1. EQUILIBRIO QUÌMICO
CINÈTICA QUÌMICA

2. H2 (g) + I2 (g)  2 HI (g)
v1 = k1 [H2]·[I2] Velocidad de formaciòn ―›
v2 = k2 [HI]2 Velcidad de descomposiciòn ‹―
Cuando v1 = v2 Equilibrio químico
k1 [H2]·[I2] = k2 [HI]2
k1 / k2 = Kc
Kc constante de equilibrio en términos de las concentraciones molares
4 Fe (s) + 3=[HI]2 /→ 2]·[I2O3 (s)
 Kc O2 (g) [H2 Fe 2]

3. 3 H2 (g) + N2 (g)  2 NH3 (g)
v1 = k1 [H2]3·[N2] Velocidad de formaciòn
v2 = k2 [NH3]2 Velcidad de descomposiciòn
Cuando v1 = v2 Equilibrio químico
k1 [H2]3·[N2] = k2 [NH3]2
k 1 / k 2 = Kc
Kc constante de equilibrio en términos de las concentraciones molares
 Kc =[HN3]2 / [H2]3·[N2]

4. H2 (g) + I2 (g)  2 HI (g)
 Kc =[HI]2 / [H2]·[I2]
 Kc =[mol/l]2 / [mol/l]·[mol/l]
 Kc = adimensional
3 H2 (g) + N2 (g)  2 NH3 (g)
 Kc =[HN3]2 / [H2]3·[N2]
 Kc =[mol/l]2 / [mol/l]3·[mol/l]
 Kc = [mol/l]-2

5. N2O4 (g)  2 NO2 (g)
 Kc =[NO2]2 / [N2O4]
 Kc =[mol/l]2 / [mol/l]
 Kc =[mol/l]
3 H2 (g) + N2 (g)  2 NH3 (g)
 Kc =[HN3]2 / [H2]3·[N2]
 Kc =[mol/l]2 / [mol/l]3·[mol/l]
 Kc = [mol/l]-2

6. Kp
Constante de equilibrio en términos de las presiones parciales
H2 (g) + I2 (g)  2 HI (g)
Kp = PHI2 / PH ·PI 2 2
3 H2 (g) + N2 (g)  2 NH3 (g)
Kp = PHN 2 / PH 3·PN
3 2 2

7. Relación entre Kc y Kp
H2 (g) + I2 (g)  2 HI (g)
Kc =[HI]2 / [H2]·[I2]
adimensional
Kp = PHI2 / PH ·PI
2 2
adimensional
Entonces Kc = Kp

8. 3 H2 (g) + N2 (g)  2 NH3 (g)
Kc =[HN3]2 / [H2]3·[N2] Kp = PHN 2 / PH 3·PN
3 2 2
Kc = [mol/l]-2 Kp = [atm]-2
PV = nRT
P = [n/V] RT
P = [C] RT