SOLUCIONES SELECTIVIDAD ARAGÓN EQUILIBRIO QUÍMICO

SOLUCIONES SELECTIVIDAD ARAGÓN EQUILIBRIO QUÍMICO
RESPUESTA A PREGUNTA 1 OPCION 1 SEPTIEMBRE 2000
1) El amoniaco se obtiene mediante el método Haber-Bosch que consiste en la reacción directa de los elementos: N2 (g) + 3 H2 (g) 
2 NH3 (g)  H = -92,4 kJ
Discuta los efectos de los cambios de presión y temperatura así como la influencia de la presencia de un catalizador en el rendimiento
en amoniaco
El rendimiento en la obtención de amoniaco será mayor cuanto mayor sea el
desplazamiento del equilibrio hacia la derecha, ya que así será mayor la proporción de
amoniaco obtenido y menor la cantidad de nitrógeno e hidrógeno que queda sin
reaccionar.
Por tanto, como se trata de un equilibrio homogéneo (todos gases), lo que favorece el
desplazamiento del equilibrio hacia la derecha, según el principio de Le Chatelier, es el
aumento de presión (ya que se desplazará hacia donde menor moléculas haya en el
equilibrio) y la disminución de la temperatura (ya que la variación de entropía negativa
nos indica que es un equilibrio exotérmico). La presencia de un catalizador no afecta al
equilibrio (sólo afecta a la velocidad de reacción, pero tanto hacia la derecha como
hacia la izquierda)
Si además queremos que la velocidad de reacción sea rápida para que la reacción entre el nitrógeno y el hidrógeno alcance rápidamente el
equilibrio será conveniente aumentar la presión (las moléculas estarán más juntas y habrá más choques entre ellas), el aumento de
temperatura (las moléculas irán más rápidas y habrá más choques y más energéticos) y la presencia del catalizador adecuado (que disminuya
la energía de activación para que hay mayor proporción de choque eficaces)
RESPUESTA A LA PREGUNTA 3 OPCION 2 (SEPTIEMBRE 2001 LOGSE)
3) Dado el equilibrio de disociación del cloruro de nitrosilo:
2 NOCl (g)   2 NO + Cl2 (g),
ΔH° = - 258 kJ/mol,
Razone qué efecto producirán en él los siguientes cambios: a) Aumentar la presión, b) Aumentar la temperatura, c) Aumentar la
concentración de cloro.
Si aplicamos el principio de Le Chatelier, según el cual cualquier cambio o perturbación en cualquiera de
las variables que determinan el estado de equilibrio de un sistema químico produce un desplazamiento del
equilibrio en el sentido de contrarrestar o minimizar el efecto causado por la perturbación:
a. Al aumentar la presión de los gases en equilibrio, la forma de minimizar este aumento de presión
b.
c.
es disminuyendo el número de moléculas totales. Como en la ecuación química en el primer
miembro hay 2 moléculas y en el segundo 3, el equilibrio tenderá a desplazarse hacia la
izquierda (de esta forma la constante de equilibrio permanece constante)
Al aumentar la temperatura de la mezcla en equilibrio, la forma de minimizar este aumento de
temperatura es eliminando calor. Como la ecuación termoquímica nos indica que es exotérmica,
el equilibrio tenderá a desplazarse hacia la izquierda (la constante de equilibrio disminuye ya que
aumenta el denominador y disminuye el numerador)
Al aumentar la concentración de Cl2, la forma de minimizar este aumento es disminuir la
concentración del Cl2. Como en la ecuación el Cl2 se encuentra en el segundo miembro, el
equilibrio tenderá a desplazarse hacia la izquierda (de esta forma la constante de equilibrio
permanece constante)
RESPUESTA A LA PREGUNTA 1 OPCION 2 JUNIO 2002
Para la reacción:
aumenta al aumentar la temperatura.
, la constante de equilibrio de la reacción (Kp)
a) Explique de forma razonada, tres maneras de conseguir una reducción más eficiente del dióxido de estaño sólido.
b) ¿Qué relación existe entre Kp y Kc en este equilibrio?
d. a) Como la constante de equilibrio aumenta al aumentar la temperatura, significa
que el equilibrio corresponde a una reacción endotérmica y, por tanto, al
aumentar la temperatura el equilibrio se desplaza hacia la derecha, reduciendo el
dióxido de estaño sólido.
La otras 2 formas de desplazar el equilibrio hacia la derecha (y,
consecuentemente, de reducir el dióxido de estaño sólido) es introducir en el
sistema en equilibrio una mayor cantidad de H2 (g) (para que aumente su
concentración) o sacar del sistema H2O (g) (para que disminuya su
concentración).
Como se trata de un equilibrio heterogéneo en el que la posición de equilibrio
viene determinada, en exclusiva, por la concentración de los gases, las
variaciones de presión (o volumen) del sistema no afectarán al equilibrio ya que
el número de moles de gas en la derecha (2) y en la izquierda (2) es el mismo, ni
tampoco la eliminación de Sn (l) del sistema o la adición de SnO2(s).
e. b) Kp = Kc ya que el número de moles de las sustancias gaseosas que realmente
afectan al equilibrio es el mismo en reaccionantes y productos(2 de H2 y 2 de
H2O)
RESPUESTA A PREGUNTA 5 OPCION 2 JUNIO 2002
5) El tetróxido de dinitrógeno es un componente importante de los combustibles de cohetes. A 25 °C es un gas incoloro, que se disocia
parcialmente en N02, un gas marrón rojizo. La constante Kc del equilibrio N204 (g) === 2 N02 (g), a 25°C, vale 4,6x10-3. Una muestra de
2,3 g de N204 (g) se deja que alcance el equilibrio con N02 (g) en un matraz de 0,50 litros a 25 °C.
Calcule los gramos de los dos gases que habrá en el equilibrio.
Masas atómicas: Nitrógeno =14; oxígeno =16
f. Masa molecular de N2O4 = 2·14 + 4·16 = 92
Masa molecular del NO2 = 14 + 2·16 = 46
g. Moles iniciales de N2O4 = 2,3/92 = 0,025
h.
i. De donde x = 0,0035148 moles
j. Moles de N2O4 = 0,025 -x = 0,0214852 moles
Moles de NO2 = 2x = 0,0072096 moles
k. Gramos de N2O4 = 0,0214852 · 92 = 1,9766 g
Gramos de NO2 = 0,0072096 · 46 = 0,3316 g
l.
RESPUESTA A PREGUNTA 4 OPCIÓN 2 (SEPTIEMBRE 2002 LOGSE)
4)En un matraz de 1,6 litros se introducen 0,4 moles de HI, se cierra el matraz y se calienta hasta 400ºC. Una vez establecido el equilibrio
2HI (g)  H2(g) + I2(g)
se encuentra que la fración molar de HI en la mezcla es 0,80. Calcule a 400ºC: a)el valor de Kc. b) La presión parcial de cada gas en el
equilibrio
R=0,0082atm·l·mol-1·K-1
m.
n.
o.
p.
q.
2 HI(g)   H2(g) + I2(g)
0,4-2x
x
x
Moles totales en el equilibrio = (0,4-2x) + x + x = 0,4
Fración molar de HI = (0,4-2x)/0,4 = 0,8;
De la ecuación deducimos que x= 0,04, es decir:
Moles de HI = 0,4 - 2·0,04 = 0,32 moles
Moles de I2 = moles de H2 = 0,04 moles
a)
b) Presión parcial H2 = presión parcial I2 = 0,04/1,6 · 0,082 · (273+400) = 1,37965 atm
Presión parcial de HI = 0,32/1,6 · 0,082 · (273+400) = 11,0372 atm
RESPUESTA A PREGUNTA 5 OPCION 1 JUNIO 2003
5)Una mezcla de 2,5 moles de nitrógeno y 2,5 moles de hidrógeno se coloca en un reactor de 25,0 litros y se calienta a 400ºC. En el
equilibrio ha reaccionado el 5 % del nitrógeno. Calcule : a) los valores de las constantes de equilibrio Kc y Kp, a 400ºC, para la reacción:
N2 (g) + 3H2 (g)   2NH3 (g)
b) Las presiones parciales de los gases en el equilibrio;
R = 0,082 atm·l·mol-1· K-1
a)En el equilibrio habrá:



De N2 :
De H2 :
De NH3:
2,5 moles - 5% de 2,5 = 2,375 moles
2,5 moles - 3 · 5% de 2,5 = 2,125 moles
2 · 5% de 2,5 = 0,250 moles
Las concentraciones de cada uno de los componentes serán:



[N2]= 2,375/25,0 = 0,095 Moles/litro
[H2]= 2,125/25 = 0,085 Moles/litro
[NH3]= 0,250/25 = 0,01 Moles/litro
La Kc :
Kp = Kc (RT)2-4 = 1,714 · (0,082 · 673)-2 =5,63 · 10-4
b) Las presiones parciales: Pi = ni RT/V = [i]RT



De N2: P = 0,095 · 0,082 · (273 + 400) = 5,24267 atm
De H2: P = 0,085 · 0,082 · (273 + 400) = 4,69081 atm
De NH3: P= 0,01 · 0,082 · (273 + 400) = 0, 55186 atm
RESPUESTA A PREGUNTA 1 OPCIÓN 2 SEPTIEMBRE 2003
1) En el siguiente equilibrio: 2 A (g)   2 B (g) + C ( g), AH es positivo. Considerando los gases ideales, razone hacia dónde se
desplazará el equilibrio y qué le sucederá a la constante de equilibrio en los siguientes casos:
a) Si disminuye el volumen del recipiente a temperatura constante.
b) Si aumenta la temperatura.
c) Si se añade algo de A.
d) Si se retira algo de B del equilibrio.
a.
El equilibrio se desplazará hacia donde menor número de moléculas hay para compensar el
menor volumen (ley de Le Chatelier), en este caso hacia la izquierda (de 3 moléculas en la
derecha se obtienen 2 en la izquierda). La constante de equilibrio no variará
b. Como la variación de entalpía es positiva (reacción endotérmica), al aumentar la temperatura el
c.
d.
equilibrio se desplazará hacia la derecha para eliminar calor y compensar el aumento de
temperatura. La constante de equilibrio aumentará (la temperatura es el único factor que hace
variar la constante de equilibrio)
Al añadir algo de A, el equilibrio se desplazará hacia la derecha eliminando A para compensar lo
añadido, llegándose a un nuevo equilibrio. La constante de equilibrio no variará
Al retirar algo de B, el equilibrio se desplazará a la derecha para producir B y compensar lo
retirado, llegándose a un nuevo equilibrio. La constante de equilibrio no variará
RESPUESTA A PREGUNTA 4 OPCION 1 JUNIO 2004
4) Se introducen 0,85 moles de H2 y 0,85 moles de CO2 en un recipiente de 5 litros y se calienta la mezcla a 1600ºC. Al establecerse el
equilibrio H2 (g) + CO2 (g)   CO (g) + H2O (g), se encuentra que la mezcla de gases contiene 0,55 moles de CO. a) Determine las
presiones parciales de cada gas en el equilibrio. b) Si a los gases en el equilibrio se añaden 0,4 moles de CO, ¿cuáles serán las
concentraciones de los gases cuando se alcance de nuevo el equilibrio a la misma temperatura?
R = 0,082 atm. L. Mol-1.K-1
H2 (g)
CO2 (g)
+

CO (g)
+
H2O (g)
Moles inicio
0,85
0,85
0
0
Mol. equilibrio
0,85-0,55=0,3
0,85-0,55=0,3
0,55
0,55
a)Presión parcial: Pi = niRT/V ;
P(H2) = P(CO2) = 0,3.0,082.(1600+273)/5 = 9,2152 atm.
P(CO) = P(H2O) = 0,55.0,082.(1600+273)/5 = 16,8945 atm.
b) Calculamos Kp o Kc, ya que su valor es el mismo al tener el mismo número de moléculas en los
reaccionantes y en los productos
Kp = Kc = 16,89452/9,21522 = 3,3611
H2 (g)
+
CO2 (g)

CO (g)
+
H2O (g)
Moles inicio
0,85
0,85
0,4
0
Mol. equilibrio
0,85-x
0,85-x
0,4+x
x
Se ha partido de la situación inicial. También se puede partir de la situación de equilibrio anterior,
entonces:
Moles inicio
Mol. equilibrio
H2 (g)
0,3
0,3+x
+
CO2 (g)
0,3
0,3+x

CO (g)
0,55+0,4
0,95-x
+
H2O (g)
0,55
0,55-x
Como el volumen no influye en la Kc, podemos eliminarlos y nos queda la ecuación

Para el primer caso: 3,3611 = x(0,4+x)/(0,85-x)2
Aquí se calcula x y salen 2 valores 2,0997moles (que no tiene sentido) y 0,490 moles (que es el valor
posible)

Para el segundo caso: 3,3611 = (0,95-x)(0,55-x)/(0,3+x)2
Aquí el valor posible para la x es de x = 0,06 moles
Cualquier procedimiento que utilicemos, el resultado final es:



Concentración de H2 = concentración de CO2 = 0,36/5 = 0,072 moles/L
Concentración de CO = 0,89/5 = 0,178 moles/L
Concentración de H2O = 0,49/5 = 0,098 moles/L
RESPUESTA A PREGUNTA 1 OPCION 2 SEPTIEMBRE 2004
En el siguiente equilibrio: A (g)   B (g) + C (g), ΔH es negativo. Considerando los gases ideales, razone hacia donde se desplazará el
equilibrio y qué la sucederá a la constante de equilibrio en los siguientes casos: a) Si aumenta el volumen del recipiente a temperatura
constante. b) Si disminuye la temperatura
a.
b.
Si aumenta el volumen, como en los productos hay 2 partículas (átomos) y en los reaccionantes
1, el equilibrio se desplazará hacia donde mayor número de partículas hay (para compensar el
aumento de volumen), es decir, hacia la derecha. La constante de equilibrio no varia, ya que
permanece constante con las variaciones de volumen (lo que cambian son los moles de
productos y reaccionantes para que la constante de equilibrio no varíe)
Como la reacción es exotérmica, al disminuir la temperatura, el equilibrio tenderá a producir
energía, es decir, se desplazará hacia la derecha. La constante de equilibrio aumentará, ya que
aumentarán las concentraciones de B y C y disminuirá la de A, es decir, aumenta el numerador
de la Kc (o Kp) y disminuye el denominador
RESPUESTA A PREGUNTA 5 OPCION 2 SEPTIEMBRE 2004
En un reactor de 2,5 litros se introducen 72 g de SO3. Cuando se alcanza el equilibrio
SO3 (g)   SO2 (g) + 1/2 O2 (g)
a 200ºC, se observa que la presión total en el interior del recipiente es de 18 atmósferas. Calcule Kc y Kp para el equilibrio anterior a
200ºC
Masas atómicas: Azufre = 32; Oxígeno = 16
Masa molecular SO3 = 80
Moles iniciales SO3 = 72/80 = 0,9 moles
SO3

SO2
+
1/2 O2
Moles iniciales
0,9
0
0
Moles equilibrio
0,9 - x
x
1/2 x
Moles totales en el equilibrio = 0,9 -x + x + 1/2 x = 0,9 + 0,5x
PV = nRT; 18 . 2,5 = (0,9 + 0,5x) . 0,082 . 473; x = 0,52 moles
Las concentraciones en el equilibrio:
[SO3] = (0,9 - 0,52)/2,5 = 0,152 M; [SO2] = 0,52/2,5 = 0,208 M; [O2] = (0,5 . 0,52)/2,5 = 0,104 M
Kc = (0,208 . 0,1041/2)/0,152 = 0,4413
Kp = Kc (RT)1/2 = 0,4413 . (0,082 . 473)1/2 = 2,7483
RESPUESTA A PREGUNTA 4 OPCION 1 JUNIO 2005
Para el equilibrio: PCl5 (g)   PCl3 (g) + Cl2 (g), la constante Kp vale 1,05, a 250ºC. Sabiendo que el volumen del recipiente son 2,0
litros y que en el equilibrio los moles de PCl5 y de PCl3 son 0,042 y 0,023 respectivamente, calcule la presión parcial de cloro en el
equilibrio.
R = 0,082 atm.l.mol-1.K-
Kp = Presión parcial PCl3xPresión parcial Cl2/Presión parcial PCl5
Calculamos las presiones parciales de PCl5 y de PCl3, sabiendo que Pi = niRT/V


Presión parcial PCl5 = 0,042x0,082x523/2 = 0,9006 at
Presión parcial PCl3 = 0,023x0,082x523/2 = 0,4932 at
Como conocemos el valor de Kp, despejamos en la expresión de Kp y hallamos la presión parcial del Cl2:
Presión parcial de Cl2 = KpxPresión parcial PCl5/Presión parcial PCl3 = 1,05x0,9006/0,4932 = 1,9173 at.
RESPUESTA A LA PREGUNTA 2 OPCION 2 JUNIO 2005
A 300ºC, la reacción de deshidrogenación del 2-propanol para dar propanona según la ecuación:
CH3-CHOH-CH3 (g)   CH3-CO-CH3 (g) + H2O (g)
Es una reacción endotérmica. Explique razonadamente qué ocurrirá a la constante de equilibrio a) Al
aumentar la temperatura. b) Si se utiliza un catalizador. c) Si se aumenta la presión total manteniendo
constante la temperatura
a) Si aumenta la temperatura, manteniendo constante la presión y el volumen, el equilibrio se desplazará
hacia la derecha (para eliminar energía, según el principio de Le Chatelier) y, consecuentemente, la
constante de equilibrio aumentará (ya que aumentan las concentraciones de propanona e hidrógeno y
disminuye la concentración de 2-propanol).
b) Si se utiliza un catalizador, aumenta la velocidad de reacción, tanto hacia la derecha como hacia l
izquierda, pero no afecta ni al equilibrio, ni a la constante de equilibrio
c) Si aumentamos la presión total, el equilibrio se desplazará hacia la iquierda, que es donde menos
moléculas hay, pero la constante de equilibrio no cambia (el equilibrio debe de desplazarse hacia la
izquierda para mantener constante la constante de equilibrio). El único factor que hace variar la constante
de equilibrio es la variación de temperatura.
RESPUESTA A PREGUNTA 3 OPCION 1 SEPTIEMBRE 2005
Considere el equilibrio: 2 NOCl (g)   2 NO (g) + Cl2 (g). Explique razonadamente cómo variará el número de moles de NO en el
recipiente si: a) se añade Cl2; b) se aumenta el volumen del recipiente; c) si la reacción anterior es endotérmica, ¿cómo variará la
constante de equilibrio al disminuir la temperatura?
Si aplicamos el principio de Le Chatelier, según el cual el equilibrio se desplazará para compensar la
variación introducida:
a) Si se añade Cl2 al recipiente el equilibrio se desplazará a la izquierda y disminuirá, por tanto, el número
de moles de NO (también aumentará los moles de NOCl y disminuirá parte de los Cl 2 añadidos)
b) Si se aumenta el volumen del recipiente, el equilibrio se desplazará hacia donde mayor número de
moléculas hay; en este caso hacia la derecha, por lo que el número de moles de NO aumentará (también
aumentará el número de moles de Cl2 y disminuirá el de NOCl
c) El único facto que puede variar la constante de equilibrio es la variación de temperatura. Como la
constante de equilibrio viene dada por
Kc =
[NO]2 [Cl2]
[NOCl]2
Si la reacción es endotérmica y disminuye la temperatura, el equilibrio se desplazará hacia la izquierda,
por lo que aumentará el denominador y disminuirá el numerador de la Kc. Por tanto la constante de
equilibrio disminuirá.
RESPUESTA A PREGUNTA 4 OPCION 2 SEPTIEMBRE 2005
A presión total de 100 atmósferas y a cierta temperatura, el trióxido de azufre está disociado en un 40 % según la reacción
SO3 (g)   SO2 (g) + 1/2 O2 (g)
Calcule: a) las fracciones molares de los gases en el equilibrio y b) la constante de disociación Kp a la temperatrua de la experiencia.
R = 0,082 atm.l.mol-1.K-1
Si partimos de 1 mol de SO3 inicial,

SO3 (g)
Inicial
1
Equilibrio 1 - 40%.1 = 0,6 mol.
SO2 (g)
0
0 + 40%.1 = 0,4 mol.
1/2 O2
0
+
0 + 1/2.40%.1 = 0,2 mol.
Moles totales por cada mol de SO3 inicial = 0,6 + 0,4 + 0,2 = 1,2 moles
a) Fracciones molares
ΧSO
= 0,6/1,2 = 0,5
ΧSO
= 0,4/1,2 = 1/3
3
2
ΧO
= 0,2/1,2 = 1/6
2
b) Las presiones parciales Pi =
ΧP
i
T
P SO = 0,5. 100 = 50 atm
3
P SO
2
= 1/3 . 100 = 33,33 atm
P O = 1/6 . 100 = 16,67 atm
2
Kp = 33,33 . 16,671/2/50 = 2,7217
RESPUESTA A PREGUNTA 3 OPCION 1 JUNIO 2006
3) Indica, justificando brevemente la respuesta, si son ciertas o falsas las siguientes afirmaciones:
a) Para la reacción N2 (g) + 3 H2 (g)   2 NH3 (g) un aumento de la presión, manteniendo
constantes las demás variables, desplaza el equilibrio hacia la derecha
b) Para una reacción Kp nunca puede ser más pequeña que Kc
c) Si una reacción para la que la constante de equilibrio vale K c, multiplicamos los coeficientes
estequiométricos del ajuste por 2, la constante de equilibrio también queda multiplicada por 2
a) Verdadero. Si aplicamos el principio de Le Chatelier, al aumentar la presión, la forma que tiene el
equilibrio de disminuirla es disminuyendo el número de moléculas. En este caso, desplazando el
equilibrio hacia la derecha (cada 4 moléculas que desaparecen de los reaccionantes, se producen 2 en los
productos).
b) Falso. La relación entre ambas constantes de equilibrio es: K p = Kc (RT)moles productos-moles reactivos
Por tanto, siempre que el factor (RT)moles productos-moles reactivos sea menor que 1, Kp será menor que Kc. Esto
se producirá cuando el producto RT sea menor que 1 y con exponente positivo, o cuando el producto RT
sea mayor que 1 y con exponente negativo.
c) Falso. Como en la Kc las concentraciones están elevadas al coeficiente estequiométrico
correspondiente, si multiplicamos los coeficientes de la reacción por 2, las concentraciones quedarán
elevadas al cuadrado. Por tanto, la Kc quedará elevada al cuadrado
RESPUESTA A LA PREGUNTA 5 OPCION 2 JUNIO 2006
5) Para el proceso: I2 (g)   2 I (g)
la constante de equilibrio a 1000 K vale: Kc = 3,76x10-5. Si se inyecta 1,00 mol de I2 en un recipiente de 2,00 litros que ya contenía
5,00x10-3 moles de I, calcula las concentraciones de I2 e I en el equilibrio a esa temperatura.
Trabajaremos directamente con concentraciones:
Concentración inicial de I2 = 1/2 = 0,5 moles/litro
Concentración inicial de I = 0,005/2 = 0,0025
I2 (g)

2 I (g)
Inicio:
0,5
0,0025
Equilibrio:
0,5 - x
2x + 0,0025
2
Kc = [I] /[I2],
3,76.10-5 = (2x + 0,0025)2/(0,5 - x)
3,76.10-5 (0,5 - x) = 4x2 + 0,01x + 6,25.10-6
Desarrollando se llega a una ecuación de 2º grado: 4x2 + 0,0100376x - 1,255.10-5 = 0
que tiene 2 soluciones:
.
- 3,4125 10-3 (imposible porque la concentración de I resultaría negativa) y
+ 9,125.10-4 (que es la verdadera)
Por tanto, las concentraciones en el equilibrio son:
.
[I] = 0,0025 + 2.9,125.10
[I2] = 0,5 - 9,125 10-4 = 0,4991 moles/litro;
-4
= 0,004325 moles/litro
RESPUESTA A PREGUNTA 2 OPCION 1 SEPTIEMBRE 2006
2) Para el equilibrio: H2O2 (g)   H2O (g) + 1/2 O2 (g), indica, justificando la respuesta el efecto de:
a)Añadir un catalizador
b)Aumentar la presión manteniendo constantes las demás variables
c)Añadir oxígeno
d)Eliminar agua
a) Si se añade un catalizador aumentará la velocidad de reacción, pero tanto hacia la
derecha como hacia la izquierda, por lo que el equilibrio no se modificará
b) Según el Principio de Le Chatelier, si se aumenta la presión de la mezcla de gases en
equilibrio, se desplazará hacia donde menor número de moles haya para compensar el
aumento de presión; en este caso hacia la izquierda
c) Si añadimos oxígeno el equilibrio se desplazará en el sentido de disminuir la cantidad
de oxígeno; en este caso hacia la izquierda
d) Si eliminamos agua el equilibrio se desplazara en el sentido en el que se produzca
agua; en este caso hacia la derecha
RESPUESTA A PREGUNTA 4 OPCION 2 SEPTIEMBRE 2006
4)Para el proceso PCl5 (g)   PCl3 (g) + Cl2 (g), la constante de equilibrio a 760 K vale Kc = 33,3. Si se inyectan simultáneamente
1,50 g de PCl5 g de PCl5 y 15,0 g de PCl3 en un recipiente de 36,3 cm3, calcula las concentraciones de todas las sustancias en el
equilibrio a esa temperatura.
Masa molares: M(P) = 31,0 g/mol, M(Cl) = 35,5 g/mol
Masa molar PCl5 = 31 + 177,5 = 208,5 g/mol
Masa molar PCl3 = 31 + 106,5 = 137,5 g/mol
Moles PCl5 = 1,5/208,5 = 0,007194 moles
Moles PCl3 = 15/137,5 = 0,10909 moles
Concentración PCl5 = 0,007194/0,0363 = 0,19819 moles/L
Concentración PCl3 = 0,10909/0,0363 = 3,00526 moles/L
Aplicando la constante al equilibrio
PCl5 (g)
Inicio:
Equilibrio:
0,19819 moles/L
0,19819 - x

PCl3 (g)
+ Cl2 (g)
3,00526 moles/L
3,00526 + x
0
x
Ka =[ PCl3].[ Cl2]/[ PCl5 ]
33,3 = x.(3,00526 + x)/(0,19819 - x); de donde
x = 0,1804
Por lo que:
[PCl5 (g)] = 0,19819 - x = 0,19819 - 0,1804 = 0,01779 moles/L
[PCl3 (g)] = 3,00526 + x = 3,00526 + 0,1804 = 3,18566 moles/L
[Cl2 (g)] = x = 0,1804 moles/L
RESPUESTA A PREGUNTA 2 OPCION 1 JUNIO 2007
2) Indique, justificando brevemente la respuesta, si son ciertas o falsas las siguientes afirmaciones para la reacción en disolución acuosa A
+ B  C, una vez que se ha alcanzado el equilibrio:
a) Si en el equilibrio aumentamos la concentración de A, la constante de equilibrio disminuye
b) Si aumentamos la presión, la reacción se desplaza hacia la derecha, ya que en el segundo miembro hay menos moles de sustancia
c) Si añadimos agua el equilibrio se desplazará en uno u otro sentido como consecuencia del cambio de concentraciones
a) La constante de equilibrio sólo depende de la temperatura. Si la temperatura no varía permanece
constante
Precisamente, si varía la concentración del componente A, el equilibrio se desplazará hacia la derecha
para mantener la constante de equilibrio invariable.
b) Como estamos en una disolución acuosa, aunque se aumente la presión (la presión atmosférica), el
volumen de agua en el que se desarrolla la reacción no varía. Consecuentemente, no se modificará el
equilibrio.
c) Si añadimos agua, el volumen en el que se desarrolla la reacción aumenta. Consecuentemente, según la
ley de Le Chatelier, el equilibrio se modificará en el sentido de aumentar el número de moles; es decir,
hacia la izquierda
RESPUESTA A PREGUNTA 5 OPCION 2 JUNIO 2007
5) El CO2 reacciona rápidamente con H2S a altas temperaturas según la reacción:
CO2 (g) + H2S (g)  COS (g) + H2O (g)
En un experimento se colocaron 4,4 g de CO2 en una vasija de 2,5 L a 337ºC y una cantidad suficiente de H2S para que la presión total,
una vez alcanzado el equilibrio, fuese de 10 atm. Sabiendo que en la mezcla final, una vez alcanzado el equilibrio había 0,01 mol de agua:
a) Determine el número de moles de cada especie presente en el equilibrio
b) Calcule la constante de equilibrio Kp
Masa molecular CO2 = 44
Moles iniciales de CO2 = 4,4/44 = 0,1 moles
Moles iniciales de H2S desconocidos = X
En el equilibrio se han formado 0,01 de H2O y los mismos de COS:
CO2 (g) + H2S (g)  COS (g)
+
Moles inicio
0,1
x
0
Moles equilibrio 0,1 - 0,01
X - 0,01
0,01
H2O (g)
0
0,01
Moles totales en el equilibrio: (0,1 - 0,01) + (X - 0,01) + 0,01 + 0,01 = X + 0,1
Cálculo de X: PV = nRT; 10.2,5 = (X + 0,1)0,082.(273 + 337)
De donde X = 0,4 moles
a) Moles de CO2 = 0,1 - 0,01 = 0,09 moles
Moles de H2S = 0,4 - 0,01 = 0,39 moles
Moles de COS = moles H2O = 0,01 moles
b) Como el número de moles en los reaccionantes y productos es el mismo, K p = Kc
Concentración CO2 = 0,09/2,5 = 0,036 M
Concentración de H2S = 0,39/2,5 = 0,156 M
Concentración de COS y H2O = 0,01/2,5 = 0,004 M
Kp = Kc = 0,0042/(0,036.0,156) = 0,002849
RESPUESTA A PREGUNTA 5 OPCION 2 SEPTIEMBRE 2007
5) Para el equilibrio H2 (g) + CO2 (g)   H2O (g) + CO (g), Kc = 4,40 a 2000 K. Si se introducen simultáneamente 1,00 mol de H2,
1,00 mol de CO2 y 1,00 mol de H2O en un recipiente de 4,68 litros a 2000 K, determine la composición de todas las sustancias
presentes en el equilibrio final.
El equilibrio se desplazará hacia la derecha ya que en el inicio no hay CO (g)
Llamando x a la cantidad de moles que se desplazan hacia la derecha, tendremos
H2 (g)
+
CO2 (g)

H2O (g)
+
CO (g)
Inicio:
1 mol
1 mol
1 mol
0 moles
Equilibrio:
1-x
1-x
1 +x
x
Aplicando la constante de equilibrio
El volumen desaparece de la ecuación ya que el número de moles en la derecha y en la
izquierda es el mismo (las variaciones de volumen no influyen en el equilibrio)
4,4(1-x)2 = (1+x)x
4,4(1+x2-2x) = x + x2
3,4x2 - 9,8x + 4,4 = 0
Las soluciones son 2,326 (que no tiene sentido porque es mayor que 1) y 0,556 (que es
la solución real)
Por lo que los moles de cada sustancia:
Moles de H2 = moles de CO2 = 1 - x = 1 - 0,556 = 0,444 moles
Moles de H2O = 1 + x = 1,556 moles
Moles de CO = 0,556 moles
Cuando piden la composición suele referirse al % de cada sustancia en la mezcla por lo
que se calcula los % molares que coinciden con los % en volumen
Moles totales = 0,444 + 0,444 + 1,556 + 0,556 = 3
% en volumen de H2 = % en volumen de CO2 = (0,444/3)100 = 14,8 %
% en volumen de H2O = (1,556/3)100 = 51,87 %
% en volumen de CO = (0,556/3)100 = 18,53 %
RESPUESTA A PREGUNTA 2 OPCION 2 SEPTIEMBRE 2008
2. Indica, razonando brevemente la respuesta, el efecto que tendrá en el siguiente equilibrio:
H2(g) + I2(g)   2HI(g) ΔH= 25,9 kJ
cada uno de los siguientes cambios:
a) Aumento de la temperatura
b) Reducir el volumen aumentando la presión
c) Añadir HI
d) Añadir un catalizador
a) Al se una reacción endotérmica, el aumento de temperatura desplazará el equilibrio
hacia la derecha (mayor [HI] y menor de [H2] e [I2]).
b) Como el número de moles en la derecha y en la izquierda es el mismo (2), las
variaciones de volumen o presión del recipiente que contiene los gases en equilibrio no
le afectan. El equilibrio no se desplazará ni a la derecha ni a la izquierda al disminuir el
volumen aumentando la presión.
c) Si añadimos HI al recipiente que contiene los gases en equilibrio, este se desplazará
hacia la izquierda para compensar el aumento externo de HI.
d) El catalizador aumenta la velocidad de reacción tanto de los reactivos para formar los
productos como de los productos para formar los reactivos. Se llega antes al equilibrio,
pero este no queda afectado por la presencia del catalizador.
RESPUESTA A PREGUNTA 2 OPCION 1 JUNIO 2009
2. Indica, justificando brevemente la respuesta, si la concentración de reactivos, la
temperatura o la presencia de catalizadores influye en:
a) La velocidad de una reacción química (1 punto)
b) La constante de equilibrio de una reacción química (1 punto)
a) La concentración de reactivos si que influye en la velocidad de reacción. Si aumentamos la
concentración de los reactivos, al estar las partículas más juntas la probabilidad de que choquen entre
ellas será mayor y mayor la probabilidad de que se produzcan choques eficaces.
La temperatura también influye en la velocidad de reacción. Al aumentar la temperatura aumenta la
energía cinética de las partículas por lo que se producirán mayor número de choques y además serán más
energéticos, por lo que aumentará la proporción de choques eficaces.
La presencia de un catalizador también influye en la velocidad de reacción. El catalizador dismunuye la
energía de activación (la energía mínima que deben superar las partículas al chocar para que se produzca
reacción) por lo que aumentará la proporción de choques eficaces.
b) La concentración de los reactivos no influye en la constante de equilibrio que permanece (eso)
constante. Si aumentamos la concentración de los reactivos el equilibrios se desplazará hacia la formación
de productos porque, precisamente, debe mantenerse la contante de equilibrio sin modificar su valor.
La temperatura es el único factor que modifica la constante de equilibrio. En reacciones exotérmicas
disminuye su valor al aumentar la temperatura y en reacciones endotérmicas aumenta su valor al
aumentar la temperatura.
La presencia de catalizadores no influye en la constante de equilibrio, aumenta la velocidad de reacción
tanto hacia la derecha como hacia la izquierda, pero no influye sobre la situación de equilibrio ni sobre su
contante.
RESPUESTA A PREGUNTA 5 OPCION 2 JUNIO 2009
5. a) En un recipiente de 1,0 litro, a 490ºC, se introduce 1 mol de H2 y 1 mol de I2,
que reaccionan hasta alcanzar el equilibrio según la ecuación:
H2 (g) + I2 (g)   2HI (g)
Sabiendo que a esa temperatura el valor de la constante de equilibrio es Kc 0 45,9,
determina las concentraciones de las especies presentes en el equilibrio (1,25
puntos)
b) A la mezcla del apartado anterior, en el mismo recipiente y a la misma
temperatura se le añaden 0,200 moles de H2. Determina cuáles serán las nuevas
concentraciones de las especies presentes cuando se restablezca el equilibrio (1,25
puntos).
a)
Inicio (moles/l)
Equilibrio 1 (moles/l)
H2 (g)
1/1 = 1
1-x
+
I2 (g)
1/1 = 1
1-x

2 HI (g)
0
2x
Aplicando la constante de equilibrio
45, 9 = (2x)2/(1-x)2
41,9x2 - 91,8x + 45,9 = 0
se obtienen 2 valores de x: 1,4188 (que no tiene valor físico porque no puede ser superior a 1) y 0,7721
(que es el valor real), por lo que
[H2] = [I2] = 1 - x = 1 - 0, 7721 = 0,2279 Moles/l
[HI] = 2x = 1,5442 Moles /l
b)
Inicio (moles/l)
Equilibrio 1 (moles/l)
H2 (g)
1,2/1 = 1,2
1,2 - x
+
I2 (g)
1/1 = 1
1-x

2 HI (g)
0
2x
Aplicando la constante de equilibrio
45, 9 = (2x)2/[(1-x)(1,2-x)]
41,9x2 - 100,98x + 55,08 = 0
se obtienen 2 valores de x: 1,5758 (que no tiene valor físico porque no puede ser superior a 1) y 0,8342
(que es el valor real), por lo que
[H2] = 1,2 - x = 1,2 - 0,8342 = 0,3685 Moles/l
[I2] = 1 - x = 1 - 0, 8342 = 0,1658 Moles/l
[HI] = 2x = 1,6684 Moles /l
RESPUESTA A PREGUNTA 3 OPCION 1 SEPTIEMBRE 2009
3. Indica, justificando brevemente la respuesta, si son ciertas o falsas las siguientes afirmaciones:
a) El equilibrio de todas las reacciones químicas en las que intervienen gases es sensible a los cambios de presión originados por la
modificación del volumen del sistema. (0,75 puntos)
b) En reacciones con presencia de gases, el valor de Kc siempre es menor que el de Kp.(0,75 puntos)
a) FALSO
En equilibrios entre gases en los que el número de moléculas de los reactivos y
productos es el mismo, como el equilibrio aunque se desplace hacia un lado u otro no
modifica el número de moléculas totales, al variar la presión (o el volumen) desde el
exterior, el equilibrio no se modificará. Si que lo hará en equilibrios en los que el
número de moléculas de reactivos y productos sea distinto
Por ejemplo:
H2(g) + I2(g)   2HI(g) no se modificará el equilibrio ante los cambios de presión (o
volumen)
N2(g) + 3H2(g)   2NH3(g) si que se modificará el equilibrio al variar la presión (o
volumen)
b) FALSO
Puede demostrarse que la relación entre Kp y Kc es:
Kp = Kc(RT) n
En donde  n es la variación de moles entre productos y reactivos en la reacción del
equilibrio y T la temperatura Kelvin del equilibrio.
Si el número de moles en productos y reactivos es el mismo,  n es igual a cero y como
(RT)0 es 1, sucede que Kp y Kc son iguales. Esto ocurre en la primera de las reacciones
del ejemplo anterior
Si el número de moles en productos y reactivos no es el mismo Kp y Kc tendrán valores
distintos (salvo para una situación muy especial en el que para una T determinada el
valor de (RT) n sea igual a 1). Esto es lo que ocurre en la segunda de las reacciones del
ejemplo anterior.
RESPUESTA A PREGUNTA 5 OPCION 2 SEPTIEMBRE 2009
5. A determinada temperatura, en un recipiente de 1 litro, se lleva a cabo la siguiente reacción: (2,5 puntos)
H2O(g) + CO(g)   CO2(g) + H2(g)
De modo que, una vez alcanzado el equilibrio hay presentes: 0,4 moles de CO2, 0,40 moles de H2, 0,20 moles de H2O y 0,20 moles de
CO. Seguidamente se añaden a esta mezcla en equilibrio 0,4 moles de CO y 0,40 moles de CO2. Determina la concentración de CO una
vez que se alcance el nuevo equilibrio.
Calculamos las concentraciones en el 1º equilibrio:
[CO2] = [H2] = 0,4/1 = 0,4 moles/litro; [H2O] = [CO] = 0,2/1 = 0,2 moles/litro
H2O(g) +
CO(g)
Concentraciones equilibrio 1
0,2
Concentraciones al añadir CO y CO2
Concentraciones equilibrio 2

CO2(g) +
H2(g)
0,2
0,4
0,4
0,2
0,2+0,4=0,6
0,4+0,4=0,8
0,4
0,2 - x
0,6 - x
0,8 + x
0,4 + x
Calculamos la constante de equilibrio Kc a partir de la situación del 1º equilibrio:
Kc = (0,4x0,4)/(0,2x0,2) = 4
Aplicamos la Kc a la situación del 2º equilibrio:
4 = [(0,8+x)(0,4+x)]/[(0,2-x)(0,6-x)]
Resolviendo la ecuación:
(0,8+x)(0,4+x) = 4 (0,2-x)(0,6-x)
0,32 + 0,4x + 0,8x + x2 = 0,48 – 0,8x – 2,4x + 4x2
3x2 – 4,4x + 0,16 = 0
Cuya solución es 0,0373 (y 1,4294 que no es una solución posible)
Por tanto la concentración de CO en el equilibrio 2 será:
[CO] = 0,6 – 0,0373 = 0,5627 moles/litro
RESPUESTA A PREGUNTA 2 OPCION 1 JUNIO 2010
a)Una reacción química en equilibrio es sometida a calentamiento, observándose,
como consecuencia, un aumento en la concentración de reactivos. Indica,
justificando brevemente la respuesta, si la reacción es endotérmica o exotérmica.
(1,25 puntos)
b)Se observa que el equilibrio de determinada reacción química no sufre efecto
alguno cuando dicha reacción es sometida a un aumento de presión por
disminución del volumen. Indica, justificando brevemente la respuesta, si esta
circunstancia nos permite asegurar que entre las especies que intervienen en la
reacción no hay gases. (1,25 puntos)
a) Es una reacción exotérmica ya que para este tipo de reacciones:
A + B   C + D + Energia
Si aumentamos la temperatura del sistema, el equilibrio se desplazará hacia la
izquierda para eliminar energía (principio de Le Chatelier). Es decir, al desplazarse a la
izquierda aumenta la concentración de reactivos (si son gases) y disminuye la de los
productos (si son gases).
b) No necesariamente. Si hay gases pero el número de moles en reactivos y
productos es el mismo, el sistema no puede hacer nada para, evolucionando, disminuir
el número de moléculas (al aumentar la presión), por lo que es sistema no evolucionará
hacia ningún sentido. Ejemplo, al equilibrio
H2 (g) + I2 (g)   2HI (g)
no le afectan las variaciones de presión (o volumen) porque hay 2 moléculas tanto en
reactivos como en productos
RESPUESTA A PREGUNTA 2 OPCION 1 SEPTIEMBRE 2010
2. a) Indica, justificando la respuesta, que condición tiene que cumplir una reacción química para que sus valores de Kc y Kp sean
iguales. (0,75 puntos)
b) Indica en qué sentido (formación de productos o de reaccionantes) evolucionará una reacción química cuando su cociente de
reacción vale 3 sabiendo que su constante de equilibrio, Kc = 4. (0,75 puntos)
c) Para una determinada reacción química, a 300 K de temperatura su constante de equilibrio, Kc = 3, mientras que a 350 K de
temperatura, Kc = 5. Indica, justificando brevemente la respuesta, a cuál de esas dos temperaturas llevarías a cabo la reacción si quieres
favorecer la formación de productos. (1 punto)
a) Puede demostrarse que la relación entre las constantes de equilibrio es Kp =
Kc(RT)Δn
En donde Δn = nº de moles de productos - nº de moles de reaccionantes.
Podemos concluir que cuando la variación de moles en una reacción química sea nula,
es decir, cuando Δn = 0, Kc y Kp serán iguales, ya que (RT)0 = 1
b) La constante de equilibrio para una reacción en fase homogénea
aA(g) + bB(g)   cC(g) + dD(g)
viene dada por el cociente entre las concentraciones en el equilibrio de productos y
reaccionantes:
Kc = ([C]c[D]d)/ ([A]a[B]b)
Si vale 4 en el equilibrio y 3 cuando no se ha llegado a él, quiere decir que el
cociente tenderá a aumentar para pasar de valor 3 a 4 y así llegar al equilibrio; es decir,
deberá aumentar el numerador (la concentración de los productos) y disminuir el
denominador (la concentración de los reaccionantes). La reacción evolucionará hacia la
derecha (formación de productos).
c) Al aumentar la temperatura aumenta la constante de equilibrio (aumento del
numerador y disminución del denominador), lo que significa que al aumentar la
temperatura el equilibrio se desplaza a la derecha . Por tanto, el aumento de temperatura
favorece la formación de productos.
RESPUESTA A PREGUNTA 5 OPCION 2 JUNIO 2011
5. El monóxido de carbono reacciona con cloro alcanzándose el equilibrio a una
temperatura T = 70 ºC:
CO (g) + Cl2 (g)   COCl (g)
Se introduce el mismo número de moles de monóxido de carbono y cloro en un
recipiente de 2 litros y cuando se alcanza el equilibrio el número total de moles es
de 24, quedando 2 moles de cloro sin reaccionar.
a) Calcule la constante del equilibrio Kc. (1,5 puntos)
b) Calcule las nuevas concentraciones de todos los componentes si se añade 1 mol
de cloro al sistema en equilibrio. (1 punto)
2
Si introducimos el mismo número de moles de CO y Cl2 y quedan 2 moles de Cl2
también quedarán 2 moles de CO (ya que reaccionan mol a mol). Si el número total de
moles son 24 y hay 2 moles de CO y otros 2 de Cl2 , el número de moles de COCl2 tiene
que ser 20 moles. Las concentraciones en equilibrio de cada uno de los gases serán:
Equilibrio
CO (g)
+ Cl2 (g)   COCl2 (g)
2/2 = 1M 2/2 = 1M
20/2 = 10 M
a) La constante de equilibrio Kc tomará el valor Kc = [COCl2]/{[CO][Cl2]} = 10/(1·1) =
10
b) Al introducir un mol de Cl2 la concentración inicial pasará a ser de 1,5M y el
equilibrio se desplazará hacia la derecha:
CO (g) + Cl2 (g)
Concentraciones
iniciales
Nuevo equilibrio
2/2 =
1M
1-x
3/2 =
1,5M
1,5 -x

COCl2 (g)

20/2 = 10
M
10 +x
Planteamos la ecuación con la Kc = [COCl2]/{[CO][Cl2]}, es decir: 10 = (10 + x)/[(1x)(1,5-x)] y operando obtenemos la ecuación 10 x2 - 26 x +5 = 0.
Las soluciones son: 2,39087 y 0,20912, aunque sólo la última tiene valor real.
Las concentraciones de cada componente en el nuevo equilibrio serán:


[CO] = 1 - 0,20912 = 0,79088 M
[Cl2] = 1,5 - 0,20912 = 1,29088 M

[COCl2] = 10 + 0,20912 = 10,20912 M

RESPUESTA A PREGUNTA 1 OPCION 2 SEPTIEMBRE 2011
1. Dado el siguiente equilibrio: 2 SO2 (g) + O2 (g)   2 SO3 (g), conteste razonadamente a las cuestiones siguientes:
a) ¿Cómo influye un aumento de la presión sobre el equilibrio? (0,5 puntos)
b) Sabiendo que la disminución de la temperatura favorece la formación de productos, deduzca si se trata de un proceso endotérmico o
exotérmico. (0,5 puntos)
c) ¿Cómo influye la adición de un catalizador sobre el equilibrio? (0,5 puntos)



a) Cuando en una mezcla de gases en equilibrio se aumenta la presión (o
disminuye el volumen), el equilibrio, si puede, tenderá a reducir el número de
moléculas. En el equilibrio:
2 SO2 (g) + O2 (g)   2 SO3 (g),
hay 3 moléculas en los reactivos y 2 en los productos, por lo que el equilibrio
tenderá a evolucionar hacia la derecha, ya que por cada 3 moléculas que
desaparecen por reacción entre los reactivos, aparecen sólo 2 en los productos.
Así se reduce el número de moléculas total de la mezcla.
b) Si en un equilibrio se reduce la temperatura, el equilibrio tratará de compensar
esa disminución de temperatura produciendo calor. Si nos dicen que la
disminución de temperatura favorece la formación de productos (equilibrio hacia
la derecha) significa que al formarse productos se desprende calor, por lo que el
proceso será exotérmico. Es decir podemos poner el equilibrio:
2 SO2 (g) + O2 (g)   2 SO3 (g) + calor
c) Los catalizadores disminuyen la energía de activación (energía mínima que
debe superarse para que se produzca reacción) por lo que aumentan la velocidad
de reacción, pero ese aumento de velocidad de reacción se produce tanto cuando
el equilibrio evoluciona hacia la derecha como cuando lo hace hacia la
izquierda. En definitiva, el equilibrio no queda afectado (las concentraciones
de reactivos y productos no varían) a pesar de que las velocidades de reacción
hacia la derecha y hacia la izquierda aumenten, ya que lo hacen en la misma
medida.

RESPUESTA A PREGUNTA 5 OPCION 1 JUNIO 2012
5) Para la obtención de amoniaco, se introduce una mezcla de 15,0 moles de nitrógeno y 15,0 moles de hidrógeno en un reactor de 10
litros y la mezcla se calienta a 400 ºC.
a) Sabiendo que al alcanzar el equilibrio se ha transformado del 20% del nitrógeno inicial, calcule el valor de la constante de
equilibrio Kc, a 400 ºC para la reacción:
N2 (g) + 3H2(g)   2NH3(g) (1,5 puntos)
b) Calcule la presión total en el equilibrio. (0,5 puntos)
c) Indique como variará el rendimiento de la reacción si se trabajara a una presión superior. (0,5 puntos)
Datos: R = 0,082 atm·L·mol-1·K-1

a)
N2 (g)
+
3 H2 (g)
  2 NH3 (g)
Moles inicio:
15
15
0
Moles equilibrio: 15-15·20% = 12 15-3·15·20% = 6
2·15·20% = 6


Concentración de nitrógeno [N2] = 12/10 = 1,2 M
Concentración de hidrógeno [H2] = 6/10 = 0,6 M
Concentración de amoniaco [NH3] = 6/10 = 0,6 M
Cálculo de la Kc = [NH3]2/([N2]· [H2]3) = 1,22/(0,6·0,63) = 1,44/0,1296 = 11,11


b) Suponiendo que se comporta como una mezcla de gases ideales:
Moles totales en el equilibrio: 12 + 6+ 6 = 24 moles, por lo que,
PTV = nTRT; PT·10 = 24·0,082·(273+400); PT = 132,4464 atm.
c) Si se aumentara la presión, el equilibrio se desplazaría hacia la derecha para
disminuir el número de moléculas y así poder compensar, en parte, el aumento
de presión externo (ley de Le Chatelier). Es decir, habría mayor rendimiento en
la producción de amoniaco (reaccionaría más del 20% de nitrógeno en el
equilibrio)

RESPUESTA A PREGUNTA 3 OPCION 2 JUNIO 2012
3) Dado el siguiente equilibrio: 2 NO (g) + O2 (g)   2 NO2(g), con ∆H < 0
Razone en cada caso cómo se modifica el equilibrio y Kc cuando:
a) Se eleve la temperatura. (0,5 puntos)
b) Se disminuya la presión. (0,5 puntos)
c) Se añada un catalizador. (0,5 puntos)




La variación de entalpía es negativa por lo que el equilibrio es exotérmico.
Podemos representar el equilibrio:
2 NO (g) + O2 (g)   2 NO2 (g) + Energía
a) Si aumentamos la temperatura de la mezcla de gases en equilibrio, el
equilibrio tenderá a retirar energía, desplazándose hacia la izquierda (ley de Le
Chatelier).
La Kc = [NO2]2/([NO]2·[O2]), disminuirá, ya que disminuye la [NO2] (que está
en el numerador) y aumentan las [NO] y [O2] (que están en el denominador).
b) Si disminuye la presión el equilibrio se desplazará hacia donde mayor número
de moléculas haya para compensar, en parte, la disminución de presión. En este
caso hacia la izquierda. La Kc no varía, precisamente se modifica el equilibrio
para mantener constante la Kc.
c) Si se añade un catalizador el efecto es que aumenta la velocidad de reacción
pero tanto la velocidad de reacción hacia la derecha como la velocidad de
reacción hacia la izquierda. Si partimos de una situación de desequilibrio se
llegará más rápido al equilibrio, pero no se modifican ni la situación de
equilibrio ni la Kc


RESPUESTA A PREGUNTA 2 OPCION 1 SEPTIEMBRE 2012
2) a) Escriba el equilibrio de formación del amoniaco gaseoso a partir de nitrógeno gaseoso e hidrógeno gaseoso y explique
razonadamente cómo se modificará el equilibrio a aumentar la presión. (0,5 puntos)
b) Sabiendo que el aumento de temperatura desplaza el equilibrio anterior hacia la izquierda, ¿cómo será el proceso, endotérmico o
exotérmico? (0,5 puntos)
c) ¿Cómo influye sobre la constante de equilibrio el aumento de la concentración de amoniaco? (0,5 puntos)


a) N2(g) + 3 H2(g) <-- --> 2 NH3(g) + Energía
Al aumentar la presión, el equilibrio se desplazará (ley de Le Chatelier) hacia
donde menor número de moléculas haya para compensar, en parte, el aumento
de presión. En este caso de desplazará hacia la derecha, ya que en los reactivos
hay 4 moléculas (1+3) y en los productos 2 moléculas.
b) N2(g) + 3 H2(g) <-- --> 2 NH3(g) + Energía
Si aumentamos la temperatura, los equilibrios se desplazan en el sentido de
disminuir el calor para compensar el aumento de temperatura (ley de Le
Chatelier). En este caso la reacción debe ser exotérmica, ya que en los procesos
exotérmicos se elimina calor cuando se desplaza a la izquierda.

c) La constante de equilibrio, como su nombre indica, es constante y no varía al
variar la concentración de las sustancias que intervienen en el equilibrio. El
único factor que hace variar la constante de equilibrio es la temperatura (en
procesos exotérmicos la constante disminuye al aumentar la temperatura).
RESPUESTA A PREGUNTA 2 OPCION 1 JUNIO 2013
2) a) Escriba Kc para los siguientes equilibrios: (0,4 puntos)
2NaHCO3 (s)   Na2CO3(s) + CO2(g) + H2O(g); ∆H >0
4HCl(g) + O2(g)   2H2O(g) + 2Cl2(g); ∆H <0
b) Indique justificadamente en cuál de ellos se produce un desplazamiento del
equilibrio hacia la derecha mediante el aumento de la temperatura. (0,5 puntos)
c) Explique como influiría un aumento de presión en la posición de estos
equilibrios. (0,6 puntos)
a) Para la primera reacción: Kc = [CO2][H2O]
(CUIDADO: en los equilibrios en los que intervienen sólidos, como la concentración de
estos permanece constante aunque varía el equilibrio, no tiene sentido incluirlos en la
Kc)
Para la segunda reacción, como son todo gases: Kc = ([H2O]2[Cl2]2)/([HCl]4[O2] )
b) En las reacciones endotérmicas como la primera: REACTIVOS + ENERGÍA 
PRODUCTOS
Según la ley de Le Chatelier, si aumentamos la temperatura, el equilibrio se desplazará
hacia la derecha (eliminando en parte la energía introducida con el aumento de
temperatura).
En reacciones exotérmicas como la segunda, ocurriría lo contrario, se desplazaría hacia
la izquierda.
CONCLUSIÓN: sólo la primera reacción se desplaza hacia la derecha al aumentar la
temperatura.
c) En la primera reacción, un aumento de la presión desplazaría el equilibrio hacia la
izquierda eliminando en parte moles de gas y así compensar el aumento de presión.
En la segunda reacción, un aumento de presión desplazaría el equilibrio hacia la
derecha, ya que por cada 5 moles de reactivos que reaccionan (4 + 1) se producen sólo 4
moles en los productos (2 + 2). Se reduce así el número de moles de gas, que compensa
en parte, el aumento de presión.
RESPUESTA A PREGUNTA 4 OPCION 2 JUNIO 2013
4) En un recipiente de 2 litros se introducen 0,4 moles de dióxido de azufre y 0,4
moles de oxígeno; la mezcla se calienta estableciéndose el siguiente equilibrio:
2SO2(g) + O2(g)   2 SO3 (g)
Una vez alcanzado el equilibrio el número total de moles que hay en la mezcla es
de 0,63.
a) Calcular el valor de Kc y Kp .
Datos: R = 0,082 atm.L.mol-1.K-1.
2SO2 (g) + O2 (g)  2SO3 (g)
Moles inicio
0,4
0,4
0
Moles equilibrio: 0,4 - 2x
0,4 - x
2x
Moles totales en el equilibrio = 0,63
(0,4 – 2x) + (0,4 – x) + 2x = 0,63;
0,8 – x = 0,63;
x = 0,8 – 0, 63 = 0,17
[SO2] = (0,4 – 2x)/2 = (0,4 – 0,34)/2 = 0,03M
[O2] = (0,4 – x)/2 = (0,4 – 0,17)/2 = 0,115 M
[SO3] = 2x/2 = 0,17 M
Kc = ([SO3]2/([SO3]2[O2] = 0,172/(0,032 · 0,115) = 279,23
Kp = Kc (RT)moles productos-moles reactivos = 279,23 (0,082·973)-1 = 3,50
RESPUESTA A PREGUNTA 2 OPCION 2 SEPTIEMBRE 2013
2. Explique si las siguientes afirmaciones son correctas, utilizando el concepto de desplazamiento del equilibrio químico y escribiendo
los equilibrios correspondientes:
a) El pH de una disolución de ácido acético en agua aumenta si se le añade una disolución de acetato de sodio. (0,8 puntos)
b) La dimerización del dióxido de nitrógeno gaseoso a tetraóxido de dinitrógeno gaseoso se ve favorecida a presiones altas. (0,7
puntos)
a) El equilibrio de disociación del ácido: CH3-COOH + H2O <-- --> CH3-COO- + H3O+
. (0,2 puntos)
El acetato de sodio está completamente disociado: CH3-COONa --> CH3-COO- + Na+ y
al añadir una disolución de esta sal se aumenta la concentración de iones acetato CH3COO- . (0,2 puntos)
Aplicando el principio de Le Chatelier, el equilibrio de disociación del ácido se
desplazará hacia la izquierda (para compensar el aumento de la concentración de
acetato), disminuyendo la concentración de iones H3O+ y por lo tanto aumentando el
pH. La afirmación es correcta.(0,4 puntos)
b) La reacción de dimerización: 2NO2 (g) <-- -->N2O4 (g) (0,2 puntos)
De acuerdo con el principio de Le Chatelier, un aumento de presión desplaza el
equilibrio en el sentido en el que disminuye el número de moles gaseosos (para
compensar el aumento de presión). En este caso un aumento de presión desplazará el
equilibrio hacia la derecha (cada 2 moles de NO2 que desaparecen, aparece 1 sólo de
N2O4). La dimerización se favorece al aumentar la presión. La afirmación es
correcta.(0,5 puntos)
RESPUESTA A PREGUNTA 4 OPCION 2 SEPTIEMBRE 2013
4. A 100ºC el bromuro de nitrosilo (NOBr) se descompone según el siguiente equilibrio:
2NOBr(g) <-- --> 2NO(g) + Br2 (g)
En un recipiente de 4 litros se introducen 440 gramos de bromuro de nitrosilo y se calienta hasta 100ºC observándose que, al alcanzar el
equilibrio, la presión del recipiente es de 41,5 atmósferas. Calcule:
a) El número de moles de cada especie en la mezcla. (1,5 puntos)
b) Kp. (1 punto)
Masas atómicas: N = 14,0; O = 16,0; Br = 80,0. R= 0,082 atm L mol-1 K-1
a) Masa molar de NOBr= 14 + 16 + 80 = 110 g/mol.
Número de moles inicales de NOBr = 440g NOBr/110g·mol-1 = 4 moles. (0,1 puntos)
En el equilibrio: P = 41,5 atm
Moles en el equilibrio: PV = nRT; n= PV/RT = 41,5 atm·4 L/(0,082 atm·L·mol-1·K1
·373K) = 5,43 moles.
Moles inicio
Moles en equilibrio
Concentración en equilibrio
2NOBr(g)
4
4-2x
(4-2x)/4
<-- -->
2NO(g) + Br2 (g)
0
0
2x
x
2x/4
x/4
En el equilibrio: número de moles totales = 5,43; 4-2x + 2x + x = 5,43;
Calculamos x en la ecuación anterior: x = 5,43-4 = 1,43
En el equilibrio:
Moles de NOBr= 4- 2·1,43 = 1,14 moles.
Moles de NO = 2·1,43 = 2,86 moles.
Moles de Br2 = 1,43 moles.
Kc= [NO]2·[Br2]/[NOBr]2.
Concentraciones:
[NOBr] = 1,14/4 = 0,285 M;
[NO] = 2,86/4 = 0,715 M;
[Br2] = 1,43/4 = 0,357 M.
Kc = [NO]2·[Br2]/[NOBr]2 = 0,71522·0,357/0,28522 = 2,25.
b) Kp= Kc·(RT)Δn = 2,25 (0,082 atm·L·mol-1·K-1·373 K)3-2 = 68,8. (Δn = nº moles
productos- nº moles reactivos)
RESPUESTA A PREGUNTA 4 OPCION 1 SEPTIEMBRE 2014
4. (2,5 puntos) En un recipiente de 2 litros, se introducen 1,6 moles de una sustancia A y 1,2 moles de una sustancia B. Después de
calentar a 200ºC se alcanza el siguiente equilibrio:
3A(g) + B(g) <-- -->2C(g)
En el equilibrio el número de moles de C y de B son iguales. Calcule:
a) El valor de Kc a esa temperatura. (1,5 puntos)
b) El valor de Kp a esa temperatura. (1 punto)
R = 0,082 atm L mol-1 K-1.
a)
Moles inicio:
Moles equilibrio:
3 A (g) + B (g) <-- --> 2C (g)
1,6
1,2
0
1,6 - 3x
1,2 - x
2x
nº moles C = nº moles B
>>> 2x = 1,2-x
>> > 3x = 1,2
>>> x = 0,4 moles.
Por lo tanto: nº moles A = 1,6 - 1,2 = 0,4 moles >>> [A] = 0,4 moles/2 L = 0,2 M.
nº moles B = nº moles C = 2x = 0,8 moles >>> [B] = [C] = 0,8 moles/2 L= 0,4 M.
Kc= [C]2/([A]3.[B]) = 0,42/(0,23.0,4) = 50.
b) Δn = nº moles productos - nº moles reactivos = 2-(3+1) = -2.
T = 200 +273= 473K
Kp = Kc (RT)Δn = 50·(0,082 atm L mol-1 K-1·473 K)-2 = 50/38,82 = 0,033.
RESPUESTA A PREGUNTA 1 OPCION 2 SEPTIEMBRE 2014
1. (1,5 puntos) Considerando el siguiente equilibrio existente entre oxígeno molecular y el ozono:
3 O2 (g) <-- --> 2 O3 (g) ΔH > 0
Explique:
a) ¿Cómo influye sobre el equilibrio un aumento de temperatura? (0,5 puntos)
b) ¿Cómo se puede favorecer la formación de ozono, con presiones elevadas o con presiones bajas? (0,6 puntos)
c) ¿Qué efecto tendría sobre el equilibrio la adición de un catalizador? (0,4 puntos)
a) De acuerdo con el principio de Le Chatelier, cuando se aumenta la temperatura de un
sistema en equilibrio, el sistema evoluciona para compensar este efecto en el sentido en
el que se elimina calor.
En este caso, como la reacción es endotérmica el aumento de la temperatura supone el
desplazamiento del equilibrio hacia la derecha, hacia la formación de ozono.
b) De acuerdo con el principio de Le Chatelier cuando se aumenta la presión de un
sistema en equilibrio, el sistema evoluciona para compensar este efecto, desplazándose
en el sentido en el que hay un menor número de moles gaseosos.
En este caso, como hay 3 moles en el primer miembro y 2 moles en el segundo, un
aumento de presión de la mezcla de gases desplazaría el equilibrio hacia la derecha, es
decir, hacia la formación de ozono. Por lo tanto las presiones elevadas son las que
favorecen la formación de ozono.
c) Un catalizador no influye sobre la posición del equilibrio, sólo sobre la velocidad en
alcanzarlo, ya que afecta por igual en la velocidad de la reacción directa (hacia la
derecha) y de la reacción inversa (hacia la izquierda).