10.4: Uso de Molaridad en Cálculos de Equilibrio

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Como hemos señalado varias veces en los apartados anteriores, las Leyes del Gas Ideal (Capítulo 10) nos dicen que la presión parcial de un gas y la concentración molar de ese gas son directamente proporcionales. Podemos demostrarlo simplemente comenzando con la ley combinada del gas:

\[P_{gas}V=nRT \nonumber \]

Si dividimos ambos lados por el volumen, V, y declaramos que V debe expresarse en litros, el lado derecho de la ecuación ahora contiene el término ${\$ . Al darse cuenta de que el número de moles de gas (n) dividido por el volumen en litros es igual a la molaridad, M, esta expresión se puede reescribir como:

\[P_{gas}=MRT \nonumber \]

Using this expression, molar concentrations can easily be substituted for partial pressures, and visa versa.

Exercise $\PageIndex{1}$

For the reaction shown below, if the molar concentrations of SO₃, NO and SO₂ are all 0.100 M, what is the equilibrium concentration of NO₂?
For the reaction between carbon monoxide and chlorine to form phosgene, the equilibrium constant calculated from partial pressures is K = 0.20. How does this value relate to the equilibrium constant, K_C, under the same conditions, calculated from molar concentrations?

CO (g) + Cl₂ (g) ⇄ COCl₂ (g)