Ejercicio de equilibrio químico 3.

Equilibrio químico Introducción al equilibrio químico I Introducción al equilibrio químico II Equilibrios estáticos contra equilibrios dinámicos Estequiometria y equilibrio químico, parte I La constante de equilibrio químico Equilibrios químicos homogéneos y heterogéneos El uso de la constante de equilibrio Interpretación cualitativa de la constante de equilibrio Cinética y equilibrio Predicción de la dirección de la reacción Cálculo de concentraciones usando las constantes de equilibrio Principio de Le-Chatelier Problemas de equilibrio químico
Ejercicio de equilibrio químico 3.
En un matraz se disponen 3g de bicarbonato de sodio y se hace vacío. Su capacidad es de un litro. Se calienta la mezcla a 100°C y la presión de equilibrio es de 1 atm. Calcular la cantidad de bicarbonato que se descompone.
Emplearemos la expresión de la constante en términos de las presiones.
Si asumimos que en sistema no hay otros gases que el agua y el dióxido de carbono podemos emplear la ley de Dalton de las presiones parciales y la estequiometria para determinar la presión parcial de las especies.
Con las presiones parciales y las condiciones termoquímicas se puede calcular la masa de dióxido de carbono o de agua que se generan.
Calcularemos los moles de agua a través de la ecuación de los gases ideales.
Reemplazamos y calculamos
Por cada mol de agua se debieron consumir dos moles de bicarbonato. Finalmente obtenemos la masa perdida de bicarbonato al hacer la conversión a gramos.

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