Clase del martes. Equilibrio químico. Ana Asensio

Hola químicos, recuperamos nuestro querido blog después del breve usurpamiento que sufrimos hace unos días. A continuación os dejo un resumen de nuestra clase de hoy.

Hoy hemos tenido una clase de “relax” ya que hemos acabado con los exámenes. La primera parte de ésta, la hemos dedicado a hablar sobre la temida selectividad. Después de dialogar detenidamente, hemos llegado a la conclusión de que si queremos sacar nota hay que presentarse a química y biología (dejando a un lado las ciencias de la tierra y medioambientales).

A continuación, hemos realizado dos ejercicios de selectividad de los años 2006 y 2003 respectivamente. Aquí os dejo los resultados.

1. Se mezclan en un recipiente de 1 L n moles de H₂(g) con 0,8 moles de CO₂(g). Cuando se alcanza el equilibrio a 1600 ºC ha reaccionado el 75% del CO₂ que había inicialmente. Kc=4,2 y en la reacción se produce monóxido de carbono (gas) y vapor de agua-

a) calcular la concentración de cada sustancia en el equilibrio.

b) valor de Kp en el equilibrio.

c) presión total del recipiente en el equilibrio. (Gases ideales)

d) ¿Qué ocurrirá si aumentamos la presión?

H₂ + CO₂ ↔ CO + H₂O

a) Reaccionan el 75% de CO₂  = (0.8 ∙ 75) / (100) = 0.6 moles lo que reacciona de CO₂ 

Inicial	n	0.8 moles	0	0
Equilibrio	n – 0.6	0.8 – 0.6 = 0.2	0.6 moles	0.6 moles

4.2 = [CO] ∙ [H₂O] / [H₂ ] ∙ [CO₂ ] → n = 1.04

b)  p ∙ v = n ∙ r ∙ t → p = n ∙ r ∙ t / v

 (Se hallan las presiones parciales de cada elemento).

 P_H2  = 67.57 atm.

 P_CO2 = 30.7 atm.

 P_CO = 92.15 atm.

 P_H2O =92.15 atm.

 K_p = 4.09 atm.

c) P_t = 282.57 atm.

d) Si aumentamos la presión, no ocurriría nada y el equilibrio seguiría siendo igual, porque hay el mismo número de partículas y por tanto, el equilibrio no se desplaza.

1. Sea el equilibrio: C(s)  + CO2 (g)  ↔ 2CO (g)  ∆H=119,8 kJ

Contesta razonadamente cómo modifica el equilibrio:

a) Disminuir la cantidad de carbono.

b) Aumentar la cantidad de dióxido de carbono.

c) Disminuir la temperatura.

d) Aumentar la presión.

a) Si se disminuye la cantidad de carbono, no pasa nada, no cambia el equilibrio porque se trata de un sólido.

b) Si se aumenta la cantidad de dióxido de carbono, la reacción se va hacía la derecha para consumir el dióxido de carbono.

c) Como absorbe calor, al bajar la temperatura, la reacción intenta desprender calor, por eso se va hacia la izquierda.

d) Al aumentar la presión, la reacción se va a la izquierda, donde hay menos partículas, e intenta disminuir la presión mediante la unión de las partículas para que halla menos.

Y aquí acaba mi resumen, espero que os haya gustado. Mañana más y mejor.

Clase del miércoles. Equilibrio químico. SARA RUIZ SOTO.

 

Buenas, aquí os expongo lo que hemos hecho en la clase de hoy.

La primera parte de la clase ha consistido en hablar sobre los factores de conversión, un método efectivo para cambio de unidades y resolución de ejercicios sencillos dejando de utilizar la regla de tres, llegando a la conclusión de que estos factores pueden ser útiles para ejercicios de baja dificultad, pero a la hora de enfrentarse a ejercicios costosos es mejor hacerlo con la regla de tres.

Después de este pequeño intervalo dedicado a los factores de conversión y sus peculiaridades, pasamos a hacer dos ejercicios de selectividad del año 2007, los cuales quedan aquí expuestos y resueltos:

1.      Dada la reacción 4NH₃ (g) + 3O₂  (g)   →  2N₂ (g) + 6 H₂O (l)    ∆H = - 80 KJ

a)    Razone como tendría que modificar la temperatura y la presión para aumentar la proporción de nitrógeno molecular en la mezcla.

b)   ¿Cómo influirá en el equilibrio la inyección de oxígeno en el reactor donde se encuentra la mezcla?

c)    ¿Cómo influirá en el equilibrio el que fuera retirado agua del reactor a medida que se forma?

a)    Para aumentar el nitrógeno hay que aumentar el volumen y disminuir la presión, para así compensar el efecto y el sistema se vaya a la derecha.

Con la temperatura, cuando se desprende calor por lo que hay que enfriar (disminuir) la temperatura para que la reacción se vaya a la derecha y aumente el calor (se desprende) para que se compense.

b)   Si se mete oxígeno, reacciona con el amoniaco y se iría a la derecha para que desaparezca el oxígeno que ha metido.

c)    Al ser retirado agua del reactor a medida que se forma no pasaría nada ya que el agua ya se ha trasformado en agua y no intervendría.  

    ¡OJO!, ESTO SOLO OCURRE CON LOS GASES, CON LOS LÍQUIDO Y LOS SÓLIDO ESTO NO AFECTARÍA.

2.    En determinadas condiciones  I₂ (g) + H₂(g) → 2IH (g), la constante de equilibrio es  Kc = 54,4. En un recipiente de volumen V se introducen 1 mol de cada gas.

a)    ¿Cuántos moles de cada gas habrá en el equilibrio?

b)   ¿Cuál será el grado de disociación del iodo?

a)  54, 4 = (1 + 2X)²/ (1 – x)(1 – x)           X= 0,68 moles // X= 1, 55 moles (No vale)      

	I₂(g)          +        H₂(g)		2IH (g)
Inicialmente	1 mol	1 mol	1 mol
En el equilíbrio	1 – X	1 – X	1 + 2X
	0.32	0.32	2.36

X al I₂ que reacciona

b)  Si de   1     -------------reacciona 0,68                           X = 100 · 0.68/1 = 68 %

100    ------------      X                                             

(Estos dos apartados los he hecho yo por mi cuenta, por eso si los hacéis y notáis algún fallo o os da diferente comentarlo para poder corregirlo).

Muchas gracias por vuestra atención químicos, pasen BUEN PUENTE.

Examen de termoquímica y cinética

Las soluciones a los primeros ejercicios están en esta dirección:

http://ies.antares.rivas.educa.madrid.org/attachments/119_extermoquimica.pdf

1. a) Calcula las variaciones estándar de entalpía y de energía libre de Gibbs para la reacción de obtención del etano por hidrogenación de eteno.      C₂H₆  +  H₂  → C₂H₈

_b)  Razona si, en condiciones estándar, el sentido espontáneo será el de formación de etano.

DATOS:  ∆HF del etano y del eteno son 51,9 0kJ/mol y -84,50 kJ/mol

∆Sf a 298 k del eteno, del etano y del hidrógeno son: 218,50 J/mol K, 229,50 J/mol.K y 130,60 J/mol.K

2.  Sabiendo que las entalpías estándar de combustión del hexano C₆H₁₄ (l), del carbono (s) y del hidrógeno H₂ (g) son respectivamente: -4192; -393,5 y -285,8 kJ/mol. Halla:

a) La entalpía de formación del hexano líquido.

b) En la reacción anterior, los gramos de carbono consumidos en la formación de hexano cuando se han intercambiado a presión constante 50 kJ.

c) Calcula la variación de energía interna que experimenta un sistema en el que se forman 258 g de hexano líquido en condiciones estándar.

3.. Calcula la entalpía de formación del ácido nitroso HNO₂  conociendo los siguientes datos de energías de enlace:

Pistilla:     El diagrama de la molécula  de ácido nitroso es

DATOS: MASAS ATOMICAS:

C=12, O=16, H=1

Enlace Energía (kJ/mol) H - H 436   O = O 494   O - H 460   N ≡ N  946  N- O 201     N=O 607  

4).  La energía de activación de la siguiente reacción es 134 kJ:

CO (g)  + NO2  (g)      →    CO2 (g)  +  NO (g)         ∆H = - 340 kJ

Cuando se utiliza un catalizador la energía de activación se reduce a 104 kJ. Haz un diagrama energético

de la reacción en ambos casos, explicando el efecto de la adición del catalizador e indicando el valor de

∆H para la reacción catalizada.

b) Explica el uso de algún catalizador.

El catalizador acelera la reacción ya que disminuye la energía de activación.

Un ejemplo podría ser el Platino que acelera las reacciones de eliminación de NO y CO de los gases de combustión de los coches.

5.     

  Para la reacción exotérmica A(g) + 3B(g)→ 2C(g)            

Su orden de reacción es 1,5 respecto de A y 2 respec­to de B.

a)                    Defina velocidad de reacción y aplique ese concepto al compuesto B y al C que figuran en esa reacción;

b)                   Escriba la ecuación de velocidad de esa reacción e indique el significado de la constante.

c)                    ¿Cómo se modificaría la velocidad de reacción en el caso en que,  1) se duplique la concentración de A;

2) se triplique la concentración de B?

30-11-2012 Clase del viernes. Diego Ramírez.

-Hola químicos de la vida.. Escribo hoy la entrada del viernes porque no he tenido oportunidad de usar un ordenador en todo el fin de semana.
Bueno, os cuento, el viernes día 30 de noviembre, justo el día después del examen desastre, que al final no fue tan desastre para nadie excepto para mi. Estuvimos debatiendo la mayor parte de la clase lo que nos había parecido el examen, difícil, largo, con poco tiempo... Lo que fuera. El caso es que mañana martes 04 de noviembre tenemos otro examen de esos temas, habiéndo acordado el viernes en clase que así sería.
El resto de la clase la dedicamos a hacer un ejercicio y a entender un problema modelo selectividad.
Ya que nos explicó Jose la diferencia entre ambos, y esta es; Un ejercicio es un enunciado en el que te pide una serie de cosas, las cuales las deduces a través de la aplicación de unas fórmulas, y un problema es aquel enunciado en que no solo sirve el saberse las fórmulas si luego no sabes cómo explicarlo, sino que también el razonar y pensar lo que te piden. Después de esta reflexión, continúo poniéndoos el EJERCICIO resuelto en clase y el enunciado del PROBLEMA.

Ejercicio de selectividad.
 En un recipiente de 1L se introducen 2g de C, 0.1 moles CO₂ (g) y 0.01 moles CO(g). Se calienta 1000 ºK y la reacción tiene 1.97 g de C. (C(s) + CO₂ (g) → 2CO(g)).
a)Calcula Kc y Kp; b)¿Qué hubiese pasado si la cantidad de carbono hubiera sido 1g?

a) Kc= [CO]²/[CO₂]= 2.4· 10^-3
    Kp= PCO²/ PCO₂ = 0.19 atm
b) Si lo pongo en un recipiente más pequeño, el equilibrio se va hacia la izquierda, ya que la presión aumenta, luego las partículas se juntan.

Problema de selectividad.
Tenemos 4.4g de CO₂  y 1.2g de C en un matraz de 1L. La constante del equilibrio es Kp=4.96atm. Cuando se alcanza el equilibrio, la presión la presión dentro del matraz es de 12atm. Calcula los gramos de cada compuesto.


Y aquí acaba mi resumen del viernes, espero que hayáis pasado un muy buen fin de semana de estudio y aplicadión, y MUCHISIMA SUERTE con los exámenes que quedan.

Selectividad en equilibrio químico

Puedes consultar exámenes de selectividad de equilibrio químico  de los años 2003, 2001, 2004, 1999 y 2005 en este enlace.
Iré poniendo más para que perdamos el miedo.

Soluciones al examen

1.       Considerando el diagrama de energía que se muestra, para la reacción: A → B + C, contesta razonada y justificadamente a las siguientes  preguntas:

a) explicar el diagrama y todos los símbolos que aparecen en él.

b) ¿Cuál puede ser la causa de la diferencia entre la curva 1 (continua) y la 2 (discontinua)?

c) ¿Para cuál de las dos curvas la reacción transcurre a mayor velocidad?

d) ¿Qué les sucederá a la constante de velocidad de reacción si se aumenta la temperatura?

e) ¿La reacción es exotérmica o endotérmica?

Lo normal es considerar que el diagrama represente la variación de entalpía de una reacción (línea continua) con la variación con catalizador (línea discontinua)

La Ea representa la energía de activación de la reacción directa y de la inversa

En la línea 2 con catalizador la energía de activación es más pequeña por lo que la velocidad de reacción aumenta.

La temperatura aumenta la velocidad de las reacciones con lo que la constante de la velocidad aumenta.

La entalpía final es mayor que la inicial  con lo que la reacción absorbe calor, es decir es endotérmica.

2.  La entalpía de combustión del propano es -2000 kJ/mol.  Las entalpías de formación estándar del dióxido de carbono y del agua son respectivamente de -100 kJ y -280 kJ. Calcular:

C₃H₈  +  5 O₂  →  4H₂O  +  3 CO₂      ∆H = -2000 kJ/mol     x   -1

C  +  O₂  →  CO₂        ∆H = -100 kJ/mol                                 x   3

H₂  + 1/2 O₂  →  H₂O ∆H = -280 kJ/mol                               x  4

Entalpía de formación del propano.  3C  +  4 H₂  →   C₃ H₈       ∆H = 580 kJ/mol

b) Los Kg de carbón que serán necesarios quemar, siendo el rendimiento del 80%, para producir la misma cantidad de energía que la obtenida en la combustión de 1 Kg de propano.

1kg de propano = 22,72 moles    en energía  22,72 . 2000 =  45500 kJ

Pero con un rendimiento del 100% necesito   45500/20= 2272 g de C

Con un rendimiento de solo el 80% necesito  2840 g

DATOS: entalpía de combustión del carbón: -20 kJ/g.  Masa atómica del C:12 O:16 H:1.

3.  El gas propano es un combustible frecuente de fórmula C₃H_8.  Queremos conocer la entalpía de combustión del propano y para ello busco las entalpías de los enlaces C-C  347   436kJ/mol     O-H   460 kJ/mol   O=O   498,7 kJ/mol  

C=O  745 kJ/mol   y C-H  414 kJ/mol.

a)      Escriba la reacción de combustión del propano y calcule la variación de entalpía.

C₃H₈  +  5 O₂  →  4H₂O  +  3 CO₂     

Hay que dibujar las moléculas para ver los enlaces.

Necesito romper 2 enlaces C-C y 8 enlaces C-H. Se forman 8 enlaces O-H y 6 enlaces C=O

∆H= 2.347+8.414+ 5.498,7-6.745-8.460= -1650 kJ/mol

b)      Calcule la energía liberada en la combustión de 5  L de propano a 1,2 atm y 20ºC de temperatura.

Calculo los moles  n=p.V/RT = 0,27 moles  en energía  0,27.1650=442kJ

c)       ¿Qué volumen de gas dióxido de carbono medido a 30ºC y presión atmosférica se generará en tal combustión?.

Con 0,27 moles de propano se producen 0,27.3= 0,81 moles de dióxido    en  volumen:

V= nRT/p = 20L de dióxido de carbono.

4. Se ha medido la velocidad en la reacción A+2B→C a 25ºC, para lo que se han diseñado cuatro experimentos, obteniéndose como resultado la siguiente tabla de valores.

Experimento	[A0] mol/L	[B0] mol/L	V0 (mol/L.s)
1	0,1	0,1	5,5.10-6
2	0,2	0,1	2,2.10-5
3	0,1	0,3	1,65.10-5
4	0,1	0,6	3,3.10-5

Determine

1.       La ley de velocidad para la reacción. Órdenes parciales y orden total de la reacción

Observando las filas 1 y 2 podemos ver como al duplicar A, se multiplica por cuatro v.

A  debe estar elevado al cuadrado. Orden 2

Observando las filas 3 y 4 podemos ver como al duplicar B la velocidad se duplica

B debe estar elevado a 1. Orden 1

V= k . (A)².(B)   orden total 3

K= v/ . (A)².(B)   = 5,5 .10^-3 L²/mol².s

La velocidad de la reacción si la concentración de A es 0,2 mol/L y la de B 0,8 mol/L.

V= 5,5.10^-3 . 0,2² . 0,8 = 1,76.10^-4 mol/L.s

2.  La entalpía de combustión del propano es -2000 kJ/mol.  Las entalpías de formación estándar del dióxido de carbono y del agua son respectivamente de -100 kJ y -280 kJ. Calcular:

a) Entalpía de formación del propano.

b) Los Kg de carbón que serán necesarios quemar, siendo el rendimiento del 80%, para producir la misma cantidad de energía que la obtenida en la combustión de 1 Kg de propano.

DATOS: entalpía de combustión del carbón: -20 kJ/g.  Masa atómica del C:12 O:16 H:1.

3.  El gas propano es un combustible frecuente de fórmula C₃H_8.  Queremos conocer la entalpía de combustión del propano y para ello busco las entalpías de los enlaces C-C  347   436kJ/mol     O-H   460 kJ/mol   O=O   498,7 kJ/mol  

C=O  745 kJ/mol   y C-H  414 kJ/mol.

a) Escriba la reacción de combustión del propano y calcule la variación de entalpía.

b) Calcule la energía liberada en la combustión de 5  L de propano a 1,2 atm y 20ºC de temperatura.

c) ¿Qué volumen de gas dióxido de carbono medido a 30ºC y presión atmosférica se generará en tal combustión?.

4. Se ha medido la velocidad en la reacción A+2B→C a 25ºC, para lo que se han diseñado cuatro experimentos, obteniéndose como resultado la siguiente tabla de valores.

Experimento	[A0] mol/L	[B0] mol/L	V0 (mol/L.s)
1	0,1	0,1	5,5.10-6
2	0,2	0,1	2,2.10-5
3	0,1	0,3	1,65.10-5
4	0,1	0,6	3,3.10-5

Determine

1.       La ley de velocidad para la reacción. Órdenes parciales y orden total de la reacción

2.       Su constante de velocidad.(con unidades)

3.       La velocidad de la reacción si la concentración de A es 0,2 mol/L y la de B 0,8 mol/L.

29 de Noviembre de 2012, Ana Ostolaza.

Hoy nos hemos pasado la hora de la clase de química realizando un examen de termoquímica y de cinética química, la clase caía a última hora, lo cual es importante señalar. A la mayoría de los alumnos, especialmente a cuatro, yo incluida, no nos ha dado tiempo a acabarle, por lo cual hemos salido algo molestos del tiempo que nuestro profesor Jose nos ha permitido, ya que el examen era largo. El examen en general no era muy fácil, el ejercicio 1 y el 4, sinceramente y creo hablar de parte de la mayoría, eran ejercicios fáciles, realizados en clase, y por supuesto, ejercicios esperados por los alumnos. En cambio, los ejercicios 2 y 3, nos han resultado algo difíciles, ya que no pedían cosas que o no hemos dado en clase y es la primera vez que lo vemos, o no nos acordamos de hacerlo, por lo cual no creemos que se vea un buen resultado en este examen. Tres cuartos del examen han sido para recuperar el anterior, el tema de termoquímica, que no hubo buenas notas, pero en mi opinión, en este examen tampoco creo que las hayas, espero equivocarme. Igual nuestro profesor Jose se enfada por este comentario pero yo por lo menos, no he salido muy contenta del examen, espero que los demás hayan salido bien y que el examen no les haya parecido tan difícil como yo hablo de él aquí. Los resultados del examen son los siguientes: 

EJERCICIO 1:
a) Ea= energía de activación // X= reactivos // Y= productos // AH= entalpía // Reaction path= paso o camino transcurrido de la reacción.
b) La causa puede ser que en la curva 1 la reacción no está catalizada y en la 2 está catalizada, Ea > Ea’
c) La reacción transcurre a mayor velocidad para la curva 2, ya que los reactivos han de superar una
energía de activación menor.
d) Al aumentar la temperatura, las constantes de velocidad aumentan ya que según la ecuación de
Arrhenius k = A·exp(–Ea/RT).
(También puede razonarse por la teoría cinética de los gases, al aumentar la temperatura, aumentan la velocidad
y la energía media de las moléculas, por tanto la reacción es más rápida y la constante de velocidad más alta).
e) El estado energético de las productos B y C es más bajo que el del reactivo A, por tanto el cambio de
entalpía de reacción es negativo y la reacción es exotérmica.
[ Las soluciones B, C, D y E están sacadas del siguiente enlace: http://www.mipaginapersonal.movistar.es/web3/oscar/documentos/selectividad/quimica/sep07_08.pdf ]

EJERCICIO 2:
a) AH formación C3H8 = 580Kj/mol
b) No se realizar este apartado.

EJERCICIO 3:
a) AH enlace de combustión del C3H8 = -1650,5 Kj/mol
b y c) No se realizar estos apartados.

EJERCICIO 4:
1) v = k [A] [B] // el orden de [A] es 2 y el de [B] es 1, el orden total es 3.
2) 5,5 x10^-3 L/mol*s
3) 1,76 x10^-4

Y estos son los resultados de la mayoría del examen hecho hoy. Espero que Jose nos apruebe a la mayoría, y que en los próximos examenes no vuelva a haber problemas de tiempo ni de dificultad. 

El Gran discurso...

Hola amigos,
Hoy Don Jose nos ha dado un breve discurso sobre nuestra forma de estudiar, según él no sabemos estudiar bien porque no dedicamos las suficientes horas a cada asignatura, con lo que cuando hay examen solo nos centramos en eso y no prestamos atención en las demás clases debido a que no estudiamos antes. Luego Don Jose nos propuso que a partir de ahora sus clases serian de mandar muchos ejercicios para hacer y estar todo el rato escribiendo sin hablar y distraernos. Así que chicos ya sabéis, hay que dedicar todos los días a estudiar las cosas nuevas que demos para luego no estar apretados en las vísperas del examen.
Después de ese gran debate que todavía nos nos quedo muy claro, seguimos repasando equilibrio de las reacciones y también acabamos de ver el Principio de Chatelier. Con esto concluye el día tan magnifico de hoy en el que Don Jose nos ha recomendado que después de comer echemos una larga, intensa y pacifica siesta.

He aquí nuestro guiador numero uno.

P.D: Mañana tenemos examen de termoquimica y cinética  Don Jose va a poner un examen fácil y todo el mundo sacaremos de un 10 para arriba.

                                                                                       Publicado por: Javier Ostolaza

Le Chatelier. Factores que modifican el equilibrio.

Podemos consultar esta página para estudiar si no queremos el libro.

 Si en un sistema en equilibrio se modifica algún factor (presión, temperatura, concentración,..) el sistema evoluciona en el sentido que tienda a oponerse a dicha modificación.

O O bien consultar este vídeo:

Podemos hacer estos ejercicios (tomados de ejercicios-fyq.com ) para practicar:

1.       Supón el siguiente sistema en equilibrio: . Explica hacia dónde se desplaza el equilibrio

UO₂ (s) + 4HF(g) ↔ UF₄ (g) + 2H₂O (g)

 cuando:

a) Se adiciona UO₂ al sistema. b) Se elimina HF(g).

c) Se aumenta la capacidad del recipiente de reacción.

2.       La descomposición del pentaóxido de dinitrógeno se puede describir

N₂ O₅ (g) ↔ NO₂ (g) + O₂ (g)

como: 

a) Escribe las expresiones de  Kc y Kp.

b) ¿Explica cómo evoluciona el equilibrio si se aumenta la presión del sistema?

c) ¿Cómo afectaría al equilibrio un aumento de la concentración de oxígeno? ¿Y al valor de Kc?

3. En un matraz de 20 L, a 25 ºC, se encuentran en equilibrio 2,14 moles de N₂O₄ y 0,50 moles de NO₂ según: N₂ O₄ (g) ↔ 2NO₂ (g)

a) Calcule el valor de las constantes Kc  y Kp a esa temperatura.

b) ¿Cuál es la concentración de  NO₂ cuando se restablece el equilibrio después de introducir dos moles adicionales de N₂O₄ , a la misma temperatura?

Dato: R = 0,082 atm.L/ºK.mol

4. En condiciones estándar la descomposición del dióxido de nitrógeno (en nitrógeno y oxígeno) es endotérmica. Responde razonadamente a las siguientes cuestiones: 

a) ¿Variará la constante de equilibrio si se aumenta la concentración de oxígeno en el equilibrio?

b) ¿Será iguales los valores de Kc y Kp  en esas condiciones?

c) ¿Hacia dónde evoluciona el equilibrio si se produce un descenso en la presión del sistema?

5. Al calentar yodo en una atmósfera de dióxido de carbono, se produce monóxido de carbono y pentaóxido de diyodo:  I₂ (g) + 5CO₂(g) ↔  5CO(g) + I₂ O₅ (g) ∆H=1175KJ

Justifique el efecto que tendrán los cambios que se proponen:

a) Disminución del volumen sobre el valor de la constante Kc

b) Adición de I₂  sobre la cantidad de CO

c) Reducción de la temperatura sobre la cantidad de CO₂