INSTITUTO NACIONAL JOSÉ MIGUEL CARRERA DEPARTAMENTO DE QUÍMICA PROFESOR MARIO TORO HERNANDEZ
EQUILIBRIO QUIMICO. Antes de abordar cualquier estudio cualitativo sobre los equilibrios químicos, es fundamental conocer qué es un equilibrio químico y por qué se produce. Los equilibrios químicos son consecuencia de la reversibilidad de las reacciones: mientras los reactantes reaccionan dando lugar a los productos de la reacción, estos productos también reaccionan simultáneamente dando lugar a los reactantes. La reacción avanza mientras que la velocidad a la que se forman los productos es mayor a la velocidad inversa de formación de reactantes. Finalmente, se llega a un estado de la mezcla en donde parece que la reacción no avanza por cuanto la composición de la misma permanece constante. Este estado se denomina EQULIBRIO QUÍMICO El equilibrio químico es un estado de un sistema en el que no se observan cambios a medida que transcurre el tiempo. En la mayoría de las reacciones químicas los reactantes no se consumen totalmente para obtener los productos deseados, sino que por el contrario, llega un momento en que parece que la reacción se ha parado, hecho que es posible comprobar al analizar los productos formados y los reactantes consumidos, pues la concentración de ellos permanece constante. ¿Significa esto que realmente la reacción se ha parado? Evidentemente no, una reacción en equilibrio es un proceso dinámico en el que continuamente los reactantes se están convirtiendo en productos y llegado el momento, los productos se convierten en reactantes a la misma velocidad, por eso nos da la sensación que la reacción paralizado.
“ES DECIR, EL EQUILIBRIO SE CONSIGUE CUANDO EXISTEN DOS REACCIONES OPUESTAS QUE TIENEN LUGAR SIMULTÁNEAMENTE A LA MISMA VELOCIDAD”
Así pues, si tenemos una reacción: (1)
Vd aA
+
bB
cC
+
dD
Vi
Vd = velocidad de formación de los productos ( velocidad directa) Vi = velocidad de descomposición de los productos ( velocidad inversa) Cuando ambas velocidades se igualan se considera que el sistema está en equilibrio. IMPORTANTE Es muy importante diferenciar entre el equilibrio en términos de velocidad, en el que las velocidades directa e inversa son iguales, con el equilibrio en términos de concentraciones de las especies en el mismo, donde éstas pueden ser, y normalmente son, distintas.
De lo anterior se puede deducir que el sistema evolucionará cinéticamente en uno u otro sentido, con el fin de adaptarse a las condiciones energéticas más favorables. Cuando éstas se consiguen diremos que se ha alcanzado el equilibrio esto es, AG = 0. En un sistema en equilibrio se dice que el mismo se encuentra desplazado hacia la derecha si hay más sustancias C y D presentes en el mismo que A y B, y se encontrará desplazado hacia la izquierda cuando existan mayores cantidades de A y B. EJEMPLO Consideremos la reacción de obtención del anhídrido sulfúrico a partir de anhídrido sulfuroso y oxigeno a 1.000 °C según la reacción: 2 SO2 (g)
+
O2
2SO3 (g)
Inicialmente partimos de 0,4 moles de anhídrido sulfuroso y 0,2 moles de oxígeno en un recipiente de 1 litro de capacidad. Al cabo del tiempo se establece el equilibrio y se comprueba que se han formado 0,06 moles de anhídrido sulfúrico y quedan sin reaccionar 0,34 moles de anhídrido sulfuroso y 0,17 moles de oxígeno. Si no se cambian las condiciones de reacción, estas concentraciones permanecen inalterables, pues se ha conseguido alcanzar el estado de equilibrio, lo cual no quiere decir que esa reacción se haya parado, ya que el estado de equilibrio es un estado dinámico permanente.
(2)
A continuación variamos las concentraciones de partida y realizamos otra experiencia. Partimos ahora de 0,4 moles de SO3 en el mismo recipiente de 1 litro que hemos realizado el experimento anterior. Cuando se alcanza el equilibrio, en las mismas condiciones anteriores, a 1.000 °C, comprobamos que las concentraciones de las especies que intervienen la reacción han sido las mismas El hecho de que las concentraciones de reactantes y productos coincidan en ambos casos es casual y se debe a que se han tomado cantidades estequiométricas en los dos casos estudiados. Si las cantidades hubieran sido cualesquiera otras, lo único que permanecería constante sería la Keq que estudiaremos a continuación, siempre y cuando no se modifique la temperatura. Otra cuestión distinta es el tiempo necesario para alcanzar el equilibrio que puede ser mayor o menor que en el caso del ejemplo. CONSTANTE DE EQUILIBRIO En el ejemplo que acabamos de estudiar se comprueba que las concentraciones de las sustancias que intervienen en el proceso, cuando éste llega al equilibrio, son las mismas. Esto hace pensar que debe existir una relación entre ellas que permanezca constante siempre y cuando la temperatura no varíe. Fue así como Guldberbg y Waage en 1864 encontraron, de una forma absolutamente experimental, la ley que relacionaba las concentraciones de los reactantes y productos en el equilibrio con una magnitud a la que llamaron CONSTANTE DE EQUILIBRIO. Así pues, si tenemos un equilibrio de la forma
Vd aA
+
bB
cC
+
dD
Vi
La velocidad de la reacción hacia la derecha, será:
Vd = Kd [ A ]
a
[B ]
b
(3)
Mientras que la reacción inversa vale: Vi = Ki [ C ]
c
[D ]
d
En las expresiones anteriores, Kd y Ki son las constantes de velocidad específicas para ambas reacciones, derecha e izquierda, respectivamente. Como por definición ambas velocidades son iguales en el equilibrio Vd = Vi por tanto: Kd [ A ]
a
[B ]
b
= Ki [ C ]
c
Dejando las constantes en un solo miembro y las concentraciones molares en el otro miembro, nos queda: c d [ C ] [D ]
Kd
Como a la temperatura a la que
= a b [ A ] [B ]
Ki
se ha realizado el proceso, Kd y Ki
son constantes se puede
escribir que:
Kd = Kc Ki
Y por tanto:
[C ] Kc = [A]
c
a
[D ]
d
[B ]
b
Esta constante Kc es la que se denomina constante de equilibrio
(4)
LEY DE ACCIÓN DE MASAS se define de la siguiente manera: “ Es un proceso elemental, el producto de las concentraciones en el equilibrio de los productos elevadas a sus respectivos coeficientes estequiométricos, dividido por el producto de las concentraciones de los reactantes en el equilibrio elevadas a sus respectivos coeficientes estequiométricos, es una constante para cada temperatura llamada constante de equilibrio” La magnitud Kc mide el grado en que se produce una reacción, así: Cuando Kc > 1, indica que en el equilibrio la mayoría de los reactantes se convierten en productos. Cuando Kc tiende al infinito, indica que en el equilibrio prácticamente sólo existen productos. . Cuando Kc < 1, indica que cuando se establece el equilibrio, la mayoría de los reactantes quedan sin reaccionar, formándose sólo pequeñas cantidades de productos EJEMPLO: consideremos nuevamente el equilibrio del ejemplo que hemos estudiado antes:
+
2 SO2 (g) equilibrio:
0,34 M
O2
2 SO3 (g)
0,17 M
0,06 M
Al sustituir los valores numéricos sin unidades en la expresión del equilibrio nos queda:
[ SO3 ] Kc =
2
0,06
2 = 1,8 x 10
= [ SO2 ]
2
[O 2 ]
0,34
2
–1
x 0,17
Para la reacción estudiada a 1.000 °C la constante de equilibrio vale 0,18
(5)
PROBLEMA RESUELTO En el proceso de formación del amoníaco realizado a 500°C en un recipiente de 10 litros de capacidad se han encontrado en el equilibrio: la presencia de 6 moles de N2 , 4 moles de H2 y 1,12 moles de NH3 ¿ Cómo será el rendimiento de esa reacción a 500°C ? Respuesta: Ecuación :
N2 (g)
+
3 H2 (g)
2 NH3 (g)
6
4
1,12
10
10
10
Equilibrio :
[ N2 ] = 0,6
[ H2 ] = 0,4
[ NH3 ]
[ NH3 ] = 0,112
2
2 ( 0,112 )
Kc =
= [ N2 ] [ H2 ]
3
= 0,326 3 0,6 x ( O,4 )
Este valor indica que la reacción a 500°C está desplazada hacia la izquierda, por lo tanto su rendimiento será bajo.
EJERCICIOS I.- Para cada una de las reacciones siguientes escribe la constante de equilibrio y evalúa su rendimiento:
1.-
2 O3 (g)
3 O2 (g)
Kc = 2,54 x 10 12
T° = 2.000 °C
(6)
2.-
Cl2 (g)
Cl (g)
3.-
C O ( g ) + H2 O (g)
+ Cl (g)
Kc = 1,4 x 10
H2 (g) + CO2 (g)
–38
T° = 25°C
Kc = 5,1 T° = 800°C
II.- Un matraz de reacción contiene NH3, N2 e H2 en equilibrio a cierta temperatura. Las concentraciones en el equilibrio son [NH3] = 0,25M, [N2] = 0,11M, e [H2] = 1,91M. calcule la constante de equilibrio, Kc, para la síntesis del amoniaco si la reacción se presenta como: N2(g)
+
3H2(g)
2NH3 (g)
COCIENTE DE REACCION. La expresión de la ley de acción de masas para una reacción general que no haya conseguido alcanzar el equilibrio se escribe como: aA
+
bB
cC
+
dD
c d [ C ] [D ]
Q
= [A]
a
[B ] b
Donde Q es el llamado cociente de reacción y las concentraciones expresadas en él no tienen que ser, de hecho no son, las concentraciones en el equilibrio. Vemos que Q tiene la misma forma que Kc cuando el sistema alcanza el equilibrio.
Este concepto de cociente de reacción es de gran utilidad, pues puede compararse la magnitud Q con la Kc para una reacción en las condiciones de presión y temperatura a que tenga lugar, con el fin de prever si la reacción se producirá hacia la derecha o hacia la izquierda. Así por ejemplo, si en cualquier momento Q< Kc , como el sistema tiende por naturaleza al equilibrio, la reacción hacia la derecha se producirá en mayor grado que hacia la izquierda. Al contrario, cuando Q > Kc , la reacción que se producirá será la inversa, es decir, de derecha a izquierda, hasta alcanzar el equilibrio. (7)
En resumen: Si: Q < Kc
Predomina la reacción hacia la derecha hasta alcanzar el equilibrio.
Q = Kc
El sistema está en equilibrio.
Q > Kc
Predomina la reacción hacia la izquierda, hasta llegar al equilibrio
EJEMPLO: A alta temperatura la Kc para la descomposición del fluoruro de hidrógeno: 2 HF ( g )
H2 (g)
+
F2 (g) vale
Kc = 1 x 10
–16
Al cabo de cierto tiempo se encuentran las siguientes concentraciones: [H2 ] = 1 x 10
[ HF ] = 0,5
–3
[F2 ] = 4 x 10
–3
Indica si el sistema se encuentra en equilibrio, en caso contrario, ¿ qué debe ocurrir para que alcance el equilibrio? Respuesta: [ H2 ] [F2 ] Q=
( 1 x 10
–3
= [ HF ]
2
) ( 4 x 10
–3
) = 1,6 x 10
–5
2 ( 0,5 )
–13 Como la Kc = 1 x 10 , Q > Kc . El sistema por lo tanto no está en equilibrio y para que se alcance el mismo, es necesario de Q disminuya, lo que ocurrirá cuando el denominador aumente y el numerador disminuya. Esto implica que la reacción debe
transcurrir de derecha a izquierda, es decir, debe reaccionar el H2 con el F2 para formar más HF. PROBLEMA RESUELTO: Para la reacción A +B C + D, el valor de la Kc = 56 a una determinada temperatura. Si inicialmente se colocan 1 mol de A y 2 moles de B en un recipiente de 10 litros. ¿ Cuál será la concentración de todas las especies cuando se alcance el equilibrio ? (8)
RESPUESTA: Las concentraciones al inicio serán: [ A ] = 0,1 M
[ B ] = 0,2 M
[C]=0
[D]=0
Si aplicamos la ley de acción de masas al cociente de reacción tendremos: [C][D] Q =
0x 0 =
[A][B]
=
0
( 0,1 ) x ( 0,2 )
Por tanto como Q < Kc la reacción transcurrirá hacia la derecha: A
Equilibrio:
+
0,1 – X
B
0,2 – X
C
+
D
X
X
Siendo X los moles de la sustancia A que reaccionan con X moles de la sustancia B, ya que el equilibrio se produce por reacción de 1 mol de A con un mol de B, con lo que se producirán X moles de C y X moles de D.
Nos queda:
X 1 = 0,098
y
X 2 = 0,207
Despreciamos la X2, pues si partimos de una concentración 0,1 M de A, no puede reaccionar una concentración mayor. Así pues: [A] = ( 0,1 – 0,098) = 0,002 M [B] = ( 0,2 – 0,098) = 1,902 M [C] = 0,098 M [D] = 0,098 M
(9)
CARACTERÍSTICAS DEL EQUILIBRIO QUIMICO De lo anteriormente estudiado se puede deducir: El estado de equilibrio se caracteriza porque sus propiedades macroscópicas ( concentración de soluto, presión de vapor, masa de sólido sin disolver, etc.) no varían con el tiempo. El estado de equilibrio no intercambia materia con el entorno. Por ejemplo si la descomposición del carbonato cálcico: CaCO3 (s)
CaO (s)
+
CO2 (g)
No se realizara en un recipiente cerrado nunca se alcanzaría el equilibrio pues el dióxido de carbono gaseoso se escaparía. El equilibrio es un estado dinámico en el que se producen continuos cambios en ambos sentidos a la misma velocidad, y por eso no varían sus propiedades macroscópicas. La temperatura es la variable fundamental que controla el equilibrio. Por ejemplo a 450 °C la constante de equilibrio para la formación del HI es 57, sea cual fuere la concentración de las especies reaccionantes, y a 425 °C vale 54,5. La K c corresponde al equilibrio expresado de una forma determinada, de manera que si se varía el sentido del mismo, o su ajuste estequiométrico, cambia también el valor de la nueva constante, aunque el valor de ésta esté relacionado con la anterior. PROBLEMA RESUELTO Conocido el valor de Kc para el equilibrio: 3 H2 (g)
+
N2 (g)
2 NH3
Calcula para la misma temperatura: a)
Kc para: 3/2 H2 (g)
b)
Kc para: 2 NH3
+ 1/2 N2 (g) N2
NH3 +
3 H2
RESPUESTA: La Kc para el equilibrio vale: [NH3 ] Kc = [H2 ]
3
2
[N2 ]
Para hallar la relación con la constante Kc del primer equilibrio pedido ponemos su valor: (10)
[NH3 ] K c (a) = [H2 ]
3/2
[N2 ]
si nos fijamos en la K c y
1/2
en la K c (a) llegamos a la conclusión que:
Por lo tanto para el primer equilibrio pedido hacemos la raíz cuadrada del equilibrio conocido y tendremos su K c (a). Para el segundo caso procedimos de la misma forma que antes: 3 [N2 ] [H2]
K c (b) =
que coincide con 1/ K c 2 [NH3 ]
Por lo tanto: K c (b) = 1/ K c
OTRAS MANERAS DE EXPRESAR LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO Existen otras formas para expresar la constante de equilibrio. Hasta ahora hemos usado la expresión de K c como expresión que relaciona las concentraciones de las sustancias que participan en el equilibrio. Pero también se puede expresar, en aquellas reacciones cuyos componentes son gaseosos, en función de la presión parcial de las sustancias gaseosas que intervienen en el equilibrio. A esta nueva constante la denominaremos K p Si en la reacción: aA
+
bB
cC
+
dD
Las sustancias participantes son gases y obtenemos:
(11)
c P C
d P D
Kp = a b P A P B
RELACION ENTRE Kc y Kp
Kc y Kp están relacionadas mediante la siguiente expresión matemática:
Kc está en función de la temperatura porque depende la de la presión parcial y ésta se relaciona claramente con la temperatura.
FACTORES QUE MODIFICAN EL EQUILIBRIO PRINCIPIO DE LE CHATELIER Existen diversos factores capaces de modificar el estado de equilibrio en un proceso químico como son la temperatura, la presión y el efecto de las concentraciones. Esto significa que si en una reacción química en equilibrio se modifican la presión, la temperatura, o la concentración de algunas de las especies reaccionantes, la reacción evolucionará en uno u otro sentido hasta alcanzar un nuevo estado. La influencia de los tres factores señalados anteriormente se puede predecir de manera cualitativa por el principio de Le Chatelier, que dice lo siguiente: “ Si en un sistema en equilibrio se modifica alguno de los factores que influyen en el mismo (temperatura, presión o concentración); el sistema evoluciona de forma que se desplaza en el sentido que tienda a contrarrestar dicha variación.” EFECTO DE LA TEMPERATURA: Es la única variable que además de influir en el equilibrio, modifica el valor de su constante . Si una vez alcanzado el equilibrio se aumenta la temperatura, el sistema, siguiendo el principio de Le Chatelier, se opone a ese aumento de energía calorífica desplazándose en el sentido que absorba calor, es decir, en el que la reacción sea endotérmica.
(12)
EFECTO DE LA PRESION: La variación de presión en un equilibrio químico influye solamente cuando en el mismo intervienen especies en estado gaseoso y hay variación en el número de moles, ya que si ∆n = 0, no influye la variación de presión. Si aumenta P el sistema se desplazará hacia donde exista menor número de moles para así contrarrestar el efecto de disminución de V, y viceversa.
EFECTO DE LAS CONCENTRACIONES
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, sí se modifica. PRESENCIA DE CATALIZADORES : los catalizadores no modifican la constante de equilibrio, únicamente favorecen que se alcance el equilibrio con mayor o menor rapidez, pero no afectan a las concentraciones de las sustancias presentes en el mismo. ¡Para saber más! A comienzo de la primera guerra mundial los alemanes estudiando nuevos compuestos para la fabricación de explosivos lograron sintetizar el amoníaco. Esta compuesto reemplazó a los nitratos que se importaban de las salitreras chilenas, lo que trajo como consecuencia el colapso de las salitreras. La reacción en fase gaseosa entre el hidrógeno y el nitrógeno para la obtención de amoníaco es una reacción en equilibrio y usando un catalizador que acelere la velocidad de reacción, a altas presiones y bajas temperaturas, el equilibrio se desplaza hacia la obtención de amoníaco con un excelente rendimiento. El amoníaco es la materia prima para la fabricación de explosivos, plásticos y otros. El químico responsable de este descubrimiento fue Fritz Haber EJERCICIOS 1.- Escribir la expresión de la constante de equilibrio referida a concentraciones y presiones parciales para las siguientes reacciones: a) N2O4 (g) b) (NH4)2 CO3 (s)
2 NO2 (g) 2NH3 (g) + CO2 (g) + H2O (l)
(13)
c) 2HI (g)
I2(g)
+ H2(g)
d) 2 CO2(g)
2 CO (g)
e) 3 Fe (s)
+
4 H2 O (g)
f) Ba CO3 (s)
BaO (s)
g) Sn (s) h) CO (g)
+
+
2 Cl2 (g)
+
3 H2 (g)
O2 (g)
Fe3O4 (s)
+
+
H2 (g)
CO2 (g) SnCl4 (g) CH4 (g)
+
H2O (l)
2.- A 400°C una mezcla gaseosa de hidrógeno, yodo y yoduro de hidrógeno en equilibrio contiene 0,0031 moles de yodo y 0,0239 moles de HI por litro. Calcular la constante de equilibrio. La reacción química es:
H2 (g)
+
I2 (g)
2 H I (g)
3.- Escribir la ecuación de un sistema en equilibrio cuya constante Kc se expresa de la siguiente forma: 2 [H] [S2]
a)
Kc= 2 [H 2S]
[Br2] [Cl2] b)
Kc= 2 [ Br Cl] 2 [CH4] [H2S]
c)
Kc= 4 [CS2] [H2]
(14)
4.- El fósgeno (COCl2) es un gas muy tóxico ( se usó como arma química durante la primera guerra mundial), irrita y daña los pulmones, produciendo muchas veces la muerte. Se obtiene según la siguiente reacción: CO (g)
+
Cl2 (g)
COCl2 (g)
Determina la constante de equilibrio si a 300°C las concentraciones en equilibrio son 4 moles de CO Cl2 ; 0,4 moles de Cl2 y 1,2 moles de CO, contenidos en un balón de un litro. 5.- El anhídrido sulfúrico ( SO3) reacciona con el monóxido de nitrógeno según la ecuación: SO3 (g)
+ NO (g)
NO2 (g) + SO2 (g). –7 y las concentraciones en el equilibrio La constante de equilibrio a 25°C vale 7 x 10 son 0,2 M de SO3 ; 0,3 M de NO y 0,06 M de NO2 . ¿Cuál es la concentración de SO2 ?
6.- A 35°C las presiones parciales de los siguientes gases son: –2 –2 N2 = 5 x10 atm H2 = 7 x10 atm NH3 = 1,4 atm Calcula la constante Kp para el siguiente equilibrio N2 (g)
+ 3H2 (g)
2 NH3 (g)
7.- En un balón de un litro de capacidad se introducen hidrógeno (H2) y anhídrido carbónico (C02) gaseosos. Una vez alcanzado el equilibrio se encuentra que hay 0,8 moles de hidrógeno; 0,1 moles de anhídrido carbónico y 0,09 moles de monóxido de carbono y agua. Calcular la constante de equilibrio para la siguiente reacción: H2 (g)
+
CO2 (g)
H2 O (g)
+
CO (g)
8.- Un recipiente de 306 c.c. de capacidad contiene a 35°C, una mezcla gaseosa en equilibrio de 0,384 gramos de NO2 y 1,653 gramos de N2O4. Calcular Kc para la reacción: N2O4
2 NO2
9.-La constante de equilibrio para la reacción: H2 (g) + CO2 (g)
H2 O (g)
+
CO (g)
(15)
10.- La constante de equilibrio Kc a 800°C, vale 0,016 para la reacción: 2 HI (g)
H2 (g)
+
I2 (g)
¿Cuál será la concentración de HI a dicha temperatura, si las concentraciones de hidrógeno y yodo son 0,10 mol/l en el equilibrio? 11.- En una experiencia realizada a 490 ºC, para el estudio de la reacción:
H2(g)
+
I2(g)
2HI(g)
Se encontró que, una vez alcanzado el equilibrio, las concentraciones de hidrógeno, iodo y yoduro de hidrógeno eran respectivamente 0,000862; 0,00263 y 0,0102 moles/litro. Calcúlese el valor de la constante de equilibrio a la temperatura mencionada. Autoevaluación Para la siguiente lista de ejercicios indica cual es la alternativa correcta. Cada ejercicio tiene una sola alternativa correcta
1.- Para los siguientes equilibrios, la expresión de la constante: [ IO3
–
2 ]
[H
K=
+ 12 ]
corresponde a: 6 [ I2 ] [H2 O ]
+ +12 H + – b) 2 IO3 +2 H
a) 2 IO3
–
c) I2 + 6 H2 O + d) I2 + 12 H – + e) IO3 + H
I2 + 6 H2 O I2 + 6 H2 O – + 2 IO3 +12 H – IO3 + H2 O I2 + 6 H2 O
2.- Para el equilibrio A + B C; la constante que mejor favorece la producción de C es: –8 –2 –12 a) 1,2 x 10 b) 8.7 x 10 c) 5,3 x 10 –11 –6 d) 0,5 x 10 e) 3,4 x 10 (16)
3.- La expresión [NH3 ]
4
[O2 ]
3
K=
corresponde al equilibrio [H2 O]
6
[N2 ]
2
a) H2 O + N2
NH3 + O2
b) 4 NH3 + 3 O2
6H2 O + 2N2
c) 6H2 O + 2N2
4 NH3 + O2
d) 4 NH3 + 6H2 O e) Ninguna de las anteriores
3 O2 + 2N2
4.- Cuando una reacción es reversible: I.- La velocidad directa es igual a la velocidad inversa en el equilibrio II.- Los reactantes tienden a regenerarse III.- La composición de la reacción es constante SON CORRECTAS: a) Sólo I b) Sólo II c) I y II d) II y III e) I, II y III 5.- En el equilibrio A + B C + D ; se parte con 1 mol por litro de A y 1 mol por litro de B. En el equilibrio se forma 0,5 M de C y 0,5 M de D. La constante del equilibrio vale: –2 a) 5 x 10 b) 0,5 c) 0,25 d) 1,0 e) 2,5 6.- En aquellos procesos en que se establece un estado de equilibrio como por ejemplo, en esta obtención de acetato de etilo: CH3 –COOH + CH3 –CH2 OH
CH3 COOCH2 CH3 + H2 O
Existe una “constante de equilibrio” Kc. Esta constante corresponde a: a) El tiempo que demora en completarse la reacción b) El tiempo que demora en obtenerse un mol de los productos c) El producto de las concentraciones finales dividido por el producto de las concentraciones iniciales d) El tiempo que demora en reaccionar un mol de las especies iniciales e) Ninguna de las anteriores
(17)
7.- En una solución de ácido fluorhídrico en la que existe este equilibrio: + – HF H + F Se ha determinado que las concentraciones existentes son: [ H+] = 0,025
[HF] = 0,975
[F – ] = 0,025
La constante de equilibrio se encontrará a través de una de estas expresiones: a) K = 0.975 / 0,025 x 0,025 b) K = 0,025 + 0,025 / 0,975 c) K = 0,025 x 0,025 / 0,975 d) K = 0,975 ( 0,025 + 0,025) e)K = 0,975 / 0,025 + 0,025 8.- En determinadas condiciones al establecerse un estado de equilibrio entre las especies anotadas, las concentraciones en moles/ lt son las indicadas bajo cada una: CO2(g) 0,5
+
H2 (g) 1
El valor de la constante de equilibrio es: a) 2 b) 1,5 d) 0,75 e) 0,5
CO(g) 1
+ H2 O(g)
1
c) 1,33
9.- Para la reacción en equilibrio
¿Cuál de los siguientes cambios no alterará su equilibrio? A) adición de N2 B) adición de H2 C) aumento de presión D) disminución de la presión E) adición de un catalizador 10.- En la siguiente reacción: 2 CO + O2 se podría incrementar si: I. Se aumenta la concentración de CO y O2 II. Se agrega un catalizador III. Se aumenta la presión en los reactantes Es (son) correcta(s): A) Sólo I B) Sólo II C) Sólo III D) I y II E) I y III
2 CO2 la formación de productos
(18)
11. ¿Cómo se pueden aumentar los productos en la siguiente reacción? CH3OH + O2 CO2 + H2O A) Utilizando un catalizador negativo B) Disminuyendo la concentración de O2 C) Disminuyendo la concentración de CH3OH D) Extrayendo CO2 E) Disminuyendo la presión en los reactantes 12.- El (los) factor(es) que modifica(n) la constante de equilibrio es(son): I. Presión II. Temperatura III. Concentración IV. Catalizadores Es (son) correcta(s): A) Sólo I B) Sólo II C) Sólo III D) I, II y IV E) I, II y III 13.- El (los factores) que NO modifica(n) la constante de equilibrio es(son): I. Presión II. Concentración III. Catalizadores Es (son) correcta(s): A) Sólo I B) Sólo II C) Sólo III D) I y III E) II y III 14.- En aquellos procesos en que se establece un estado de equilibrio como por ejemplo, en esta obtención de acetato de etilo: CH3 –COOH + CH3 –CH2 OH CH3 COOCH2 CH3 + H2 O Existe una “constante de equilibrio” Kc. Esta constante corresponde a: A) El tiempo que demora en completarse la reacción B) El tiempo que demora en obtenerse un mol de los productos C) El producto de las concentraciones finales dividido por el producto de las concentraciones iniciales D) El tiempo que demora en reaccionar un mol de las especies iniciales E) Ninguna de las anteriores
(19)
15.- Si la constante de equilibrio de una reacción es:
[CO2] 2 [H2O] 2 Kc =
entonces dicha reacción se puede expresar como: A) 2 CO2 + 2 H2O
C2H4 + 3 O2
B) C2H4 + 3 O2
2 CO2 + 2 H2O
C) 2 H2O + C2H4
[C2H4] [O2]3
3 O2 + 2 CO2
D) 2 CO2 + C2H4
2 H2O + 3 O2
E) 2 H2O +3 O2
2 CO2 + C2H4
16.- Para la reacción en equilibrio N 2O 4 (g) 2NO 2 (g) La expresión correcta de la constante de equilibrio (Kc) es: 2 A) K = [N O2] x [N2O4]
[ N 2O 4] B)
K=
[ N O2 ] [NO2] 2 C)
K=
[ N 2O 4] D)
2 x [NO2] K=
[ N 2O 4] [ N 2O 4] E)
K=
2 x
[NO 2]
EJERCICIOS DE LE CHATELIER CON EXPLICACIÓN 1.- El tricloruro de fósforo reacciona con cloro para dar pentacloruro de fósforo según la siguiente reacción: PCl3 (g) + Cl2 (g) PCl5 (g) ∆Ho = – 88 kJ mol–1. Una vez alcanzado el equilibrio químico, explica cómo se modificará el mismo si: (20)
a) Se aumenta la temperatura. b) Se disminuye la presión total. c) Se añade gas cloro. d) Se introduce un catalizador adecuado. SOLUCIÓN: a) Por el principio de Le Chatelier al elevar la temperatura el equilibrio evoluciona en el sentido en el que se produce absorción de calor, es decir, en el sentido endotérmico de la reacción. Por tratarse de una reacción exotérmica, un aumento de la temperatura tempe provoca un desplazamiento del equilibrio hacia la izquierda. b) Una disminución de la presión ,por el principio de Le Chatelier , el equilibrio se desplazará hacia donde hay mayor número de moles gaseosos , para oponerse a este cambio . En este caso o hacia la izquierda. c) La introducción del reactivo Cl2 aumenta su concentración, por el principio de Le Chatelier el equilibrio tenderá a oponerse a este cambio desplazándose hacia la derecha. d) La introducción de un catalizador no provoca desplazamiento desplazamiento alguno en el equilibrio de la reacción . El catalizador aumenta la velocidad de la reacción , disminuyendo la energía de activación 2.- A partir de la reacción
que transcurre a 350 ºC y una vez establecido el equilibrio: a) ¿Cómo influye una disminución del volumen del reactor en el equilibrio? b) Si el proceso es endotérmico, ¿cómo afectará al equilibrio un descenso de la temperatura? c) Si usamos un catalizador de Fe2O3 ,¿cómo afectará éste al equilibrio o SOLUCIÓN: a) El sistema se desplaza hacia los productos. b) El sistema evoluciona hacia los reactivos. c) No afecta al equilibrio la presencia de catalizadores. (21)
