuentra en equilibrio
y la reacción se desplazará hacia la izquierda.
Ejemplo 33: La constante de equilibrio Kc para la reacción:
SO2 (g) + NO2 (g) ↔ SO3 (g) + NO (g)
Es igual a 3 a una temperatura determinada.
a) Justifica por qué no está en equilibrio, a la misma temperatura, una
mezcla formada por 0,4 mol de SO2, 0,4 mol de NO2, 0,8 mol de SO3 y 0,8
molde NO (en un recipiente de un litro).
b) Determina la cantidad que habrá de cada especie en el momento de
alcanzar el equilibrio.
38

39. Sustancias SO2 (g) + NO2 (g) ↔ SO3 (g) + NO (g)
Moles
Iniciales 0,4 0,4 0,8 0,8
Reaccionan +x +x -x -x
En el equilibrio 0.4 + x 0,4+x 0,8 - x 0,8 - x
Molaridad En el equilibrio
0.4 + 𝑥
1
0,4 + 𝑥
1
0,8 − 𝑥
1
0,8 − 𝑥
1
Ejemplo 33: La constante de equilibrio Kc para la reacción:
SO2 (g) + NO2 (g) ↔ SO3 (g) + NO (g)
Es igual a 3 a una temperatura determinada.
a) Determina la cantidad que habrá de cada especie en el momento de
alcanzar el equilibrio.
a) Kc =
𝑺𝑶 𝟑
. 𝑵𝑶
𝑺𝑶 𝟐
. 𝑵𝑶 𝟐
=
0,8 −𝑥 2
0,4+𝑥 2 = 4
(El volumen del numerador y el denominador se simplifican)
39

40. Kc =
𝑺𝑶 𝟑
. 𝑵𝑶
𝑺𝑶 𝟐
. 𝑵𝑶 𝟐
=
0,8 −𝑥 2
0,4+𝑥 2 = 4
𝟎,𝟖 −𝒙 𝟐
𝟎,𝟒+𝒙 𝟐 = 4 Resolviendo se obtiene que:
x= 0,04 moles
Equil: SO2 (g) + NO2 (g) ↔ SO3(g) + NO (g)
Mol eq: 0,4+0,04 0,4+0,04 0,8–0,04 0,8–0,04
n (SO3 ) = n (NO) = 0,76 mol
n (SO2 ) = n (NO2) = 0,44 mol
Ejemplo 33: La constante de equilibrio Kc para la reacción:
SO2 (g) + NO2 (g) ↔ SO3 (g) + NO (g)
Es igual a 3 a una temperatura determinada.
a) Determina la cantidad que habrá de cada especie en el momento de
alcanzar el equilibrio.
40

41. Ejemplo: El proceso de obtención industrial del amoniaco es
un ejemplo de cómo se puede manejar las condiciones de
una reacción para obtener el máximo rendimiento:
N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g) ΔH = -92.2 kJ
Se trata de un proceso exotérmico. Trabajar a bajas temperaturas desplaza
el equilibrio hacia la formación del producto. Pero si la temperatura es muy
baja, el proceso se vuelve demasiado lento y deja de ser rentable. Una
temperatura de 400 ºC optimiza el efecto de la composición del equilibrio y de
la velocidad del proceso.
Las presiones altas favorecen la formación de producto, ya que desplazan el
equilibrio en el sentido en que se reduzca el número de partículas
El coste de ambos reactivos es similar y, por eso, se trabaja en proporciones
estequiométricas. Si uno de los reactivos fuese considerablemente más caro
que el otro, se trabajaría con un exceso del más barato, lo que desplazaría el
proceso hacia la formación de más producto.
Un catalizador aumenta la velocidad de la reacción, con lo cual se
incrementa también la rentabilidad económica del proceso
41

42. EQUILIBRIO DE MOLÉCULAS (H2 + I2 ↔ 2 HI)
Equilibrio
químico
Concentraciones(mol/l)
Tiempo (s)
[HI]
[I2]
[H2]
42