Fundamentos Químicos de la Ingeniería · tema 08

Equilibrio químico

Qué es una constante de equilibrio y qué no. Le Chatelier caso por caso, la cuadrática que hay que resolver, y por qué un catalizador no desplaza nada.

Un equilibrio químico no es que la reacción se pare: es que va igual de rápido en los dos sentidos, así que las cantidades dejan de cambiar aunque las moléculas sigan reaccionando. Esa distinción, que suena a matiz, es la que explica por qué añadir un reactivo cambia algo.

En los dos exámenes del segundo cuatrimestre transcritos hay un ejercicio de este tema en cada uno, y los dos tienen la misma forma: calcular una constante, perturbar el sistema y ver dónde queda, y razonar cinco cambios de Le Chatelier.

La constante, y lo que no es

K_c = \frac{[\text{productos}]^{\nu}}{[\text{reactivos}]^{\nu}}

con los coeficientes de la ecuación como exponentes, y en el equilibrio. Tres reglas que se usan sin pensar y hay que tener claras:

Solo entran gases y disueltos. Los sólidos puros y los líquidos puros no aparecen: su concentración no cambia.
$K_c$ depende solo de la temperatura. No de las cantidades iniciales, no del volumen, no de la presión.
Si la reacción se invierte, la constante es su inversa; si se multiplica por dos, la constante se eleva al cuadrado.

Y la relación con la de presiones:

K_p = K_c\,(RT)^{\Delta n_{\text{gas}}}

Cuando $\Delta n_{\text{gas}} = 0$ las dos coinciden — es el caso del gas de agua, $\mathrm{H_2O} + \mathrm{CO} \rightleftharpoons \mathrm{H_2} + \mathrm{CO_2}$ , donde hay dos moles de gas a cada lado.

El cociente de reacción, que es la misma cuenta fuera del equilibrio

$Q$ se escribe exactamente igual que $K$ , pero con las concentraciones que haya en ese momento en vez de las del equilibrio. Sirve para lo único que suele preguntarse antes de calcular nada: hacia dónde va a moverse la reacción.

La pregunta que responde: ¿hacia dónde va a moverse esto? No hace falta resolver ningún equilibrio para saberlo — basta calcular Q con lo que hay ahora y compararlo con K. Y la dirección es la intuitiva una vez vista: si falta producto, la reacción va a fabricarlo; si sobra, se deshace de él. Conviene hacer esta comparación antes de montar la tabla, porque dice el signo de la incógnita y evita quedarse con la raíz negativa.

Creer que añadir reactivo cambia la constante

No la cambia. Lo que cambia son las concentraciones, que se reajustan precisamente para que el cociente vuelva a valer lo mismo.

Es la confusión que más despista, porque el sistema «responde» y parece que algo se ha movido. Lo que se ha movido son las cantidades; la constante solo se mueve con la temperatura.

La comprobación que lo deja claro: en el ejercicio del fosgeno se añaden 0,02 mol de cloro y las tres concentraciones cambian, pero al recalcular el cociente sale $4{,}64\cdot 10^{-3}$ otra vez, hasta la cuarta cifra.

Le Chatelier, caso por caso

El sistema responde oponiéndose a la perturbación. Los cinco casos que caen, y qué hace cada uno:

perturbación	el equilibrio se desplaza	por qué
añadir un reactivo	hacia los productos	para consumir lo añadido
retirar un producto	hacia los productos	para reponerlo
subir la presión	hacia el lado con menos moles de gas	así ocupa menos
subir la temperatura	hacia donde la reacción absorbe calor	el calor actúa como reactivo
añadir un catalizador	no se desplaza	acelera los dos sentidos por igual

Los dos importantes son los dos del medio, porque hay que mirar la ecuación para responder.

La presión solo hace algo si el número de moles de gas cambia. En $\mathrm{COCl_2} \rightleftharpoons \mathrm{CO} + \mathrm{Cl_2}$ se pasa de 1 a 2, así que comprimir empuja hacia el fosgeno; en el gas de agua, con dos a cada lado, comprimir no hace nada.

La temperatura es la única que cambia $K$ , y su dirección depende del signo de $\Delta H$ . El truco de escribirla como una sustancia más funciona siempre:

\mathrm{A} + \text{calor} \rightleftharpoons \mathrm{B} \quad\text{(endotérmica)} \qquad \mathrm{A} \rightleftharpoons \mathrm{B} + \text{calor} \quad\text{(exotérmica)}

y entonces subir la temperatura es «añadir calor», con la misma regla que añadir cualquier reactivo.

Pensar que un catalizador desplaza el equilibrio

Cae en los dos exámenes transcritos, y siempre entre las opciones que hay que descartar.

Un catalizador baja la barrera de energía en los dos sentidos por igual, así que multiplica las dos velocidades por el mismo factor. El equilibrio llega antes, y es exactamente el mismo.

Y la razón de fondo, que es la que conviene escribir: la constante depende de $\Delta G^{0}$ , que es una diferencia entre el principio y el final. Un catalizador cambia el camino, no los extremos.

Cuando hay que resolver la cuadrática

El apartado que más cuesta es siempre el mismo: se perturba el sistema y se pide dónde queda el nuevo equilibrio. El método es una tabla y una ecuación de segundo grado.

Escribe las concentraciones justo después de la perturbación, antes de que reaccione nada.
Decide hacia dónde se desplaza y llama $x$ a lo que reacciona.
Escribe las tres concentraciones finales en función de $x$ .
Sustituye en $K_c$ —la de siempre, que no ha cambiado— y resuelve.

Con el fosgeno, tras añadir cloro el sistema va hacia la izquierda:

K_c = \frac{(0{,}0225-x)(0{,}0425-x)}{0{,}109+x} = 4{,}64\cdot 10^{-3}

y de las dos raíces solo una tiene sentido: la que no deja una concentración negativa.

Quedarse con la raíz que no puede ser

Una cuadrática da dos soluciones y casi siempre una es imposible. Aquí la otra raíz vale 0,0624, que restada a los 0,0225 mol de CO deja una concentración negativa.

No se descarta «porque es la grande»: se descarta comprobándola. La regla es sustituir las dos y quedarse con la que deja las tres concentraciones positivas — y, si quedan dudas, la que devuelve el $K_c$ de partida.

Van’t Hoff: la constante a otra temperatura

\ln\frac{K_2}{K_1} = -\frac{\Delta H^{0}}{R}\left(\frac{1}{T_2}-\frac{1}{T_1}\right)

Sirve en las dos direcciones, y en el examen se usa en la que menos se espera: te dan dos constantes a dos temperaturas y piden la entalpía de la reacción. Con el fosgeno salen 80,5 kJ/mol, positiva — descomponer cuesta energía, como era de esperar.

Y de paso confirma el sentido de Le Chatelier: si $\Delta H > 0$ , subir la temperatura aumenta $K$ y desplaza hacia los productos.

Cómo saber que has terminado

Escribir un $K_c$ con sus exponentes y sin meter los sólidos.
Decir, sin calcular, si $K_p$ y $K_c$ coinciden mirando $\Delta n$ .
Razonar los cinco casos de Le Chatelier, y en particular saber por qué un catalizador no hace nada y cuándo la presión no hace nada.
Montar la tabla de un nuevo equilibrio y resolver la cuadrática, descartando la raíz imposible por comprobación y no por tamaño.
Y sacar una entalpía de dos constantes con van’t Hoff.

Practica lo que acabas de leer

Un Kc que sale el doble por no dividir entre el volumen

Ejemplo introductorio, para entrar de cero. Cada paso equivocado recibe su diagnóstico, no un «incorrecto».

Hacer el ejercicio →

nivel: ejemploEjemplo introductorio · Road to Ingeniería. No es de examen ni de los problemas propuestos de la asignatura.

Un Kc que sale el doble por no dividir entre el volumen

paso 1 de 3

1.er intento a pelo · al 2.º aparece la pista, al 3.º el desarrollo — la solución nunca se da al fallar: se te dice en qué te has ido y por qué.

Enunciado

En un recipiente de 2 litros, a 25 °C, se alcanza el equilibrio

\mathrm{N_2O_4\,(g)} \rightleftharpoons 2\,\mathrm{NO_2\,(g)}

y se miden 0,10 mol de N2O4 y 0,20 mol de NO2.

Calcular $K_c$ .

Dato: $R = 0{,}0821\ \mathrm{atm\,L/(mol\,K)}$ .

La constante de equilibrio Kc.

01
Reconocer el camino
COMP1
El enunciado da moles y el volumen del recipiente. ¿Qué entra en la expresión de $K_c$ ?
02
La constante
COMP2
¿Cuánto vale $K_c$ ?
Tu respuesta al paso 2la constante, adimensional, con tres cifras decimales — vale la forma exacta: pi/4, sqrt(3)/2, (e^2-1)/2…
03
Justificar el argumento
COMP4
Ordena el razonamiento. Una pieza es falsa.
1. Ve eligiendo las piezas en orden.
El razonamiento, en orden
1. La expresión es $K_c = [\mathrm{NO_2}]^{2}/[\mathrm{N_2O_4}]$ , con el coeficiente 2 como exponente.
2. Los moles se pasan a concentración dividiendo entre los 2 L.
3. Sale $0{,}10^{2}/0{,}05 = 0{,}200$ .
4. Como hay dos moles de gas a la derecha y uno a la izquierda, $\Delta n = 1$ y $K_p = K_c\,RT = 4{,}89$ a 25 °C.
La c de $K_c$ es de concentración. Si el enunciado da un volumen, es porque hace falta.

¿Esto está mal? Dilo →La resolución es nuestra y puede tener fallos. El enunciado es el original.

nivel: ejemploEjemplo introductorio · Road to Ingeniería. No es de examen ni de los problemas propuestos de la asignatura.

La tabla de equilibrio, en el caso que sale con una raíz

paso 1 de 3

1.er intento a pelo · al 2.º aparece la pista, al 3.º el desarrollo — la solución nunca se da al fallar: se te dice en qué te has ido y por qué.

Enunciado

Para la reacción

\mathrm{H_2\,(g)} + \mathrm{I_2\,(g)} \rightleftharpoons 2\,\mathrm{HI\,(g)}

la constante vale $K_c = 50$ a la temperatura de trabajo.

Se parte de 1,00 mol de H2 y 1,00 mol de I2 en 1 litro, sin nada de HI. Calcular la concentración de HI en el equilibrio.

La concentración de yoduro de hidrógeno en el equilibrio.

01
Reconocer el camino
COMP1
Se parte solo de reactivos. ¿Cómo se plantea el equilibrio?
02
El HI del equilibrio
COMP2
¿Cuánto vale $[\mathrm{HI}]$ en el equilibrio?
Tu respuesta al paso 2la concentración en mol/L, con tres cifras decimales — vale la forma exacta: pi/4, sqrt(3)/2, (e^2-1)/2…
03
Justificar el argumento
COMP4
Ordena el método. Una pieza es falsa.
1. Ve eligiendo las piezas en orden.
El razonamiento, en orden
1. Se parte de 1,00 M de cada reactivo y nada de HI, y se llama $x$ a lo que reacciona de cada uno.
2. En el equilibrio, $[\mathrm{H_2}] = [\mathrm{I_2}] = 1-x$ y $[\mathrm{HI}] = 2x$ , con el 2 del coeficiente.
3. Sustituyendo, $(2x)^{2}/(1-x)^{2} = 50$ , que es un cuadrado perfecto a los dos lados.
4. Sacando la raíz, $2x/(1-x) = 7{,}071$ , y de ahí $x = 0{,}7795$ .
5. El HI son $2x = 1{,}559$ M, y comprobando sale 50,0.
Tabla, coeficientes en su sitio, y comprobar al final sustituyendo. Si el $K_c$ no vuelve a salir, la tabla está mal.

Resolución completa

La idea. Todos los ejercicios de equilibrio se resuelven igual: una tabla con lo inicial, lo que cambia y lo final, y sustituir en $K_c$ .

	H₂	I₂	HI
inicial	1,00	1,00	0
cambio	$-x$	$-x$	$+2x$
equilibrio	$1-x$	$1-x$	$2x$

K_c = \frac{(2x)^{2}}{(1-x)^{2}} = 50

Y aquí hay un atajo que conviene reconocer: los dos lados son cuadrados perfectos, así que se puede sacar la raíz cuadrada en vez de desarrollar una ecuación de segundo grado.

\frac{2x}{1-x} = \sqrt{50} = 7{,}071 \;\Longrightarrow\; x = 0{,}7795 \;\Longrightarrow\; \boxed{\;[\mathrm{HI}] = 1{,}559\ \mathrm{M}\;}

Funciona porque los dos reactivos parten iguales y sus coeficientes son iguales. Cuando no es así —como en el fosgeno de la extraordinaria de 2024-2025, donde se añade cloro a una mezcla que ya está en equilibrio— hay que desarrollar y usar la fórmula general.

La comprobación, que vale siempre y cuesta diez segundos:

\frac{1{,}559^{2}}{0{,}2205^{2}} = 50{,}0 \checkmark

Si al sustituir no sale la constante de partida, la tabla está mal — casi siempre por haberse dejado un coeficiente.

¿Esto está mal? Dilo →La resolución es nuestra y puede tener fallos. El enunciado es el original.

nivel: practicaProblema 1 · Problemas propuestos del tema 8, Equilibrio químico · Fundamentos Químicos de la Ingeniería (25975), Escuela de Ingeniería de Gipuzkoa (UPV/EHU) · La colección publica la respuesta final; el desarrollo es nuestro.

La esterificación, y por qué aquí el volumen no aparece

paso 1 de 4

1.er intento a pelo · al 2.º aparece la pista, al 3.º el desarrollo — la solución nunca se da al fallar: se te dice en qué te has ido y por qué.

Enunciado

Al mezclar 1 mol de etanol con 1 mol de ácido acético se encuentra que una vez alcanzado el equilibrio hay 2/3 moles de agua y 2/3 moles de ester. Calcular: a) Kc, b) Si se parte de 3 moles de alcohol y 1 mol de ácido ¿Cuántos moles de ester y de ácido hay en el equilibrio?

\mathrm{CH_3\text{-}COOH} + \mathrm{CH_3\text{-}CH_2OH} \;\rightleftharpoons\; \mathrm{CH_3\text{-}COO\text{-}CH_2\text{-}CH_3} + \mathrm{H_2O}

La constante de equilibrio y los moles de éster y de ácido al partir de otra mezcla.

01
Reconocer el camino
COMP1
El enunciado no dice en qué volumen ocurre la reacción. ¿Es un olvido?
02
La constante de equilibrio
COMP2
Con 2/3 de mol de éster y de agua en el equilibrio, ¿cuánto vale $K_c$ ?
Tu respuesta al paso 2un número entero — vale la forma exacta: pi/4, sqrt(3)/2, (e^2-1)/2…
03
El éster al partir de tres moles de alcohol
COMP2
Partiendo de 3 mol de alcohol y 1 mol de ácido, ¿cuántos moles de éster hay en el equilibrio?
Tu respuesta al paso 3un número, con dos decimales — vale la forma exacta: pi/4, sqrt(3)/2, (e^2-1)/2…
04
Justificar el argumento
COMP4
Ordena el argumento. Una pieza es falsa.
1. Ve eligiendo las piezas en orden.
El razonamiento, en orden
1. Con 1 mol de cada reactivo y 2/3 de cada producto en el equilibrio, de cada reactivo queda 1/3.
2. Como hay dos moles a cada lado de la ecuación, el volumen se cancela y Kc se puede escribir con moles: Kc = (2/3)² / (1/3)² = 4.
3. Al partir de 3 mol de alcohol y 1 de ácido, Kc sigue valiendo 4 porque solo depende de la temperatura.
4. Resolviendo 3x² − 16x + 12 = 0 sale x = 0,90 mol de éster, y quedan 0,10 mol de ácido.

Resolución completa

a · La constante. Lo primero es darse cuenta de que el volumen no hace falta. $K_c$ lleva concentraciones, y cada concentración es $n/V$ ; con dos moles arriba y dos abajo, los cuatro $V$ se cancelan y se puede trabajar con moles directamente. Eso solo pasa cuando $\Delta n = 0$ , y conviene comprobarlo antes de usarlo.

Si se han formado $2/3$ de mol de éster, se han consumido $2/3$ de cada reactivo y queda $1/3$ de cada uno:

K_c = \frac{(2/3)(2/3)}{(1/3)(1/3)} = 4

b · Otra mezcla de partida, la misma constante. $K_c$ solo depende de la temperatura, así que sigue valiendo 4. Con $x$ moles de éster formados:

	ácido	alcohol	éster	agua
inicio	1	3	0	0
equilibrio	$1-x$	$3-x$	$x$	$x$

\frac{x^{2}}{(3-x)(1-x)} = 4 \quad\Longrightarrow\quad 3x^{2} - 16x + 12 = 0

x = \frac{16 \pm \sqrt{112}}{6} \quad\Longrightarrow\quad x = 0{,}90 \ \text{o} \ x = 4{,}43

Se descarta la segunda raíz, y no por gusto: solo hay 1 mol de ácido, así que no pueden formarse 4,43 mol de éster. Toda cuadrática de equilibrio da dos raíces y siempre hay que decir por qué se tira una.

n_{\text{éster}} = 0{,}90\ \mathrm{mol} \qquad n_{\text{ácido}} = 0{,}10\ \mathrm{mol}

Lo que enseña. Triplicar el alcohol ha subido el éster de 0,67 a 0,90 mol. Es Le Chatelier —más reactivo empuja hacia los productos— pero no en proporción: el ácido sigue siendo el limitante y pone el techo en 1 mol. Es el argumento industrial de por qué se trabaja con exceso de uno de los dos, y por qué llega un punto en que dejar de compensar.

¿Esto está mal? Dilo →La resolución es nuestra y puede tener fallos. El enunciado es el original.

nivel: practicaProblema 3 · Problemas propuestos del tema 8, Equilibrio químico · Fundamentos Químicos de la Ingeniería (25975), Escuela de Ingeniería de Gipuzkoa (UPV/EHU) · La colección publica la respuesta final; el desarrollo es nuestro.

El amoniaco, y el exponente que decide si Kp sube o baja

paso 1 de 4

1.er intento a pelo · al 2.º aparece la pista, al 3.º el desarrollo — la solución nunca se da al fallar: se te dice en qué te has ido y por qué.

Enunciado

Para determinar la constante, a 700 ºC, de la reacción:

\mathrm{N_2\,(g)} + 3\,\mathrm{H_2\,(g)} \;\rightleftharpoons\; 2\,\mathrm{NH_3\,(g)}

se han mezclado 0,652 g de hidrógeno y 12,292 g de nitrógeno en un recipiente de 1 L. Se ha calculado que el sistema en el equilibrio contenía un total de 0,657 moles. Calcular las constantes de equilibrio Kc y Kp de dicha reacción, a la temperatura dada.

Las constantes Kc y Kp a 700 ºC.

01
Reconocer el camino
COMP1
El único dato del equilibrio es el número total de moles. ¿Cómo se saca de ahí cuánto ha reaccionado?
02
La constante en concentraciones
COMP2
Con las masas molares en números redondos —2 para el H₂ y 28 para el N₂— y el recipiente de 1 L, ¿cuánto vale $K_c$ ?
Tu respuesta al paso 2un número, con dos decimales — vale la forma exacta: pi/4, sqrt(3)/2, (e^2-1)/2…
03
La constante en presiones
COMP2
Pasando a presiones con $R = 0{,}0821$ y $T = 973$ K, ¿cuánto vale $K_p$ ?
Tu respuesta al paso 3un número en notación científica, como 1,08e-3 — vale la forma exacta: pi/4, sqrt(3)/2, (e^2-1)/2…
04
Justificar el argumento
COMP4
Ordena el argumento. Una pieza es falsa.
1. Ve eligiendo las piezas en orden.
El razonamiento, en orden
1. Los moles iniciales son 0,326 de H₂ y 0,439 de N₂, en total 0,765.
2. La reacción consume cuatro moles de gas y produce dos, así que Δn = −2 y el total baja el doble del avance.
3. De 0,765 − 0,657 = 0,108 sale un avance de 0,054, y con él la tabla del equilibrio.
4. Con el recipiente de 1 L los moles son concentraciones, y Kc = 0,108² / (0,385 × 0,164³) = 6,87.
5. Kp = Kc (RT)^Δn = 6,87 × 79,88⁻² = 1,08 × 10⁻³.

Resolución completa

El dato que parece insuficiente y no lo es. Lo único que se sabe del equilibrio es el número total de moles, 0,657. Sirve porque la reacción cambia ese total: consume cuatro moles de gas y produce dos, así que $\Delta n = -2$ y cada mol de avance hace desaparecer dos del recuento.

Los iniciales, con las masas molares redondeadas que usa la colección:

n_{\mathrm{H_2}} = \frac{0{,}652}{2} = 0{,}326 \qquad n_{\mathrm{N_2}} = \frac{12{,}292}{28} = 0{,}439

Total inicial $0{,}765$ , y por tanto

x = \frac{0{,}765 - 0{,}657}{2} = 0{,}054

	N₂	H₂	NH₃
inicio	0,439	0,326	0
cambio	$-x$	$-3x$	$+2x$
equilibrio	0,385	0,164	0,108

Kc. El recipiente es de 1 L, así que los moles son las concentraciones. Es una comodidad del enunciado, no una regla general:

K_c = \frac{[\mathrm{NH_3}]^{2}}{[\mathrm{N_2}][\mathrm{H_2}]^{3}} = \frac{0{,}108^{2}}{0{,}385 \times 0{,}164^{3}} = 6{,}87

Kp. Con $T = 700 + 273 = 973$ K:

K_p = K_c (RT)^{\Delta n} = 6{,}87 \times (0{,}0821 \times 973)^{-2} = 1{,}08 \times 10^{-3}

Dos avisos que valen para todo el tema.

El primero es el signo del exponente. Con $\Delta n$ negativo, $(RT)$ divide, y como $RT \approx 80$ eso hunde la constante cuatro órdenes de magnitud. Antes de dar el número conviene preguntarse hacia dónde tiene que ir: menos moles de gas en los productos, $K_p$ menor.

El segundo es de masas molares. Aquí se han usado 2 y 28 porque son las que reproducen la respuesta publicada, $6{,}87$ . Con los valores de tabla —2,016 y 28,014— sale $6{,}31$ , un 8 % menos. No es un error de nadie: es que en un problema donde se resta $0{,}765 - 0{,}657$ , una diferencia pequeña entre dos números grandes se amplifica. Cuando un resultado se obtiene restando dos cantidades parecidas, conviene decir con qué datos se ha calculado.

¿Esto está mal? Dilo →La resolución es nuestra y puede tener fallos. El enunciado es el original.

nivel: practicaProblema 4 · Problemas propuestos del tema 8, Equilibrio químico · Fundamentos Químicos de la Ingeniería (25975), Escuela de Ingeniería de Gipuzkoa (UPV/EHU) · La colección publica la respuesta final; el desarrollo es nuestro.

La caliza, y los sólidos que no aparecen en la constante

paso 1 de 4

1.er intento a pelo · al 2.º aparece la pista, al 3.º el desarrollo — la solución nunca se da al fallar: se te dice en qué te has ido y por qué.

Enunciado

A 1000 K la Kp para la descomposición del CaCO3 (s) en CaO (s) y CO2 (g) es de 4 x 10⁻⁵ atm. Se coloca un poco de CaCO3 (s) en un recipiente de 5 L a 1000 K. Una vez establecido el equilibrio ¿Cuántos gramos de CaO (s) se han formado?

La masa de óxido de calcio formada en el equilibrio.

01
Reconocer el camino
COMP1
La reacción tiene dos sólidos y un gas. ¿Cómo se escribe $K_p$ ?
02
Los moles de gas
COMP2
Con $P_{\mathrm{CO_2}} = 4 \times 10^{-5}$ atm en 5 L a 1000 K, ¿cuántos moles de CO₂ hay?
Tu respuesta al paso 2un número en notación científica, como 1,08e-3 — vale la forma exacta: pi/4, sqrt(3)/2, (e^2-1)/2…
03
Los gramos de óxido
COMP2
¿Cuántos gramos de CaO se han formado? Masa molar del CaO, 56,08 g/mol.
Tu respuesta al paso 3un número en notación científica, como 1,37e-4, en gramos — vale la forma exacta: pi/4, sqrt(3)/2, (e^2-1)/2…
04
Justificar el argumento
COMP4
Ordena el argumento. Una pieza es falsa.
1. Ve eligiendo las piezas en orden.
El razonamiento, en orden
1. Los sólidos puros no aparecen en la constante, así que Kp = P(CO₂) = 4 × 10⁻⁵ atm.
2. Con esa presión, 5 L y 1000 K, los moles de CO₂ son n = PV/RT = 2,44 × 10⁻⁶.
3. La estequiometría es uno a uno, así que se han formado los mismos moles de CaO.
4. Y en gramos, 2,44 × 10⁻⁶ × 56,08 = 1,37 × 10⁻⁴ g: una cantidad minúscula.

¿Esto está mal? Dilo →La resolución es nuestra y puede tener fallos. El enunciado es el original.

Equilibrio químico

La constante, y lo que no es

El cociente de reacción, que es la misma cuenta fuera del equilibrio

Le Chatelier, caso por caso

Cuando hay que resolver la cuadrática

Van’t Hoff: la constante a otra temperatura

Cómo saber que has terminado

Reconocer el camino

La constante

Justificar el argumento

Reconocer el camino

El HI del equilibrio

Justificar el argumento

Reconocer el camino

La constante de equilibrio

El éster al partir de tres moles de alcohol

Justificar el argumento

Reconocer el camino

La constante en concentraciones

La constante en presiones

Justificar el argumento

Reconocer el camino

Los moles de gas

Los gramos de óxido

Justificar el argumento