🔁 Equilibrio químico

1. Para la reacción general aA(g) + bB(g) ⇌ cC(g) + dD(g), ¿cuál expresión corresponde correctamente a la constante de equilibrio en términos de concentraciones, Kc?

1. Kc = ([C]^c[D]^d)/([A]^a[B]^b)
2. Kc = ([A]^a[B]^b)/([C]^c[D]^d)
3. Kc = ([C]^a[D]^b)/([A]^c[B]^d)
4. Kc = [C]^c[D]^d + [A]^a[B]^b

Kc se define como el cociente de las concentraciones de productos entre las de reactivos, cada una elevada a su coeficiente estequiométrico; la expresión invertida (reactivos entre productos) corresponde en realidad a 1/Kc. (IUPAC, Compendium of Chemical Terminology (Gold Book), 'equilibrium constant'; Chang, R., Química, McGraw-Hill.)

2. ¿Qué ecuación permite convertir la constante de equilibrio en concentraciones (Kc) a la constante de equilibrio en presiones parciales (Kp) para una reacción gaseosa?

1. Kp = Kc/(RT)^Δn
2. Kp = Kc(RT)^Δn
3. Kp = Kc + Δn·RT
4. Kp = Kc(RT)^(1/Δn)

La relación establecida es Kp = Kc(RT)^Δn, donde Δn es la diferencia entre moles gaseosos de productos y reactivos; la forma con exponente invertido o con una suma no se deduce de la ley de los gases ideales. (Chang, R. y Goldsby, K., Química, McGraw-Hill; Atkins, P. y de Paula, J., Química Física.)

3. En la síntesis de amoniaco, N2(g) + 3H2(g) ⇌ 2NH3(g), el número de moles gaseosos disminuye al pasar de reactivos a productos (Δn = −2). A 298 K, donde RT > 1 en unidades de L·atm/mol, ¿qué relación se cumple entre las constantes Kp y Kc de esta reacción?

1. Kp es mayor que Kc
2. Kp es igual a Kc
3. Kp es menor que Kc
4. Kp es el doble de Kc

Con Δn = −2, Kp = Kc(RT)^−2; como RT > 1, (RT)^−2 es menor que 1, por lo que Kp resulta menor que Kc. La igualdad solo se cumpliría si Δn = 0. (Chang, R. y Goldsby, K., Química, McGraw-Hill (relación Kp = Kc(RT)^Δn).)

4. Para la reacción en fase gaseosa A(g) ⇌ 2B(g), a 300 K se determinó Kc = 0.50. Considerando R = 0.0821 L·atm·mol⁻¹·K⁻¹, ¿cuál es el valor de Kp para esta reacción?

1. 0.50
2. 0.0203
3. 303.3
4. 12.3

Δn = 2−1 = 1, por lo que Kp = Kc(RT)^1 = 0.50×(0.0821×300) ≈ 12.3. Tomar Kp = Kc ignora la conversión; 0.0203 invierte el signo del exponente y 303.3 resulta de usar Δn = 2 en vez de 1. (Chang, R., Química, McGraw-Hill (fórmula Kp=Kc(RT)^Δn); NIST/CODATA, constante de los gases.)

5. ¿Cuál es el valor de la constante universal de los gases R que se emplea al convertir Kc a Kp cuando la presión se expresa en atmósferas y la temperatura en kelvin?

1. 0.0821 L·atm·mol⁻¹·K⁻¹
2. 8.314 L·atm·mol⁻¹·K⁻¹
3. 1.987 L·atm·mol⁻¹·K⁻¹
4. 62.4 L·atm·mol⁻¹·K⁻¹

El valor 0.0821 L·atm·mol⁻¹·K⁻¹ corresponde a R en unidades de atmósferas y litros; 8.314 corresponde a R en J·mol⁻¹·K⁻¹ y 1.987 a R en cal·mol⁻¹·K⁻¹, unidades no compatibles con Kp=Kc(RT)^Δn en atm. (NIST/CODATA, constante de los gases; Chang, R., Química, McGraw-Hill, tablas de constantes.)

6. En un sistema en reacción se calcula el cociente de reacción Q y se compara con la constante de equilibrio K a la misma temperatura. Si Q resulta mayor que K, ¿en qué sentido se desplazará la reacción para alcanzar el equilibrio?

1. Hacia los productos
2. Hacia los reactivos
3. No hay desplazamiento neto
4. Hacia ambos sentidos

Cuando Q > K, hay un exceso relativo de productos respecto al equilibrio, por lo que la reacción avanza en sentido inverso, hacia los reactivos, hasta que Q se iguale con K. (Brown, T., LeMay, H. y Bursten, B., Química: La ciencia central, Pearson.)

7. En un reactor a temperatura constante ocurre la reacción 2SO2(g) + O2(g) ⇌ 2SO3(g), cuya constante de equilibrio es Kc = 280. En un instante dado se miden [SO2] = 0.10 mol/L, [O2] = 0.10 mol/L y [SO3] = 0.50 mol/L. ¿Hacia qué lado se desplazará la reacción para alcanzar el equilibrio?

1. Hacia la formación de más SO2 y O2
2. El sistema ya está en equilibrio
3. Hacia la formación de más SO3
4. No puede determinarse sin conocer Kp

Q = (0.50)²/[(0.10)²(0.10)] = 250, valor menor que Kc = 280; como Q < K, la reacción avanza hacia los productos, formando más SO3. (Brown, LeMay y Bursten, Química: La ciencia central, Pearson (comparación Q vs K).)

8. De los siguientes factores que pueden perturbar un sistema en equilibrio químico, ¿cuál es el único que modifica el valor numérico de la constante de equilibrio K?

1. Un cambio de concentración
2. La adición de un catalizador
3. Un cambio de presión o volumen
4. Un cambio de temperatura

Solo la temperatura altera el valor de K; los cambios de concentración o presión desplazan la posición del equilibrio sin cambiar K, y un catalizador solo acelera el establecimiento del equilibrio. (Atkins, P. y de Paula, J., Química Física, Oxford/Ed. Médica Panamericana.)

9. De acuerdo con la ecuación de van't Hoff, ln(K2/K1) = −(ΔH°/R)(1/T2 − 1/T1), si una reacción tiene ΔH° negativo (exotérmica) y la temperatura se incrementa de T1 a T2 (T2 > T1), ¿qué ocurre con el valor de la constante de equilibrio K?

1. K disminuye
2. K aumenta
3. K no cambia
4. K se duplica

Con ΔH° < 0, al aumentar T el término −(ΔH°/R)(1/T2−1/T1) resulta negativo, por lo que ln(K2/K1) < 0 y K2 < K1; esto coincide con el desplazamiento hacia reactivos previsto por Le Châtelier para reacciones exotérmicas. (Atkins, P. y de Paula, J., Química Física (ecuación de van't Hoff); Chang, R., Química, McGraw-Hill.)

10. Según el principio de Le Châtelier, cuando un sistema en equilibrio químico se somete a una perturbación externa como un cambio de concentración, presión, volumen o temperatura, el sistema responde de la siguiente manera:

1. Se desplaza siempre hacia la formación de productos
2. Se desplaza en el sentido que contrarresta la perturbación
3. Permanece sin cambio alguno en su composición
4. Se desplaza en el mismo sentido que la perturbación aplicada

El principio de Le Châtelier establece que el sistema se desplaza para contrarrestar parcialmente la perturbación y restablecer un nuevo equilibrio, no que se desplace siempre hacia productos o quede inalterado. (Henri Le Châtelier (1884); Chang, R. y Goldsby, K., Química, McGraw-Hill.)

11. En la expresión de la constante de equilibrio de una reacción heterogénea, ¿qué tratamiento reciben los sólidos puros y los líquidos puros que participan en la reacción?

1. Se incluyen elevados al cuadrado de su coeficiente estequiométrico
2. Se incluyen expresados en unidades de presión parcial
3. Se omiten de la expresión porque su actividad se considera igual a 1
4. Se omiten únicamente si la reacción ocurre a temperatura constante

La actividad de un sólido o líquido puro permanece esencialmente constante, se define como 1 y por ello no aparece en la expresión de K, independientemente de si la temperatura es constante. (IUPAC, Gold Book, 'activity'; Brown, LeMay y Bursten, Química: La ciencia central.)

12. En un reactor cerrado se establece el equilibrio CO(g) + 3H2(g) ⇌ CH4(g) + H2O(g). Si el volumen del reactor se reduce súbitamente a la mitad, aumentando con ello la presión total del sistema, ¿hacia qué lado se desplazará el equilibrio?

1. Hacia la formación de CO y H2
2. No se desplaza; los moles gaseosos son iguales
3. Depende de la temperatura, no de la presión
4. Hacia la formación de CH4 y H2O

Los reactivos suman 4 moles de gas y los productos 2 moles; al disminuir el volumen y aumentar la presión, el equilibrio se desplaza hacia el lado con menor número de moles gaseosos, es decir, hacia los productos. (Brown, LeMay y Bursten, Química: La ciencia central, Pearson (efecto de la presión y el volumen).)

13. Se agrega un gas inerte (que no participa en la reacción) a un sistema en equilibrio gaseoso, manteniendo el volumen del recipiente constante. ¿Qué efecto tiene esta adición sobre la posición del equilibrio?

1. Ninguno; no cambian las presiones parciales de las especies reactivas
2. Desplaza el equilibrio hacia el lado con más moles gaseosos
3. Desplaza el equilibrio hacia el lado con menos moles gaseosos
4. Aumenta el valor de la constante de equilibrio K

A volumen constante, un gas inerte no modifica las presiones parciales ni las concentraciones de reactivos y productos, por lo que el equilibrio no se desplaza; el efecto sería distinto solo si el volumen variara libremente a presión total constante. (Chang, R. y Goldsby, K., Química, McGraw-Hill.)

14. Un catalizador se añade a un sistema en equilibrio químico. ¿Cuál es el efecto correcto de esta adición sobre el sistema?

1. Desplaza el equilibrio hacia los productos y aumenta el valor de la constante K
2. Acelera por igual las reacciones directa e inversa sin desplazar el equilibrio ni cambiar K
3. Disminuye la energía de activación únicamente de la reacción directa
4. Reduce el tiempo para alcanzar el equilibrio y aumenta el rendimiento de productos

Un catalizador disminuye la energía de activación de ambas reacciones, directa e inversa, acelerando igualmente su velocidad; el equilibrio se alcanza más rápido, pero no se desplaza ni cambia K. (Atkins, P. y de Paula, J., Química Física; Brown, LeMay y Bursten, Química: La ciencia central.)

15. En el equilibrio N2O4(g) ⇌ 2NO2(g), un operador retira parte del NO2 gaseoso conforme se va formando, manteniendo la temperatura constante. ¿Qué efecto tiene esta acción sobre el sistema?

1. El equilibrio se desplaza hacia la formación de más N2O4
2. El sistema deja de estar en equilibrio de manera permanente
3. El equilibrio se desplaza hacia la formación de más NO2
4. La constante de equilibrio Kc aumenta de valor

Al retirar un producto, el equilibrio se desplaza hacia su formación para contrarrestar la disminución, es decir, hacia más NO2, sin que cambie Kc, que solo depende de la temperatura. (Chang, R., Química, McGraw-Hill; principio de Le Châtelier.)

16. ¿Qué representa el método de la tabla ICE utilizado para calcular concentraciones en el equilibrio químico?

1. Un registro exclusivo de las concentraciones iniciales de los reactivos
2. Un cálculo directo de Kp a partir de las presiones parciales iniciales
3. Un procedimiento para determinar la energía de activación de la reacción
4. Un registro de concentraciones iniciales, su cambio (x) y las de equilibrio

La tabla ICE organiza las concentraciones Iniciales, el Cambio (±x según la estequiometría) y las de Equilibrio, que después se sustituyen en la expresión de Kc; no se limita a los reactivos ni calcula energías de activación. (Brown, T., LeMay, H. y Bursten, B., Química: La ciencia central, Pearson.)

17. Para la reacción H2(g) + I2(g) ⇌ 2HI(g), Kc = 54.3 a 425 °C. Si las concentraciones iniciales son [H2] = [I2] = 0.10 mol/L y no hay HI presente, ¿cuál es la concentración de HI una vez alcanzado el equilibrio?

1. Aproximadamente 0.16 mol/L
2. Aproximadamente 0.10 mol/L
3. Aproximadamente 0.20 mol/L
4. Aproximadamente 0.054 mol/L

Con la tabla ICE, Kc=(2x)²/(0.10−x)²=54.3, de donde 2x/(0.10−x)≈7.37 y x≈0.0786, por lo que [HI]=2x≈0.16 mol/L; 0.20 mol/L supondría conversión total, y 0.054 mol/L confunde el valor de Kc con una concentración. (Brown, LeMay y Bursten, Química: La ciencia central, Pearson (método ICE aplicado a Kc).)

18. El producto iónico del agua, Kw, es la constante del equilibrio de autoionización 2H2O(l) ⇌ H3O+(ac) + OH−(ac). ¿Cuál es su valor a 25 °C?

1. 1.0 × 10⁻⁷
2. 1.0 × 10⁻¹⁴
3. 1.8 × 10⁻⁵
4. 1.0 × 10⁻¹²

A 25 °C, Kw=[H3O+][OH−]=1.0×10⁻¹⁴; 1.0×10⁻⁷ es la concentración de cada ion en agua pura (no el producto), y 1.8×10⁻⁵ es la Ka típica de un ácido débil como el acético. (Chang, R. y Goldsby, K., Química, McGraw-Hill; IUPAC, Gold Book, 'ionic product of water'.)

19. Para una sal poco soluble como el AgCl, el equilibrio heterogéneo se representa como AgCl(s) ⇌ Ag+(ac) + Cl−(ac). ¿Cuál es la expresión correcta de su constante del producto de solubilidad, Ksp?

1. Ksp = [Ag+][Cl−]/[AgCl]
2. Ksp = [Ag+] + [Cl−]
3. Ksp = [Ag+][Cl−]
4. Ksp = [AgCl]/[Ag+][Cl−]

Como el AgCl es un sólido puro, su actividad es 1 y se omite de la expresión, por lo que Ksp queda como el producto de las concentraciones de los iones en disolución; incluir [AgCl] ignora esta regla de los equilibrios heterogéneos. (Brown, LeMay y Bursten, Química: La ciencia central, Pearson (producto de solubilidad); IUPAC, Gold Book, 'activity'.)

20. ¿Qué efecto tiene la presencia de un ion común sobre la solubilidad molar de una sal poco soluble, de acuerdo con el principio de Le Châtelier?

1. Aumenta la solubilidad de la sal respecto a la que tendría en agua pura
2. No modifica la solubilidad, aunque sí cambia el valor de Ksp
3. Disminuye la solubilidad solo si la sal es un hidróxido
4. Disminuye la solubilidad de la sal respecto a la que tendría en agua pura

Al añadir un ion que ya forma parte del equilibrio de solubilidad, este se desplaza hacia la formación del sólido, disminuyendo la solubilidad molar; Ksp no cambia porque depende solo de la temperatura, y el efecto no se limita a los hidróxidos. (Chang, R., Química, McGraw-Hill (efecto del ion común); principio de Le Châtelier.)

21. El Ksp del AgCl es 1.8 × 10⁻¹⁰. Si el AgCl se disuelve en una disolución que ya contiene 0.10 mol/L de Cl− (por ejemplo, de NaCl), ¿cuál es la solubilidad molar aproximada del AgCl en esa disolución?

1. 1.8 × 10⁻⁹ mol/L
2. 1.3 × 10⁻⁵ mol/L
3. 1.8 × 10⁻¹⁰ mol/L
4. 1.8 × 10⁻¹¹ mol/L

Con ion común, [Ag+]=Ksp/[Cl−]=1.8×10⁻¹⁰/0.10=1.8×10⁻⁹ mol/L; 1.3×10⁻⁵ mol/L es la solubilidad en agua pura (sin ion común), y confundir Ksp con la solubilidad misma es un error frecuente. (Chang, R., Química, McGraw-Hill (cálculo de solubilidad con ion común); Brown, LeMay y Bursten, Química: La ciencia central.)

22. Un químico analista tiene una disolución que contiene Cl− e I− en concentraciones iguales y agrega Ag+ gota a gota para separarlos por precipitación selectiva. Dado que Ksp(AgI) = 8.3 × 10⁻¹⁷ es mucho menor que Ksp(AgCl) = 1.8 × 10⁻¹⁰, ¿cuál de las dos sales precipitará primero?

1. El AgCl, porque su Ksp es mayor y se satura primero
2. El AgI, porque necesita menos Ag+ para alcanzar su Ksp
3. Ambas sales precipitan de manera simultánea
4. Ninguna precipita si [Ag+] es menor a 1 mol/L

La sal con menor Ksp alcanza el producto de solubilidad (Qsp=Ksp) con una concentración de Ag+ mucho menor, por lo que el AgI precipita primero; un Ksp mayor implica que se necesita más Ag+ para saturar esa sal, no que precipite antes. (Brown, LeMay y Bursten, Química: La ciencia central, Pearson (precipitación selectiva/fraccionada).)

23. Al mezclar dos disoluciones que contienen los iones de una sal poco soluble, se calcula el producto iónico Qsp con las concentraciones instantáneas de esos iones. ¿En qué condición se formará un precipitado?

1. Cuando Qsp sea menor que Ksp
2. Cuando Qsp sea igual a Ksp
3. Cuando Qsp sea mayor que Ksp
4. Cuando Qsp sea igual a la mitad de Ksp

Si Qsp>Ksp, la disolución está sobresaturada respecto al equilibrio y el exceso de iones precipita hasta que Qsp se iguale con Ksp; si Qsp<Ksp, la disolución permanece insaturada y no hay precipitado. (Brown, LeMay y Bursten, Química: La ciencia central, Pearson (criterio de precipitación, análogo a Q vs K).)

24. De las siguientes afirmaciones sobre los equilibrios heterogéneos que involucran sólidos y disoluciones saturadas, ¿cuál NO es correcta?

1. La solubilidad molar de una sal disminuye en presencia de un ion común
2. Los sólidos puros no aparecen en la expresión de la constante de equilibrio
3. El valor de Ksp depende únicamente de la temperatura del sistema
4. El valor de Ksp cambia al añadir un ion común a la disolución

Ksp es una constante que solo depende de la temperatura; añadir un ion común desplaza el equilibrio y disminuye la solubilidad, pero no cambia el valor de Ksp, por lo que esa afirmación es la incorrecta. (Atkins, P. y de Paula, J., Química Física; Chang, R., Química, McGraw-Hill.)

25. Una disolución contiene [Cl−] = 0.010 mol/L y [I−] = 0.010 mol/L. Se agrega Ag+ lentamente, sabiendo que Ksp(AgI) = 8.3 × 10⁻¹⁷ y Ksp(AgCl) = 1.8 × 10⁻¹⁰. En el instante en que el AgCl comienza apenas a precipitar, ¿qué concentración de I− queda todavía en disolución?

1. Aproximadamente 4.6 × 10⁻⁹ mol/L
2. Aproximadamente 0.010 mol/L
3. Aproximadamente 1.8 × 10⁻⁸ mol/L
4. Aproximadamente 8.3 × 10⁻¹⁷ mol/L

El AgCl empieza a precipitar cuando [Ag+]=Ksp(AgCl)/[Cl−]=1.8×10⁻⁸ mol/L; a esa concentración de Ag+, [I−]=Ksp(AgI)/[Ag+]≈4.6×10⁻⁹ mol/L, una fracción despreciable frente a los 0.010 mol/L iniciales, lo que indica una separación casi completa del I−. (Brown, LeMay y Bursten, Química: La ciencia central, Pearson (precipitación fraccionada, cálculo cuantitativo).)

26. En un proceso de purificación, un técnico de laboratorio desea disminuir la solubilidad del CaF2 (Ksp pequeño) para maximizar la cantidad de precipitado recuperado. De acuerdo con el efecto del ion común, ¿qué acción es la más adecuada para lograrlo?

1. Agregar una disolución que aporte iones Na+ o NO3− ajenos al equilibrio
2. Agregar una disolución que aporte iones F− o Ca2+ adicionales al sistema
3. Aumentar el volumen total de la disolución sin añadir ningún reactivo
4. Elevar la temperatura del sistema sin modificar las concentraciones iónicas

Añadir un ion que ya participa en el equilibrio de solubilidad (F− o Ca2+) desplaza el equilibrio hacia la formación del sólido, disminuyendo la solubilidad por efecto del ion común; agregar iones ajenos no participa en dicho equilibrio, y diluir o solo calentar no produce este efecto específico. (Chang, R., Química, McGraw-Hill (efecto del ion común); Brown, LeMay y Bursten, Química: La ciencia central.)

27. En un reactor cerrado se lleva a cabo la reacción N2(g) + 3H2(g) ⇌ 2NH3(g), cuya constante de equilibrio a la temperatura de trabajo es Kc = 0.50. En un instante dado, con las concentraciones presentes en el reactor, el cociente de reacción calculado es Qc = 0.12. ¿Hacia qué lado se desplazará el sistema para alcanzar el equilibrio?

1. Hacia la formación de reactivos, porque Qc es menor que Kc
2. Hacia la formación de productos, porque Qc es menor que Kc
3. Hacia la formación de productos, porque Qc es mayor que Kc
4. El sistema ya está en equilibrio, porque Qc y Kc son iguales

Como Qc (0.12) es menor que Kc (0.50), la reacción avanza hacia la formación de productos hasta que Q se iguale a K. (Brown, T., LeMay, H. y Bursten, B., Química: La ciencia central, Pearson, cap. Equilibrio químico)

28. Para la reacción 2SO2(g) + O2(g) ⇌ 2SO3(g), Kc = 100 a la temperatura de trabajo. En un matraz se introducen las siguientes concentraciones: [SO2] = 2.0 M, [O2] = 1.0 M y [SO3] = 2.0 M. ¿Cuál es el valor del cociente de reacción Qc y hacia qué lado se desplazará el sistema?

1. Qc = 4.0; el sistema se desplaza hacia los productos
2. Qc = 0.25; el sistema se desplaza hacia los reactivos
3. Qc = 1.0; el sistema se desplaza hacia los reactivos
4. Qc = 1.0; el sistema se desplaza hacia los productos

Qc = (2.0)²/[(2.0)²(1.0)] = 1.0, valor mucho menor que Kc = 100, por lo que la reacción avanza hacia la formación de más SO3. (Chang, R., Química, McGraw-Hill, expresión de Kc para 2SO2 + O2 ⇌ 2SO3)

29. Un ingeniero químico incrementa la concentración de uno de los reactivos en un reactor donde se lleva a cabo una reacción reversible en equilibrio, manteniendo constante la temperatura. Según el principio de Le Châtelier, ¿qué ocurrirá con el sistema?

1. El valor de la constante de equilibrio K aumentará proporcionalmente
2. El equilibrio se desplazará hacia la formación de productos para contrarrestar el aumento
3. El sistema permanecerá sin cambios porque K es constante a temperatura fija
4. El equilibrio se desplazará hacia la formación de reactivos para contrarrestar el aumento

Al aumentar la concentración de un reactivo, el sistema se desplaza hacia productos para consumir parte del exceso, sin que cambie el valor de K, que solo depende de la temperatura. (Chang, R., Química, McGraw-Hill; principio de Le Châtelier)

30. La descomposición del PCl5(g) ⇌ PCl3(g) + Cl2(g) es un proceso endotérmico (ΔH° > 0). Si se aumenta la temperatura del sistema en equilibrio, ¿qué efecto se espera sobre el desplazamiento del equilibrio y sobre el valor de Kc?

1. El equilibrio se desplaza hacia los reactivos y Kc disminuye
2. El equilibrio no se desplaza, aunque Kc aumenta por efecto de la temperatura
3. El equilibrio se desplaza hacia los productos y Kc aumenta
4. El equilibrio se desplaza hacia los productos, pero Kc permanece igual

En una reacción endotérmica, un aumento de temperatura favorece la reacción directa hacia productos y aumenta el valor de Kc, como predice la ecuación de van't Hoff. (Chang, R., Química, McGraw-Hill; Atkins, P. y de Paula, J., Química Física)

31. En el equilibrio N2O4(g) ⇌ 2NO2(g), contenido en un cilindro con pistón móvil, se reduce el volumen del recipiente comprimiendo el pistón a temperatura constante. ¿Hacia qué lado se desplazará el equilibrio?

1. Hacia la formación de NO2, porque tiene mayor número de moles gaseosos
2. No se desplaza, porque el número total de moles no cambia
3. Hacia la formación de NO2, porque disminuye la presión parcial de N2O4
4. Hacia la formación de N2O4, porque tiene menor número de moles gaseosos

Al disminuir el volumen aumenta la presión total, y el equilibrio se desplaza hacia el lado con menor número de moles de gas, es decir, hacia el N2O4. (Brown, T., LeMay, H. y Bursten, B., Química: La ciencia central, Pearson)

32. A un reactor rígido de volumen constante que contiene el sistema en equilibrio H2(g) + I2(g) ⇌ 2HI(g) se le añade un gas inerte que no participa en la reacción, sin modificar el volumen del recipiente. ¿Qué efecto tiene esta adición sobre la posición del equilibrio?

1. Se desplaza hacia los productos, porque aumenta la presión total del sistema
2. No se desplaza, porque a volumen constante no cambian las presiones parciales ni las concentraciones reactivas
3. Se desplaza hacia los reactivos, porque disminuye la fracción molar del HI
4. Se desplaza hacia el lado con menor número de moles de gas, porque sube la presión total

A volumen constante, un gas inerte no modifica las concentraciones ni las presiones parciales de las especies reactivas, por lo que el equilibrio no se desplaza. (Chang, R. y Goldsby, K., Química, McGraw-Hill)

33. Un catalizador se añade a un reactor donde se lleva a cabo una reacción reversible que aún no ha alcanzado el equilibrio. ¿Cuál es el efecto correcto del catalizador sobre el sistema?

1. Acelera por igual las reacciones directa e inversa, sin cambiar el valor de K
2. Desplaza el equilibrio hacia los productos y aumenta el valor de K
3. Disminuye el valor de K al reducir la energía de activación inversa
4. Modifica la posición del equilibrio sin alterar la velocidad de reacción

El catalizador disminuye por igual la energía de activación de ambas reacciones; el equilibrio se alcanza más rápido, pero K y la posición final no cambian. (Atkins, P. y de Paula, J., Química Física; Brown, LeMay y Bursten, Química: La ciencia central)

34. Un químico industrial trabaja con una reacción exotérmica en equilibrio y desea aumentar el rendimiento hacia productos sin modificar la relación estequiométrica entre los reactivos. De las siguientes estrategias, ¿cuál es consistente con el principio de Le Châtelier y con el hecho de que solo la temperatura modifica el valor de K?

1. Aumentar la temperatura del reactor, lo que favorece a los productos y aumenta Kc
2. Añadir un catalizador más activo para desplazar el equilibrio hacia los productos
3. Disminuir la temperatura del reactor, lo que favorece a los productos y aumenta Kc
4. Aumentar la presión total añadiendo un gas inerte a volumen constante

En una reacción exotérmica, disminuir la temperatura favorece la formación de productos y aumenta Kc; un catalizador o un gas inerte no desplazan el equilibrio. (Chang, R., Química, McGraw-Hill; principio de Le Châtelier aplicado a la temperatura)

35. De las siguientes acciones sobre un sistema en equilibrio químico gaseoso, ¿cuál de ellas NO modifica el valor numérico de la constante de equilibrio K?

1. Aumentar la temperatura en una reacción endotérmica
2. Disminuir la temperatura en una reacción exotérmica
3. Elevar la temperatura en una reacción exotérmica
4. Añadir un catalizador al sistema

Solo la temperatura modifica el valor de K; el catalizador únicamente acelera el establecimiento del equilibrio sin cambiar su valor. (Atkins, P. y de Paula, J., Química Física)