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KC y KP para una reacción sabiendo los moles iniciales y el grado de disociación (6727)

Sábado 8 de agosto de 2020, por F_y_Q

Se ha estudiado la reacción del equilibrio siguiente, a 735 K y en un volumen de un litro:

$\ce{2NOCl <=> 2NO + Cl2}$

Inicialmente se introdujeron 2 moles de $\ce{NOCl}$ . Una vez alcanzado el equilibrio se comprobó que se había disociado en un $33.3\%$ del compuesto. Calcula los valores de $\ce{K_C}$ y $\ce{K_P}$ .

Como conoces los moles que has puesto inicialmente, puedes escribir el equilibrio como:

$\underset{n_0(1 - 2\alpha)}{\ce{2NOCl2}} \ce{<=>} \underset{2n_0\alpha}{\ce{2NO}} + \underset{n_0\alpha}{\ce{Cl2}}$

Si consideras que $2\alpha = 0.333$ y sustituyes en el equilibrio anterior, obtienes:

$\underset{1.334}{\ce{2NOCl2}} \ce{<=>} \underset{0.666}{\ce{2NO}} + \underset{0.333}{\ce{Cl2}}$

La constante $\ce{K_C}$ la calculas en función de las concentraciones en el equilibrio, que coinciden con los moles calculados porque el volumen es de un litro:

$\ce{K_C} = \frac{[NO]^2[Cl_2]}{[NOCl]^2} = \frac{0.666^2\ \cancel{M^2}\cdot 0.333\M}{1.334^2\ \cancel{M^2}} = \fbox{\color[RGB]{192,0,0}{\bm{8.3\cdot 10^{-2}\ M}}}$

El valor de $\ce{K_P}$ lo obtienes de manera inmediata:

$\ce{K_P} = \ce{K_C}(RT)^{\Delta n} = 8.3\cdot 10^{-2}\ \frac{\cancel{mol}}{\cancel{L}}\Big(0.082\ \frac{atm\cdot \cancel{L}}{\cancel{K}\cdot \cancel{mol}}\cdot 735\ \cancel{K}\Big)^1 = \fbox{\color[RGB]{192,0,0}{\bf 5\ atm}}$

KC y KP para una reacción sabiendo los moles iniciales y el grado de disociación (6727)

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