1 EQUILIBRIO QUIMICO

QUIMICA II Equilibrio Químico 1

Luis A. Escobar C.

CAPITULO 1

EQUILIBRIO QUIMICO El EQUILIBRIO es un estado en el que no se observan cambios en la concentración de las sustancias en una reacción química conforme el tiempo transcurre. Todos los procesos químicos evolucionan desde los reactivos hasta la formación de los productos a una velocidad que cada vez es menor, ya que a medida que transcurre hay menos cantidad de reactivos. Por otro lado, según van apareciendo moléculas de los productos, estas pueden reaccionar entre si y dar lugar nuevamente a reactivos, y lo hacen a una velocidad mayor, ya que cada vez hay más. El proceso continúa hasta que la velocidad de formación de los productos es igual a la velocidad de descomposición de éstos para formar nuevamente los reactivos. Es decir, se llega a la formación de un estado dinámico en el que las concentraciones de todas las especies reaccionantes (Reactivos y Productos) permaneces constantes en función del tiempo. Esto se conoce como EQUILIBRIO QUIMICO. A continuación se muestran gráficas en las que se observan los cambios de concentración en función del tiempo para el sistema: N2O4(g) ⇆ 2NO2(g).

1. CONCEPTO DE EQUILIBRIO Y LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO: Pocas reacciones se realizan en una sola dirección, la mayoría son reversibles al menos en un cierto grado. Al inicio de un proceso reversible, la reacción lleva a la formación de los productos. Tan pronto como se forman algunas moléculas de producto, comienza el proceso inverso, estas moléculas reaccionan y forman moléculas de reactivos. El EQUILIBRIO QUÍMICO se alcanza cuando las velocidades de las reacciones en un sentido y en otro se igualan, y las concentraciones de los reactivos y productos permanecen constante.


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Cabe señalar que en el EQUILIBRIO QUÍMICO, participan distintas sustancias como reactivos y productos; en cambio el equilibrio entre dos fases de la misma sustancia se denomina EQUILIBRIO FISICO, ya que los cambios que suceden son procesos físicos: H2O(l) ⇆ H2O(g) Equilibrio Físico N2O4(g) ⇆ 2NO2(g) Equilibrio Químico (Incoloro) (Café oscuro)

La Cinética Química es el campo de la química que se ocupa de la velocidad con la que ocurren las reacciones químicas, es decir, la desaparición de reactivos para convertirse en productos; así como de los mecanismos de las mismas. Es muy importante resaltar que la cinética química es hoy por hoy un estudio puramente empírico y experimental, pues a pesar de la gran cantidad de conocimientos sobre química cuántica que se conocen, siguen siendo insuficientes para predecir ni siquiera por aproximación la velocidad de una reacción química. Por lo que la velocidad de cada reacción se determina experimentalmente. 2. CONSTANTE DE EQUILIBRIO: Sea la reacción reversible:

aA + bB ⇆ cC + dD De acuerdo a la Cinética Química, las velocidades de reacción son:

ba1 BAKVd

dc2 DCKVi


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Si la reacción se encuentra en equilibrio, entonces:

ba

dc

2

1dc2

ba1

BA

DC

K

KDCKBAKViVd

El cociente 2

1

K

K, es constante para cada temperatura y se define como CONSTANTE DE

EQUILIBRIO (Kc):

ba

dc

BA

DCKc

La expresión anterior es conocida como LEY DE ACCION DE MASAS, que establece que: “Para una reacción reversible en equilibrio y a una determinada temperatura, una relación determinada de concentraciones de reactivos y productos tiene un valor constante (Kc: Constante de Equilibrio). La magnitud Kc nos informa sobre la proporción entre reactivos y productos en el equilibrio químico, así:

Kc >> 1: El equilibrio esta desplazado hacia la formación de los productos Kc << 1: El equilibrio se desplaza hacia los reactivos Kc = 1: El equilibrio no está desplazado en ningún sentido Kc → ∞: En el equilibrio solo existen los productos

EXPRESIONES DE LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO: a) EQUILIBRIOS HOMOGENEOS: Se aplica a las reacciones en las que todas las sustancias se encuentran en un mismo estado físico. Sea la siguiente reacción, donde todas las sustancias son gaseosas:

aA + bB ⇆ cC + dD

ba

dc

BA

DCKc

A Temperatura constante, la Presión de un gas es directamente proporcional a la concentración molar (M) del gas:

RTV

nPnRTPV

Donde: MRTPV

nM

Como el producto RT es constante: KMP


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Entonces:

b

Ba

A

dD

cC

PP

PPKp

Si la T no es constante:

RT

PMMRTP

Entonces:

)ba()dc(

bB

aA

dD

cC

bB

aA

dD

cC

RT

1

PP

PP

RT

P

RT

P

RT

P

RT

P

Kc

nΔnΔnΔ

)RT(KcKp)RT(KpKcRT

1KpKc

A continuación se puede establecer una relación entre Kp y la T: SΔTHΔGΔ

LnKpRTGΔ

Entonces:

111

T

HΔSΔ

R

1KpLnT

222

T

HΔSΔ

R

1KpLnT

Restando las dos expresiones:

21

21

122

1

TT

TT

R

HΔ

T

1

T

1

R

HΔ

Kp

KpLn

b) EQUILIBRIOS HETEROGENEOS: Se aplica en reacciones reversibles en las que intervienen reactivos y productos en distintos estados. Por ejemplo:


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CaCO3(s) ⇆ CaO(s) + CO2(g)

Determinamos la constante de equilibrio para la reacción anterior:

3

2I

CaCO

COCaOKc

2

I3 COKc

CaO

KcCaCO

2COKc

)CO(pKp 2

c) EQUILIBRIOS MULTIPLES: Sean las reacciones:

(1) A + B ⇆ C + D (2) C + D ⇆ E + F

Estableciendo las constantes de equilibrio:

BA

DCK1

DC

FEK2

Sumando las reacciones (1) y (2), tenemos: A + B ⇆ E + F; la constante de equilibrio es:


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BA

FEKc

Multiplicando las constantes K1 y K2; tenemos:

2121 KKKcKcBA

FE

DC

FE

BA

DCKK

“Si una reacción se puede expresar como la suma de dos o más reacciones, la constante de equilibrio para la reacción global estará dada por el producto de las constantes de equilibrio de las reacciones individuales”. 3. LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO Y LA ECUACION DE EQUILIBRIO: A continuación se muestran dos reglas importantes para escribir las constantes de equilibrio: 1. Cuando la ecuación de una reacción reversible se escribe en dirección opuesta, la

constante de equilibrio es el inverso de la constante de equilibrio original; por ejemplo:

N2O4(g) ⇆ 2NO2(g)

C25a10x63,4ON

NOKc 3

42

22

2NO2(g) ⇆ N2O4(g)

216

10x63,4

1

Kc

1

NO

ONKc

322

42I

Entonces:

1KcKcKc

1Kc I

I

2. El valor de Kc también depende de cómo este balanceada la ecuación de equilibrio;

por ejemplo:

N2O4(g) ⇆ 2NO2(g)

3

42

22 10x63,4ON

NOKc

½N2O4(g) ⇆ NO2(g)

2/142

2I

ON

NOKc

Entonces:

0680,010x63,4KcKc 3I


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REGLAS PARA ESCRIBIR LAS EXPRESIONES DE LAS CONSTANTES DE EQUILIBRIO: 1. Las concentraciones de las especies reactivas en fase condensada se expresan en

mol/L; en la fase gaseosa, las concentraciones se pueden expresar en mol/L o en atm. Kc se relaciona con Kp mediante una ecuación simple.

2. Las concentraciones de los sólidos puros, líquidos puros (en equilibrios

heterogéneos) y los disolventes (en equilibrios homogéneos) no aparecen en las expresiones de la constante de equilibrio.

3. La constante de equilibrio (Kc o Kp) es una cantidad adimensional. 4. Al señalar un valor para la constante de equilibrio, necesitamos especificar la

ecuación balanceada y la temperatura. 5. Si una reacción representa la suma de dos o más reacciones, la constante de

equilibrio para la reacción global está dada por el producto de las constantes de equilibrio de las reacciones individuales.

4. CALCULO DE LAS CONSTANTES Y CONCENTRACIONES DE EQUILIBRIO: PREDICCION DE LA DIRECCION DE UNA REACCION: La expresión de la Ley de Acción de Masas para una reacción que no haya conseguido alcanzar el equilibrio es:

aA + bB ⇆ cC + dD

bo

ao

do

co

BA

DCQc

Donde: Qc: Cociente de reacción

[ ]: Concentraciones Iniciales (No son las de equilibrio) Y si alcanza el equilibrio, se define:

aA + bB ⇆ cC + dD

ba

dc

BA

DCKc

Para establecer la dirección de la reacción se comparan los valores de Qc y Kc:

Qc < Kc: La relación entre las concentraciones iniciales de los productos y de los reactivos es muy pequeña. Para alcanzar el equilibrio, los reactivos deben convertirse en productos, y el sistema va de izquierda a derecha (los reactivos se consumen para formar productos).

Qc = Kc: Las concentraciones iniciales son las de equilibrio. El sistema está en equilibrio.

Qc > Kc: La relación entre las concentraciones iniciales de los productos y de los reactivos es muy grande. Para alcanzar el equilibrio los productos deben transformarse en reactivos, de modo que el sistema va de derecha a


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izquierda (los productos se consumen y se forman los reactivos) para alcanzar el equilibrio.

CALCULO DE LAS CONSTANTES Y CONCENTRACIONES DE EQUILIBRIO: Un método para resolver problemas de constantes y concentraciones de equilibrio, se puede resumir así: 1) Exprese las concentraciones de equilibrio de todas las especies en términos de las

concentraciones iniciales y una sola variable X que representa el cambio de concentración.

2) Escriba la expresión de la constante de equilibrio en términos de las concentraciones de equilibrio. Si se conoce el valor de la constante de equilibrio, despeje y obtenga el valor de X.

3) Una vez conocida X, calcule las concentraciones de equilibrio de todas las especies. 5. FACTORES QUE AFECTAN EL EQUILIBRIO QUIMICO: Existen diversos factores capaces de modificar el estado de equilibrio de un proceso químico, entre los que se destacan: - Concentración - Presión - Volumen - Temperatura Esto significa que si en una reacción química en equilibrio se modifican la presión, la temperatura o la concentración de uno o varios de los reactivos o productos, la reacción evolucionará en uno u otro sentido hasta alcanzar un nuevo estado de equilibrio. Esto se utiliza habitualmente para aumentar el rendimiento de un proceso químico deseado o disminuirlo si es una reacción indeseable.


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PRINCIPIO DE LE CHÂTELIER: Existe una regla general que ayuda a predecir en qué dirección se desplazará una reacción en equilibrio cuando hay un cambio de concentración, presión, volumen o temperatura. Esta regla es conocida como el PRINCIPIO DE LE CHÂTELIER, que establece que: “Si en un sistema se modifica algunos de los factores que influyen en el mismo (Temperatura, Presión, Volumen o Concentración), el sistema evoluciona de forma que se desplaza en el sentido que tienda a contrarrestar dicha variación”. a) EFECTO POR CAMBIOS DE CONCENTRACION:

La variación de la concentración de cualquiera de las especies que intervienen en el equilibrio no afecta en absoluto al valor de la constante de equilibrio; no obstante, el valor de las concentraciones de las restantes especies en el equilibrio si se modifica. Así:

N2(g) + 3H2(g) ⇆ 2NH3(g)

322

23

HN

NHKc

Una disminución del NH3, retirándolo a medida que se va obteniendo, hará que el equilibrio se desplace hacia la derecha y se produzca más NH3, con el fin de que Kc siga permaneciendo constante.

b) EFECTO DE LOS CAMBIOS DE PRESION Y VOLUMEN:

La variación de presión en un equilibrio químico influye solamente cuando en el mismo intervienen especies en estado gaseoso o disueltas (EQUILIBRIO HETEROGENEO) y hay variación en el número de moles, ya que si ∆n=0, no influye la variación de la presión o de volumen.


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Si aumenta la P, el sistema se desplazará hacia donde exista menor número de moles gaseosos (según la estequiometria de la reacción) para así contrarrestar el efecto de la disminución del V y viceversa.

RTV

nPnRTPV

Si se trata de un sistema heterogéneo, el efecto de estas magnitudes sobre el desplazamiento del equilibrio solo depende del número de moles (n) gaseosos o disueltos que se produzca.

c) EFECTOS POR CAMBIOS DE TEMPERATURA:

Es la única variable que además de influir en el equilibrio, modifica el valor de la constante. Si una vez alcanzado el equilibrio se aumenta la temperatura, el sistema sigue el Principio de Le Chatelier, se opone a ese aumento de energía calorífica desplazándose en el sentido que absorba calor, es decir, hacia el sentido que marca la reacción endotérmica. - Si la reacción directa es exotérmica, un aumento de la temperatura producirá

un desplazamiento del equilibrio hacia la izquierda, es decir, en el sentido en el que el sistema absorbe calor del exterior para contrarrestar el factor externo. Por tanto, tendrá lugar una disminución de la constante de equilibrio.

- Si, por el contrario, la reacción directa es endotérmica y se aumenta la

temperatura del sistema, se producirá un desplazamiento del equilibrio hacia la derecha dando lugar a un aumento de la constante de equilibrio.

Una disminución de la temperatura producirá efectos contrarios a los descritos.


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En conclusión, un aumento de la temperatura favorece a la reacción endotérmica y una disminución de la temperatura favorece a la reacción exotérmica.

d) EFECTO DE LOS CATALIZADORES:

Cuando se agrega un catalizador a una reacción, aumenta la velocidad de las reacciones directa e inversa. “Un catalizador aumenta la velocidad con la que se alcanza el equilibrio, pero no modifica la composición de la mezcla de equilibrio”.

La presencia de un catalizador no influye en el valor de la constante de equilibrio de una reacción.

PROBLEMAS PROPUESTOS: 1. Escribir las expresiones de las constantes de equilibrio para Kc y Kp, si es el caso, en

cada uno de los siguientes procesos: a) 2HI(g) ⇆ H2(g) + I2(g) b) POCl3(g) ⇆ PCl3(g) + ½O2(g) c) CO(g) + Cl2(g) ⇆ COCl2(g) d) 2NO(g) + ½O2(g) ⇆ N2O3(g) e) HCOOH(ac) ⇆ H+(ac) + HCOO–(ac) f) N2O(g) + 4H2(g) ⇆ 2NH3(g) + H2O(g)

2. Escribir la expresión de la Kc y Kp de las reacciones siguientes. Indique en cada caso

si la reacción es homogénea o heterogénea:


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a) 3NO(g) ⇆ N2O(g) + NO2(g) b) CH4(g) + 2H2S(g) ⇆ CS2(g) + 4H2(g) c) Ni(CO)4(g) ⇆ Ni(s) + 4CO(g) d) HF(ac) ⇆ H+(ac) + F–

(ac) e) 2Ag(s) + Zn+2(ac) ⇆ 2Ag+(ac) + Zn(s)

3. Escribir la expresión de la Kc y Kp de las reacciones siguientes:

a) N2(g) + O2(g) ⇆ 2NO(g) b) Ti(s) + 2Cl2(g) ⇆ TiCl4(l) c) 2C2H4(g) + 2H2O(g) ⇆ 2C2H6(g) + O2(g) d) Co(s) + 2H+(ac) ⇆ Co+2(ac) + H2(g) e) NH3(ac) + H2O(l) ⇆ NH4

+(ac) + OH–(ac) 4. Cuando las reacciones siguientes alcanzan el equilibrio, qué contiene

principalmente la mezcla de equilibrio (reactivos o productos). a) N2(g) + O2(g) ⇆ 2NO(g) Kc = 1,5x10–10 b) 2SO2(g) + O2(g) ⇆ 2SO3(g) Kc = 2,5x109

5. La constante de equilibrio de la reacción: 2SO3(g) ⇆ 2SO2(g) + O2(g) es 2,4x10– 3 a

200°C. a) Calcular la constante de equilibrio para la reacción: 2SO2(g) + O2(g) ⇆ 2SO3(g); b) A esta temperatura, favorece el equilibrio el SO2 y el O2, o el SO3.

6. La constante de equilibrio Kc para la reacción 2HCl(g) ⇆ H2(g) + Cl2(g) es de

4,17×10–34 a 25°C. Calcular es la constante de equilibrio para la reacción H2(g) + Cl2(g) ⇆ HCl(g) a la misma temperatura.

7. En un reactor de 5 L se introducen inicialmente 0,8 moles de CS2 y 0,8 moles de H2.

Cuando, a 300°C, se establece el equilibrio: CS2(g) + 4H2(g) ⇆ CH4(g) + 2H2S(g) la concentración de CH4 es de 0,025 moles/L. Calcular: a) La composición de la mezcla en el equilibrio b) Kc y Kp a dicha temperatura; y c) La presión de la mezcla gaseosa en equilibrio.

8. Se sabe que a 150°C y 200 atmósferas de presión el amoníaco se disocia en un 30%

según: 2NH3(g) ⇆ N2(g) + 3H2(g). Determinar: a) La concentración de cada especie en el equilibrio, b) Kc, c) Kp; y d) En qué sentido se desplazará el equilibrio si se adicionan al sistema, manteniendo constantes la temperatura y el volumen, 3 moles de He.

9. Considerar la siguiente reacción: N2(g) + O2(g) ⇆ 2NO(g). Si las presiones parciales

de equilibrio de N2, O2 y NO son de 0,15 atm, 0,33 atm y 0,050 atm, respectivamente, a 2200°C. Calcular el valor de Kp.

10. Un recipiente de reacción contiene NH3, N2 y H2 en equilibrio a cierta temperatura.

Las concentraciones en el equilibrio son [NH3] = 0,25 M, [N2] = 0,11 M y [H2] = 1,91 M. Calcular la constante de equilibrio, Kc, para la síntesis de amoniaco si la reacción se representa como: a) N2(g) + 3H2(g) ⇆ 2NH3(g); y b) ½N2(g) + 3/2H2 (g) ⇆ NH3(g).


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11. En un reactor de 1,50 L a 400°C inicialmente había 2,50 moles de NOCl. Una vez que se alcanza el equilibrio, se encuentra que se disoció 28% de NOCl: 2NOCl(g) ⇆ 2NO(g) + Cl2(g). Calcular la constante de equilibrio Kc de la reacción.

12. Se determinaron las siguientes constantes de equilibrio para el ácido sulfhídrico a

25°C: H2S(ac) ⇆ H+(ac) + HS–(ac) Kc1 = 9,5×10–8 HS–(ac) ⇆ H+(ac) + S–2(ac) Kc2 = 1,0×10–19

Calcular la constante de equilibrio para la siguiente reacción a la misma temperatura: H2S(ac) ⇆ 2H+(ac) + S–2(ac)

13. Se determinaron las siguientes constantes de equilibrio a 1123°K:

C(s) + CO2 (g) ⇆ 2CO(g) Kp1 = 1,3×1014 CO(g) + Cl2 (g) ⇆ COCl2(g) Kp2 = 6,0×10–3

Escribir la expresión de la constante de equilibrio Kp y calcular la constante de equilibrio a 1123°K para la reacción: C(s) + CO2(g) + 2Cl2(g) ⇆ 2COCl2(g)

14. A una temperatura determinada y una presión total de 1,2 atm, las presiones

parciales de una mezcla en equilibrio 2A(g) ⇆ B(g) son pA = 0,60 atm y pB = 0,60 atm. a) Calcular Kp para la reacción a esta temperatura, b) Si la presión total aumentase a 1,5 atm, calcular las presiones parciales de A y B en el equilibrio.

15. Una muestra de cloruro de nitrosilo gaseoso (NOCl) puro se calienta a 240°C en un

recipiente de 1 L. La presión total en el equilibrio es de 1 atm, y la presión del NOCl es de 0,64 atm. Para el equilibrio: 2NOCl(g) ⇆ 2NO(g) + Cl2(g). a) Determinar las presiones parciales de NO y Cl2 en el sistema, b) Calcular la constante de equilibrio (Kp).

16. Considerar la reacción 2NO(g) + O2(g) ⇆ 2NO2(g). A 430°C, una mezcla en equilibrio

contiene 0,020 moles de O2; 0,040 moles de NO y 0,96 moles de NO2. Calcular Kp de la reacción si la presión total es de 0,20 atm.

17. Una mezcla de 0,47 moles de H2 y 3,59 moles de HCl se calienta a 2800°C. Calcular

las presiones parciales en equilibrio de H2, Cl2 y HCl si la presión total es de 2,00 atm. La magnitud de Kp para la reacción H2(g) + Cl2(g) ⇆ 2HCl(g) es de 193 a 2800°C.

18. La constante de equilibrio Kp de la reacción: N2(g) + 3H2(g) ⇆ 2NH3(g) es 4,31×10−4

a 375°C. En un experimento, un estudiante comienza con 0,862 atm de N2 y 0,373 atm de H2 en un recipiente de volumen constante a 375°C. Calcular las presiones parciales de todas las especies cuando se haya alcanzado el equilibrio.

19. En un matraz de 2 L se depositaron 6,75 g de SO2Cl2. A una temperatura de 648°K

se encuentran presentes 0,0345 moles de SO2. Calcular la magnitud de Kc para la reacción: SO2Cl2(g) ⇆ SO2(g) + Cl2(g).


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20. Suponer que las concentraciones iniciales de H2, I2 y HI son de 0,00623 M; 0,00414 M y 0,0224 M, respectivamente, para la reacción: H2(g) + I2(g) ⇆ 2HI(g) a 430°C. El valor de Kc para el sistema es 54,3. Calcular las concentraciones en el equilibrio de estas especies.

21. Considerar el equilibrio: 2NOBr(g) ⇆ 2NO(g) + Br2(g) Si el bromuro de nitrosilo,

NOBr, se disocia en un 34% a 25°C y la presión total es de 0,25 atm, determinar Kp y Kc para la disociación a esta temperatura.

22. A 720°C, la constante de equilibrio Kc para la reacción N2(g) + 3H2(g) ⇆ 2NH3(g) es

de 2,37×10–3. En cierto experimento, las concentraciones de equilibrio son: [N2] = 0,683 M, [H2] = 8,80 M y [NH3] = 1,05 M. Suponga que se añade cierta cantidad de NH3 a la mezcla de modo que su concentración aumenta a 3,65 M. a) utilizar el principio de Le Châtelier para predecir en qué dirección se desplazará la reacción neta para alcanzar un nuevo equilibrio, b) Confirmar su predicción calculando el cociente de reacción Qc y comparando su valor con el de Kc.

23. A 430°C, la constante de equilibrio (Kp) para la reacción: 2NO(g) + O2(g) ⇆ 2NO2(g)

es de 1,5×105. En un experimento, las presiones iniciales de NO, O2 y NO2 son de 2,1×10–3 atm, 1,1×10–2 atm y 0,14 atm, respectivamente. Calcular Qc y predecir en qué dirección se desplazará la reacción neta para alcanzar el equilibrio.

24. En un reactor de 1 L, a temperatura constante, se establece el equilibrio: NO2(g) +

SO2(g) ⇆ NO(g) + SO3(g); siendo las concentraciones molares en equilibrio: [NO2] = 0,2 M, [SO2] = 0,6 M, [NO] = 4 M, [SO3] = 1,2 M. a) Calcular el valor de Kc; b) Calcular la nueva concentración de los reactivos y productos cuando se restablezca el nuevo el equilibrio, si se añaden 0,4 moles de NO2.

25. Considere los siguientes sistemas en equilibrio:

a) 2PbS(s) + 3O2(g) ⇆ 2PbO(s) + 2SO2(g) b) PCl5(g) ⇆ PCl3(g) + Cl2(g) c) H2(g) + CO2(g) ⇆ H2O(g) + CO(g)

Predecir la dirección de la reacción neta en cada caso al aumentar la presión (disminución del volumen) del sistema a temperatura constante.

26. Para la reacción de equilibrio: 2NOCl(g) ⇆ 2NO(g) + Cl2(g). Predecir en qué

dirección se desplazará la reacción neta como consecuencia de una disminución en la presión (incremento de volumen) del sistema a temperatura constante.

27. En un recipiente de 1 L, en el que se ha hecho vacío, se introducen 0,013 moles de

PCl5 gaseoso y se calienta a 250°C. A esa temperatura se produce la descomposición en PCl3 y Cl2 gaseosos y cuando se alcanza el equilibrio la presión en el interior del recipiente es de 1 atm. Calcular: a) La presión parcial del Cl2, b) El valor de las constantes Kc y Kp a esa temperatura.

28. El bromuro de amonio es un sólido cristalino que se descompone en un proceso

endotérmico dando amoníaco y bromuro de hidrógeno gaseosos. En un recipiente


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en el que se ha alcanzado el equilibrio anterior, explicar si la presión del HBr(g) y la cantidad de NH4Br(s) aumenta, disminuye o no se modifica si: a) Se introduce NH3(g) en el recipiente, b) Se duplica el volumen del recipiente. Deducir si el valor de la constante de equilibrio a 400°C será mayor, igual o menor que a 25°C.

29. En un recipiente de 2,5 L se introducen 12 g de flúor y 23 g de tetrafluoruro de

azufre, ambos gaseosos. Al calentar hasta 150°C se obtiene hexafluoruro de azufre gaseoso. A esta temperatura la constante Kc es 23. Calcular: a) Los gramos de las tres especies presentes en el equilibrio, b) El valor de las constantes Kp y Kx a la misma temperatura. Si la reacción anterior es endotérmica: c) Cómo cambian las constantes al variar la temperatura. d) Si al sistema anterior en el equilibrio se le añaden 2 g de hexafluoruro de azufre, calcular las concentraciones al alcanzarse el nuevo equilibrio.

30. Considerar el equilibrio entre el oxígeno molecular y el ozono: 3O2(g) ⇆ 2O3(g)

cuyo ∆H° es 284 kJ/mol. Qué efecto tendría: a) aumentar la presión del sistema mediante la disminución del volumen, b) agregar O2 al sistema, a volumen constante, c) disminuir la temperatura y d) añadir un catalizador.

31. En un recipiente de 5 litros de capacidad se introducen 0,1 moles de una sustancia

A, 0,1 moles de B y 0,1 moles de C. El sistema alcanza el equilibrio a la temperatura de 500°K, de acuerdo a la ecuación química: 2A(g) + B(g) → 2C(g) siendo entonces la presión en el recipiente de 2,38 atm. Se sabe que Kc está comprendida entre 100 y 150. Con estos datos: a) En qué sentido evolucionará la reacción hasta que alcance el equilibrio, b) Calcular las concentraciones de cada especie en el equilibrio, c) Determinar el valor exacto de Kc, d) Calcular la presión parcial de cada uno de los gases en el equilibrio y e) Calcular el valor de Kp.

32. A temperaturas elevadas el carbono y el dióxido de carbono reaccionan según la

ecuación química en equilibrio: C(s) + CO2(g) ⇆ 2CO(g). El carbonato de calcio también se descompone a temperaturas elevadas de acuerdo con la ecuación química: CaCO3(s) ⇆ CaO(s) + CO2(g). A 1000°K, la constante de equilibrio Kp para la primera reacción es 1,72 atm, mientras que para la segunda Kc = 0,006 mol/L. En un recipiente se introducen cantidades suficientes de carbono y de carbonato de calcio, ambos sólidos, se cierra herméticamente y se calienta hasta 1000°K. Calcular, una vez establecido el equilibrio, las presiones parciales de cada uno de los gases presentes en el recipiente, la presión total a la que está sometido este, y las concentraciones de todas las especies gaseosas. El volumen ocupado por la mezcla de gases en equilibrio es de 10 litros.

33. Al calentarlo, el NOBr se disocia según la ecuación: NOBr(g) → NO(g) + ½Br2(g)

Cuando se introducen 1,79 g de NOBr en un recipiente de 1 L y se calienta a 100°C, la presión en el equilibrio es de 0,657 atm. Calcular: a) Las presiones parciales de los tres gases en el equilibrio, b) El valor de la constante Kp a esa temperatura, c) El grado de disociación del NOBr.


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34. Dado el siguiente equilibrio: 2SO2(g) + O2(g) ⇆ 2SO3(g); cuyo ΔH = – 47 kJ. Indicar cómo afecta al equilibrio: a) Una disminución de la presión, b) Un aumento de la temperatura y c) Una adición de O2.

35. Se introducen 0,50 moles de H2 y 0,50 moles de CO2 en un recipiente de 2,34 L a

2000°K, alcanzándose el equilibrio: H2(g) + CO2(g) ⇆ H2O(g) + CO(g) siendo Kp = 4,40. Calcular la concentración de cada especie en el equilibrio.

36. Se introducen 14,2 g de PCl5 en un recipiente cerrado de 0,5 litros a 32°C.

Alcanzado el equilibrio, un análisis revela que se ha descompuesto el 50% del PCl5 según la reacción: PCl5(g) ⇆ PCl3(g) + Cl2(g). Calcular: a) Las concentraciones de cada componente en el equilibrio, b) La constante Kp; y c) El porcentaje de disociación y presiones parciales cuando se duplica el volumen.

37. En un recipiente de 2 L de capacidad, sin aire, hay carbonato ácido de sodio sólido.

Se calienta hasta 100°C y se produce la descomposición formando carbonato de sodio sólido, anhídrido carbónico y agua en fase gaseosa. La presión total del sistema en equilibrio a 100°C es de 0,962 atm. a) Calcular la constante de equilibrio del sistema, b) La cantidad de carbonato ácido de sodio descompuesto.

38. En un recipiente de 10 litros se introducen 2 moles de SO2 y 1 mol de O2. Se

calienta el sistema hasta 1000°K, alcanzándose el equilibrio: 2SO2(g) + O2(g) → 2SO3(g). Por análisis volumétrico de la mezcla se determinó que el 63% era SO3. Calcular: a) La composición de la mezcla gaseosa a 1000°K, b) La presión parcial de cada gas en la mezcla en equilibrio, c) Los valores de Kp y Kc a dicha temperatura.

39. La formación del tetróxido de dinitrógeno (N2O4) se explica mediante las dos

reacciones siguientes: 2NO(g) + O2(g) ⇆ 2NO2(g) y 2NO2(g) ⇆ N2O4(g). a) Determinar la relación que existe entre las constantes de los dos equilibrios con la constante de equilibrio de la reacción global; y b) determinar hacia donde se desplaza el equilibrio global si se aumenta la concentración de oxígeno.

40. El NH3 se obtiene mediante el proceso de Haber‐Bosch según la reacción: ½N2(g) +

3/2H2(g) ⇆ NH3(g) ∆H = – 46,91 kJ/mol. a) Completa el siguiente cuadro, indicando el efecto que producirán sobre el sistema los siguientes cambios:

CAMBIO CANTIDAD DE N2 CANTIDAD DE H2 CANTIDAD DE NH3

Aumento de T

Aumento de P

Adición de N2

Adición de H2O

Adición de Catalizador

b) Si Kp es 656 a 723°K. Calcular el valor de Kc para la reacción a 723°K. c) Aumentará o disminuirá el valor de Kp si la temperatura baja a 500°K. d) Calcular el valor de Kp a 723°K, para la reacción: N2(g) + H2(g) ⇆ 2NH3(g).

1 EQUILIBRIO QUIMICO

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