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EQUILIBRIO QUÍMICO
2º Bach
1.- Concepto de equilibrio químico. 2.- Ley de acción de masas. La constante de equilibrio KC. 2.1. Generalización de la expresión de Kc 3.- KP. Relación con KC. 3.1. Magnitud de las constantes de equilibrio. 4.- Grado de disociación “ αααα ”. 5.- Cociente de reacción. 6.- Modificaciones del equilibrio. Principio de Le´Chatelier 6.1. Concentración en reactivos y productos. 6.2. Efecto de los cambios de presión, volumen y temperatura. 6.3. Importancia en procesos industriales. 7.- Equilibrios heterogéneos. 8.- Equilibrios de solubilidad. Producto de solubilidad. 8.1. Efecto ion común
1.-¿QUÉ ES UN EQUILIBRIO QUÍMICO?
Es una reacción que nunca llega a completarse, pues se produce simultáneamente en ambos sentidos (los reactivos forman productos, y a su vez, éstos forman de nuevo reactivos). Es decir, se trata de un equilibrio dinámico.
Cuando las concentraciones de cada una de las sustancias que intervienen (reactivos o productos) se estabiliza, es decir, se gastan a la misma velocidad que se forman, se llega al EQUILIBRIO QUÍMICO.
Variación de la concentración con el tiempo
Equilibrio
químico
Concentraciones
Tiempo
[HI]
[I 2 ]
[H 2 ]
Equilibrio de moléculas (H 2 + I 2 → 2 HI)
Un sistema se encuentra en equilibrio cuando su composición no
varía con el tiempo. Si las sustancias que forman el sistema son
el resultado de una reacción química, en el estado de equilibrio
hay una determinada cantidad de reactivos y productos.
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2.-LEY DE ACCIÓN DE MASAS. CONSTANTE DE EQUILIBRIO ( KC )
Tengamos el equilibrio: 2 SO 2 (g) + O 2 (g) 2 SO 3 (g). Se hacen cinco
experimentos en los que se introducen diferentes concentraciones iniciales de ambos reactivos (SO 2 y O 2 ). Se produce la reacción y una vez alcanzado el equilibrio se miden las concentraciones tanto de reactivos como de productos observándose los siguientes datos:
Concentr. iniciales (mol/l) Concentr. equilibrio (mol/l) [SO 2 ] [O 2 ] [SO 3 ] [SO 2 ] [O 2 ] [SO 3 ] Kc Exp 1 0,200 0,200 — 0,030 0,115 0,170 279, Exp 2 0,150 0,400 — 0,014 0,332 0,135 280, Exp 3 — — 0,200 0,053 0,026 0,143 280, Exp 4 — — 0,700 0,132 0,066 0,568 280, Exp 5 0,150 0,400 0,250 0,037 0,343 0,363 280,
Kc se obtiene aplicando la expresión:
[ ]
[ ] [ 2 ]
2 2
2 3
SO O
SO
Kc =
2.1.-Generalización de la expresión de la constante de equilibrio.-
Aunque la expresión de la constante de equilibrio debe de justificarse a partir de la termodinámica, la cinética nos permite llegar a la ecuación si consideramos que tanto el proceso directo como el inverso siguen un mecanismo constituido en una sola etapa, en este caso para el proceso reversible:
aA + bB cC + dD
Y como es una sola etapa elemental coincidirán los coeficientes estequiométricos con los órdenes de reacción:
Vd = kd[A]a[B]b^ vi =ki [C]c[D]d
De donde kd y ki son las constantes cinéticas. Como las velocidades son iguales en los procesos reversibles (aunque no siempre se establece esta relación):
kd[A]a[B]b= ki [C]c[D]d
[ ] [ ]
[ ] [ ]
Kc A B
C D k
k
d
a b
c
i
d (^) = =
Al cociente de las dos constantes se le denomina cte. de equilibrio. Es la generalización de la ley de acción de masas obtenida de forma experimental.
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[ ] ( ) [ ] ( )
[ ] ( ) [ ] ( )
c d c c d d C D n P (^) a d a a b b C A D
p p C RT D RT
K K RT
p p A RT B RT
= ×^ = ×^ ×^ × = ×^ ∆
× × × ×
dónde ∆ n = incremento en nº de moles de gases ( nproductos – nreactivos )
En las expresiones de las constantes de equilibrio, sólo se tienen en cuenta las sustancias que estando en la misma fase contribuyen al mismo variando su concentración en el proceso, en nuestro caso sustancias gaseosas. En el caso de equilibrios que se denominan heterogéneos, si coexisten sólidos, líquidos y gases, sólo aparecerán estos últimos. La razón estriba en que en esa constante solo aparecen aquellas sustancias cuya concentración o presión parcial varía en el proceso que lleva al equilibrio, cosa que no ocurre ni en sólidos ni en líquidos.
CaCO 3 (s) ↔ CaO(s) + CO 2 (g)
Kp= PCO2 y Kc=[CO 2 ]
Ejemplo:
Calcular la constante Kp a 1000 K en la reacción de formación del amoniaco vista anteriormente. (KC = 1,996 10–2^ M–2)
N 2 (g) + 3 H 2 (g) 2 NH 3 (g)
∆n = nproductos – nreactivos = 2 – (1 + 3) = –
KP = Kc (RT)∆n^ =1,996 x 10-2^ mol-2l^2 (0,082 atm·l ·mol-1K-1^ ·1000 K)-
KP = 2 97 , × 10 −^^6 atm −^2
3.1 MAGNITUD DE KC Y KP.
El valor de ambas constantes puede variar entre límites bastante grandes:
Ejemplos:
- H 2 (g) + Cl 2 (g) 2 HCl ( g) ; Kc (298 K) = 2,5 10^33 La reacción está muy desplazada a la derecha (en realidad se
puede sustituir el símbolo por → ).
Kp= Kc (R·T)
∆n
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- H 2 (g) + I 2 (g) 2 HI (g); Kc (698 K) = 55, Se trata de un verdadero equilibrio (hay concentraciones apreciables de reactivos y productos).
- N 2 (g) + O 2 (g) 2 NO (g); Kc (298 K) = 5,3 10– La reacción está muy desplazada a la izquierda, es decir, apenas se forman productos.
4.-GRADO DE DISOCIACIÓN ( αααα ).
Se utiliza en aquellas reacciones en las que existe un único reactivo que se disocia en dos o más moléculas más pequeñas.
Es la fracción de un mol que se disocia (tanto por 1). En consecuencia, el
% de sustancia disociada es igual a 100 α.
α = cantidad reactivo disociado/cantidad reactivo inicial.
Ejemplo:
En un matraz de 5 litros se introducen 2 moles de PCl 5 (g) y 1 mol de PCl 3 (g) y se establece el siguiente equilibrio: PCl 5 (g) ↔ PCl 3 (g) + Cl 2 (g). Sabiendo que Kc (250 ºC) = 0,042; a) ¿cuáles son las concentraciones de cada sustancia en el equilibrio?; b) ¿cuál es el grado de disociación?
a) Equilibrio: PCl 5 (g) PCl 3 (g) + Cl 2 (g) Moles inic.: 2 1 0 Moles equil. 2– x 1 + x x conc. eq(mol/l)(2– x )/5 (1 + x )/5 x /
3 2 5
[ ] [ ] 5
[ ]^2
C
x x
PCl Cl
K
PCl x
×
Resolviendo la ecuación de segundo grado, se deduce que x = 0, moles
5
[PCl ]
= = 0,342 M ;^ 3
[PCl ]
= = 0,256 M ;
2
[Cl ]
= = 0,056 M
b) Si de 2 moles de PCl 5 se disocian 0,28 moles en PCl 3 y Cl 2 , de cada mol
de PCl 5 se disociarán 0,14. Por tanto, αααα = 0,14 , lo que viene a decir que
el PCl 5 se ha disociado en un 14 %.
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- Si Q = Kc entonces el sistema está en equilibrio.
- Si Q < Kc el sistema evolucionará hacia la derecha, es decir, aumentarán las concentraciones de los productos y disminuirán las de los reactivos hasta que Q se iguale con KC.
- Si Q > Kc el sistema evolucionará hacia la izquierda, es decir, aumentarán las concentraciones de los reactivos y disminuirán las de los productos hasta que Q se iguale con KC.
Ejemplo:
En un recipiente de 3 litros se introducen 0,6 moles de HI, 0,3 moles de H 2 y 0, moles de I 2 a 490ºC. Si Kc = 0,022 a 490ºC para 2 HI(g) ↔ H 2 (g) + I 2 (g) a) ¿Se encuentra en equilibrio?; b)En caso de no encontrarse, ¿cuantos moles de HI, H 2 e I 2 habrá en el equilibrio?
a)
2 2 2 2
[H ] [I ] 3
[HI] 0,
Q
×^ ×
Como Q > Kc el sistema no se encuentra en equilibrio y la reacción se desplazará hacia la izquierda.
b) Equilibrio: 2 HI (g) I 2 (g) + H 2 (g) Moles inic. : 0,6 0,3 0, Moles equil. 0,6 + 2 x 0,3 – x 0,3 – x
x x x
conc eq mol l
Resolviendo la ecuación se obtiene que: x = 0,163 moles
Equil: 2 HI (g) I 2 (g) + H 2 (g) Mol eq: 0,6+2x0,163 0,3–0,163 0,3–0,
n (HI) = 0,93 mol ; n (I 2 ) = 0,14 mol ; n (H 2 ) = 0,14 mol
6.-MODIFICACIONES DEL EQUILIBRIO.PRINCIPIO DE LECHATELIER (SELECTIVIDAD).-
Si un sistema se encuentra en equilibrio (Q = Kc) y se produce una perturbación:
2
C
x x
K
x
×
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- Cambio en la concentración de alguno de los reactivos o productos.
- Cambio en la presión (o volumen).
- Cambio en la temperatura.
el sistema deja de estar en equilibrio y trata de volver a él.
Principio de LeChatelier:
“Un cambio o perturbación en cualquiera de las variables que
determinan el estado de equilibrio químico produce un desplazamiento
del equilibrio en el sentido de contrarrestar o minimizar el efecto causado
por la perturbación”.
Cambio en la concentración de alguno de los reactivos o productos.
Si una vez establecido un equilibrio se varía la concentración algún reactivo o producto el equilibrio desaparece y se tiende hacia un nuevo equilibrio.
Las concentraciones iniciales de este nuevo equilibrio son las del equilibrio anterior con las variaciones que se hayan introducido.
Lógicamente la constante del nuevo equilibrio es la misma, por lo que si aumenta la concentración de algún reactivo , crecería el denominador en Q , y la manera de volver a igualarse a KC sería que disminuyera la concentración de reactivos (en cantidades estequiométricas) y, en consecuencia, que aumentasen las concentraciones de productos, con lo que el equilibrio se desplazaría hacia la derecha, es decir, se obtiene más producto que en condiciones iniciales.
De la manera, en caso de que disminuyera la concentración de algún reactivo: disminuiría el denominador en Q , y la manera de volver a igualarse a KC sería que aumentase la concentración de reactivos (en cantidades estequiométricas) y, en consecuencia, que disminuyesen las concentraciones de productos, con lo que el equilibrio se desplazaría hacia la izquierda, es
decir, se obtiene menos producto que en condiciones iniciales.
Análogamente, podría argumentarse que, si aumentase la concentración de algún producto, el equilibrio se desplazaría a la izquierda, mientras que si disminuyese, se desplazaría hacia la derecha.
Ejemplo:
En el equilibrio anterior: PCl 5 (g) PCl 3 (g) + Cl 2 (g) ya sabemos que, partiendo
de 2 moles de PCl 5 (g) en un volumen de 5 litros, el equilibrio se conseguía con 1,45 moles de PCl 5 , 0,55 moles de PCl 3 y 0,55 moles de Cl 2 ¿cuántos moles
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Nota.- El cambio de presión apenas afecta a sustancias líquidas (incluyendo disoluciones) o sólidas, por lo que si en una reacción no interviene ningún gas, estos cambios no afectarán al equilibrio.
Ejemplo :
Una mezcla gaseosa constituida inicialmente por 3,5 moles de hidrógeno y 2, de yodo, se calienta a 400ºC con lo que al alcanzar el equilibrio se obtienen 4.5 moles de HI, siendo el volumen del recipiente de reacción de 10 litros. Calcule: a) El valor de las constantes de equilibrio Kc y Kp; b) La concentración de los compuestos si el volumen se reduce a la mitad manteniendo constante la temperatura a 400ºC.
a) Equilibrio: H 2 (g) + I 2 (g) 2 HI (g) Moles inic.: 3,5 2,5 0
Moles eq. 3.5 –x 2.5-x 2x (2x=4.5) Moles equil: 1,25 0,25 4, conc. eq(mol/l) 0,125 0,025 0,
2 2 0 2 2
[ ] 0,
C [ ] [ ] 0,125 0,025 P C
HI M
K K K RT
H I M M
= = = = × =
× ×
b) En este caso, el volumen no influye en el equilibrio, pues al haber el mismo nº de moles de reactivos y productos, se eliminan todas las “ V ” en la expresión de KC.
Por tanto, las concentraciones de reactivos y productos, simplemente se duplican:
2 2
[H ] [I ] [HI]
mol mol mol
L L L
= = 0,250 M ; = = 0, 050 M ; = = 0,90 M
Se puede comprobar como:
2 2
2 2
[ ] (0,90 )
C [ ] [ ] 0,250 0,
HI M
K
H I M M
× ×
Cambio en la temperatura.
Se observa que, al aumentar T , el sistema se desplaza hacia donde se consuma calor, es decir, hacia la izquierda en las reacciones exotérmicas y hacia la derecha en las endotérmicas.
Si disminuye T el sistema se desplaza hacia donde se desprenda calor (derecha en las exotérmicas e izquierda en las endotérmicas).
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En caso de que exista variación de la temperatura la constante variará su valor necesariamente, ya que el equilibrio se desplaza en un determinado sentido, apareciendo más reactivo o más producto. Esto no ocurría cuando se producía variación de la concentración o de las presiones pues se mantenía la proporción de reactivos y productos.
Ejemplo: ¿Hacia dónde se desplazará el equilibrio al: a) disminuir la presión? b) aumentar la temperatura?
H 2 O(g) + C(s)↔ CO(g) + H 2 (g) (∆H > 0)
Hay que tener en cuenta que las concentraciones de los sólidos ya están incluidas en la KC por ser constantes.
2 2
[ ] [ ]
C [ ]
CO H
K
H O
×
a) Al bajar " p " el equilibrio se desplaza hacia la derecha (donde más moles de gases hay: 1 de CO + 1 de H 2 frente a 1 sólo de H 2 O)
b) Al subir " T " el equilibrio también se desplaza hacia la derecha (donde se consume calor por ser la reacción endotérmica).
Resumen de variaciones en el equilibrio.
- ∆[ reactivos ] > 0 →
- ∆[ reactivos ] < 0 ←
- ∆[ productos ] > 0 ←
- ∆[ productos ] < 0 →
- ∆ T > 0 (exotérmicas) ←
- ∆ T > 0 (endotérmicas) →
- ∆ T < 0 (exotérmicas) →
- ∆ T < 0 (endotérmicas) ←
- ∆p > 0 Hacia donde menos nº moles de gases
- ∆ p < 0 Hacia donde más nº moles de gases.
Importancia en procesos industriales.
El saber qué condiciones favorecen el desplazamiento de un equilibrio hacia la formación de un producto es de suma importancia en la industria, pues se conseguirá un mayor rendimiento, en dicho proceso.
Un ejemplo típico es la síntesis de Haber en la formación de amoniaco a partir de la reacción N 2 (g) + 3 H 2 (g) ↔ 2 NH 3 (g) , exotérmica. La formación de amoniaco está favorecida por altas presiones (menos moles gaseosos de productos que de reactivos) y por una baja temperatura. Por ello esta reacción se lleva a cabo a altísima presión y a una temperatura
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Luego p (NH 3 ) = 2 p (CO 2 ) ya que la presión parcial es directamente proporcional al nº de moles.
Kp = 2,3x10-4^ = p (NH 3 )^2 · p (CO 2 ) = 4 p (CO 2 )^3
Despejando se obtiene que: p (CO 2 ) = 0,039 atm con lo que: p (NH 3 ) = 0,078 atm.
4 3
P C (^) n
K
K
RT
×^ −
×
1,57 × 10^ -
8. PARTE II: EQUILIBRIOS DE SOLUBILIDAD
Cuando tratamos de disolver una sustancia sólida (por ejemplo, una sal) en un disolvente, las partículas del sólido pasan al líquido, y la cantidad de sólido disminuye. Puede llegar un momento en que la disolución quede saturada por el sólido estableciéndose un equilibrio entre la disolución saturada y el propio sólido.
El equilibrio de solubilidad se establece entre una sustancia sólida y esa sustancia disuelta en la disolución. Si la sustancia es iónica se disolverá en sus iones.
La SOLUBILIDAD(s) es la concentración que alcanza un sólido en una disolución saturada. Se expresa en g/L o en g/100mL. Ésta depende de la Tª.
PRODUCTO DE SOLUBILIDAD.
Es un ejemplo de equilibrio de heterogéneo.
Una de las aplicaciones más sencillas en un equilibrio químico es el hallar la
concentración de una sal poco soluble. Por ejemplo, si tomamos la disociación del
cloruro de plata en un medio acuoso, tenemos lo siguiente:
AgCl (^) (s) Ag+(aq) +Cl-(aq)
donde, al ser alcanzado el equilibrio, se llega que se ha disuelto sólo 1,67 x 10-
mol.Aunque esta cifra pueda parecer insignificante para uno, este valor puede ser de
gran
importancia dentro de un laboratorio. Por esta razón, es de interés encontrar las
solubilidades de distintas sales mediante expresiones cuantitativas.
El caso de una sustancia poco soluble como puede ser una sustancia iónica, se establece equilibrio entre el sólido y sus iones en disolución:
Ejemplo: PbI 2 (s) Pb2+^ (aq) +2 I-(aq)
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En los equilibrios heterogéneos solo contribuyen a la constante de equilibrio las sutancias en disolución cuya concentración varía a lo largo del proceso.
A la contante de equilibrio se le denomina producto de solubilidad, Kps, y que en el caso de la sal PbI 2 , adopta la forma;
Kps= [Pb2+][I-]^2 = 1,4 ∙10-
En la siguiente tabla se verán algunos de los valores más conocidos de Kps según su sal:
Si tenemos en cuenta Qps nos referiríamos a unas condiciones cualesquiera:
Si Qps< Kps no hay precipitado. La don está insaturada. Se puede disolver más sutancia SI Qps= Kps Hay equilibrio. La don está saturada. Se disuelve el sólido al igual que los iones precipitan. Si Qps> Kps La don esta sobresaturada. Precipita sustancia, hasta que disminuya la [] de iones. A pesar de que la solubilidad suele venir expresada en g, las concentraciones en el equilibrio se deben expresar en mol/l.
RELACIÓN ENTRE LA SOLUBILIDAD Y EL PRODUCTO DE SOLUBILIDAD.
Tratamos de determinar si cuanto mayor sea al valor de Ks de una sustancia, esta será más soluble.
La estequiometria del compuesto nos permite relacionar su solubilidad ( concentración de la disolución saturada en el medio, que aunque sea muy pequeña se encuentra totalmente disociada ) con la concentración de los iones que resultan del mismo.
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[Ag+]= 0,01/1,1=9.1∙10-3^ mol/l
[Cl-]= 0,1/1,1=9.1∙10-2^ mol/l
[Ag+][Cl-]= 8.3 ∙10-
Como 8,3 ∙10-4>1,7 ∙10-10, se producirá precipitado.
EFECTO ION COMÚN
Si en el disolvente donde vamos a disolver el sólido existen iones disueltos previamente, este alterará el equilibrio. Si existe algún ión común al procedente del sólido se producirá tal efecto.
Al aumentar la concentración de uno de los iones que forman el precipitado, la concentración del otro debe disminuir con el objetivo de que Ks permanezca constante a una determinada Tª. De gran utilidad en análisis químico, para reducir la solubilidad de muchos precipitados, o para precipitar un ión.
Supongamos que se estudia una disolución en las que están disueltas dos sustancias con un ion común AgCl y AgNO3. Si el AgNO3 se agrega a una disolución de AgCl. La adición del efecto del ion común Ag+^ hará que el producto iónico sea mayor que el producto de solubilidad.
Q= [Ag+][Cl-]>Ks
Para restablecer el equilibrio precipitará parte del AgCl, como predice el principio de Le Chatelier, hasta que el producto iónico se a igual a Ks. El efecto de agregar un ion común es entonces la disminución de la solubilidad de la sal AgCl. Se observa que ahora [Ag+]>[Cl-]
Ejemplo: ¿Cuál será la solubilidad del cloruro de plata si añadimos a una disolución saturada de ésta nitrato de plata hasta una concentración final 0,002 M?
AgCl (s) Ag+ (ac) + Cl − (ac)
KS = 1,7 x 10-10^ = [Ag+] x [Cl−] = s^2
Al añadir el AgNO 3 , la [Ag+] sube hasta 2 x10−^3 M, pues se puede despreciar la concentración que había antes.
En consecuencia, el equilibrio se desplaza a la izquierda y la [Cl−], es decir, la nueva solubilidad, debe disminuir.
= +^ = −^ = = × −^10 = × −^5
s [Ag ] [Cl ] KS 1,7 10 1,3 10 M
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Ejemplo : El equilibrio en disolución acuosa de bromuro de plata presenta una Ks=5,2 ∙10^ −−−−^13 ¿cuál será la nueva solubilidad si a medio litro de disolución saturada se AgBr se le añaden 0,2 ml de una disolución 0,001 M de bromuro de potasio?
Equilibrio: AgBr (s) Ag+ (ac) + Br− (ac)
Conc. eq. (mol/l): s s s
KS = 5,2 x 10−^13 = [Ag+] x [Br−] = s^2 ⇒s=[Ag+]=[Br-]=√Ks=√5,2∙10-13=7,2∙10-7M
n(Br−) 0 = 0,5 L ∙7,2x10−^7 mol/L = 3,6∙10−^7 mol n(Br−)añad = 0,0002 L ∙0,001 mol/L = 2∙10−^7 mol n(Br-)totales= 5,6 ∙10−^7 mol → c=5,6 ∙10−^7 mol/0,5002 l= 1,12x10−^6 mol/l
AgBr (s) Ag+ (ac) + Br− (ac)
Conc. eq. (mol/l): s´ s´ 1,12x10−^6
KS = 5,2 x 10−^13 = s´∙ 1,12x10−^6
s ’ = 4,64·10 −−−−^7 M
F Foorrmmaacciióónn ddee uunn ccoommpplleejjoo eessttaabbllee.. ccaammbbiiaarr ppoorr eeffeeccttoo ddeell ppHH
Un ion complejo es un ion formado por más de un átomo o grupo de átomos.
Ejemplos: [Al(OH) 4 ]−, [Zn(CN) 4 ]^2 −, [AlF 6 ]^3 −^ , [Ag(NH 3 ) 2 ]+.
De esta manera, se pueden disolver precipitados añadiendo, por ejemplo, cianuro de sodio a electrolitos insolubles de cinc como el Zn(OH)2, ya que al formarse el catión [Zn(CN) 4 ]^2 −, que es muy estable.
Así, disminuirá drásticamente la concentración de Zn2+, con lo que se disolverá más Zn(OH) 2.
Igualmente, pueden disolverse precipitados de AgCl añadiendo amoniaco.
− −
= = = × =^ −
×
×
10 8 3
[ ]
[ ] 2 1
S 8, 10
K
s Cl Ag
M
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Cálculo del grado de disociación.
- En un recipiente de 2,0 litros de capacidad se introduce inicialmente amoniaco a una temperatura de 20 ºC y a la presión de 14,7 atm. A continuación se calienta el recipiente hasta 300 ºC y se aumenta la presión hasta 50 atm alcanzándose el equilibrio. Determina el grado de disociación del amoniaco a dicha presión y temperatura y las concentraciones de las tres sustancias en el equilibrio. Sol. αααα = 0,739; [NH 3 ] = 0,160 M; [H 2 ] = 0,678 M; [N 2 ] = 0,
- Una muestra de 2 moles de HI se introduce en un recipiente de 5 litros. Cuando se calienta el sistema hasta una temperatura de 900 K, el HI se disocia según la reacción: 2 HI H 2 + I 2 , cuya constante es: KC = 3,810-2. Determina el grado de disociación del HI. Sol α=0,
- El tetróxido de dinitrógeno se disocia parcialmente en dióxido de nitrógeno. A 60 ºC y 1,0 atm la densidad de mezcla en equilibrio es de 2,24 g/L. Calcular: a) el grado de disociación del N 2 O 4 en dichas condiciones; b) el grado de disociación a la misma temperatura pero a 10,0 atm. Sol. α=0,5; α=0,
- A 200ºC y presión de 1 atmósfera, el PCl 5 se disocia en PCl 3 y Cl 2 en 49,5 %. Calcule. a) Kc y Kp; b) El grado disociación a la misma temperatura pero a 10 atmósferas de presión. c) Explique en función del principio de Le Chatelier si el resultado obtenido en b) le parece correcto. DATOS: Masas atómicas; P = 30,97; Cl = 35,5; R = 0,082 atmlK-1mol-1. Sol. Kc=8,4 10-3^ M; Kp=0.325 atm; α=0,
- La reacción: CO(g) + H 2 O(g) H 2 (g) + CO 2 (g), tiene una constante KC de 8,25 a 900 ºC. En un recipiente de 25 litros se mezclan 10 moles de CO y 5 moles de H 2 O a 900 ºC. Calcule en el equilibrio: a) Las concentraciones de todos los compuestos; b) La presión total de la mezcla. Datos: R=0, atmlmol–1K–1. Sol.[CO]=0,2184M;[H 2 O]=0,0184M;[H 2 ]=0,1816M;[CO 2 ]= 0, M; ptotal = 55,25 atm
Principio de Le Chatelier. Desplazamientos del equilibrio.
- a) Factores que influyen en la velocidad de una reacción. b) Factores que influyen en el equilibrio químico. Principio de Le Chatelier
- Dado el proceso en fase gaseosa A + B C, a) establece la relación entre las constantes de equilibrio KC y KP; b) si el proceso es endotérmico, ¿qué influencia ejerce sobre el mismo un aumento de temperatura?; c) si el proceso es exotérmico, ¿qué influencia ejerce sobre el mismo un aumento de presión? Sol. KP = KC (RT)–
- En la reacción: 2 H 2 S (g) + 3 O 2 (g) 2 H 2 O (g) + 2 SO 2 (g); ∆H = –1036 kJ, justifica cómo afectarán los siguientes cambios al desplazamiento del equilibrio: a) Aumentar el volumen del recipiente a temperatura constante. b) Extraer SO 2. c) Aumentar la temperatura manteniendo el volumen constante.
- Sabiendo que la reacción de disociación del tetróxido de dinitrógeno en dióxido de nitrógeno es exotérmica, explica razonadamente cómo afectará al equilibrio a) un aumento de la presión del recipiente; b) un aumento en la concentración de hidrógeno; c) una disminución de la temperatura.
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- La síntesis de amoniaco tiene lugar según la reacción: N 2 (g) + 3 H 2 (g) 2NH 3 (g) ∆H = -92,4 kJ/mol. Justifica cuales serán las condiciones más favorables de presión y temperatura para obtener el máximo rendimiento. En la industria (proceso Haber) se suele trabajar a unos 450 °C y hasta 1000 atmósferas, utilizando, además, catalizadores; ¿porqué se hace así?
- Para la siguiente reacción en equilibrio: 4 HCl (g) + O 2 (g) 2 H 2 O (g) + 2 Cl 2 (g); (∆H < 0) Justifica cuál es el efecto sobre la concentración del HCl en el equilibrio en los siguientes casos: a) aumentar [O 2 ]; b) disminuir [H 2 O]; c) aumentar el volumen; d) reducir la temperatura; e) añadir un gas inerte como He; f) introducir un catalizador.
- El amoniaco se obtiene industrialmente a partir de nitrógeno e hidrógeno, de acuerdo con la siguiente reacción: N 2 (g) + 3H 2 (g) 2NH 3 (g); Hº= –92 kJ a) Explique las razones por las que en esta síntesis se utilizan presiones elevadas y temperatura lo más baja posible. b) Razone la necesidad de utilizar catalizadores, ¿ejercen algún efecto sobre el equilibrio? c) Indique cual es la expresión de la constante Kp para dicha reacción. d) A la salida de los reactores, el amoniaco formado ha de separarse, del nitrógeno e hidrógeno no reaccionados. ¿Sería posible realizar dicha separación mediante un filtro?
- Dada la siguiente reacción: N 2 (g) + O 2 (g) 2 NO (g); ∆H = 90,4 kJ/mol, ∆G = 86,7kJ/mol. Justifica cuales de las siguientes afirmaciones son ciertas: a) La reacción es espontánea de izquierda a derecha. b) La reacción es exotérmica de derecha a izquierda y un aumento de temperatura desplaza el equilibrio a la derecha. c) El equilibrio se desplaza a la izquierda aumentando su presión.
- El dióxido de nitrógeno, de color pardo rojizo, reacciona consigo mismo (se dimeriza) para dar el tetraóxido de dinitrógeno, gas incoloro. Una mezcla en equilibrio a 0°C es casi incolora y a 100 ºC tiene un color pardo rojizo. a) Escriba el equilibrio químico correspondiente a la reacción de dimerización. b) ¿Es exotérmica o endotérmica la reacción de dimerización? c) ¿Qué ocurrirá si a 100 ºC se aumenta la presión del sistema? d) Escriba la expresión de la constante de equilibrio KP en función del grado de disociación y de la presión total.
EQUILIBRIOS DE PRECIPITACIÓN
- Escribe la expresión del producto de solubilidad de las siguientes sales: PbI 2 ; Ca 3 (PO 4 ) 2 ; Al(OH) 3 ; Ag 2 S.
- Calcula la solubilidad del cromato de plata, sabiendo que su Ks= 1.10-12^ a 25ºC. Sol. S=2.1 10-3^ g/l
- A 25 º , la Kps del PbI 2 es 9.8·10-9. Determina el valor de su solubilidad en agua pura y compáralo con el que tendrá en una disolución de yoduro de potasio con una concentración 0,5M de esa sustancia , también a 25ºC. Sol: 3,9·10-8M
- A 25ºC, 1l de agua disuelve 1,31 10-5, moles de cloruro de plata, calcula: a) El producto de solubilidad del cloruro a esa Tª. b) La solubilidad del cloruro en g/l en una disolución 10-2^ M de cloruro de sodio. Sol: a)1,72 10-10b)2,46 10-6^ g/l pág 169 libro
