Problemas de Química (1º Física):
Equilibrio Químico
Curso 2014‐15
Problemas de Equilibrio químico El problema problema marcado con un asterisco se realizará en la clase de problemas de problemas correspondiente.
1.
Cuando tiene lugar la reacción del diclorometano con oxígeno: CH2Cl2 (l) + O2(g) CO2(g) + 2 HCl(g) se desprenden 446,9 kJ. Sabiendo que los calores de formación del dióxido de carbono y del cloruro de hidrógeno son –393,5 son –393,5 y –92 kJ/mol respectivamente, calcular el calor de formación del diclorometano.
2.
Sabiendo que la variación de entalpía de la reacción CO(g) +H2O(g) CO2(g) + H2(g) es rHº
a)
b)
= −41,17 kJ Complete los huecos de la siguiente tabla Compuesto H2(g) C(graf C(grafito ito)) CO2(g) H2O(g) O2(g) CH4(g) CO(g) −1 −241,81 −74,5 −110,53 f Hº∙(kJmol ) −1 −1 Sº (Jmol K ) 130, 130,57 57 5,74 213,6 213,66 6 188, 188,71 71 205,03 205,03 187,38 187,38 197,56 ¿A qué temperatura es espontánea la siguiente reacción en condiciones estándar? CH4(g) +H2O(g) CO(g) + 3H2(g)
3.
Calcule la variación de entropía estándar de la reacción: CH4 (g) + 2 O2 (g) CO2 (g) + 2 H2O(g) −1 ¿Será espontánea esta reacción a 25°C? Datos: Entalpías de formación estándar en kJ∙mol : f H° (CH4) = −74,85; f H° (CO2) = −393,5; f H° [H2O (g)] = −241,8. Entropías absolutas estándar en −1 −1 J∙mol K : S°[CH4(g)] = 187,9; S°[O2(g)] = 205,1; S°[CO2(g)] = 213,6 y S°[H2O(g)] = 188,71. −1
4.
En la reacción: Ag2O (s) 2 Ag (s) + ½ O2 (g) (rH° = 7,31 kcal mol−1; rS° = 0,0158 kcal K −1 mol ) con la aproximación de que permanezcan independientes de la temperatura, predecir en qué sentido será espontánea la reacción: a) 25°C y 1 atm; b) a 300°C y 1 atm, c) ¿A qué temperatura se hallará la reacción en equilibrio?
5.
Determine el intervalo de temperatura para que sea espontánea la reacción: 2SO3 (g) 2 SO2(g) + O2(g) ¿Cuándo se producirá la reacción en sentido contrario? Datos: f H° [SO2 (g)] = −296,8 kJ/mol; f H° [SO3 (g)] = −395,6 kJ/mol; S° [SO2 (g)] = 248,1 J/(K∙mol); S° [SO3 (g)]= 256,6 J/(K∙mol); S° [O2 (g)] = 205,0 J/(K∙mol)
6.
El tetracloruro de titanio (l) se obtiene por reacción del rutilo (TiO2) (s) con Cl2 (g), desprendiéndose oxígeno. Determine: a) La temperatura a partir de la cual la obtención de TiCl4 (l) es espontánea. b) Demuestre que la transformación de TiO2 (s) en TiCl4 (l) es espontánea a 25ºC si la reacción anterior se acopla con la siguiente: 2CO(g) + O2(g) ↔ 2CO2(g) Datos: TiO2(s) TiCl4(g) Cl2(g) O2(g) CO(g) CO2(g) −1 0 0 Δ f H° (kJ∙mol ) −944,7 −804,2 −110,5 −393,5 −1 −1 S° (J.K ∙mol ) 50,3 252,3 223,0 205,1 197,6 213,6
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Equilibrio Químico
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7.
Un ciclista, realizando un entrenamiento diario de 4 horas, consume una energía de 31,8 −1 kJ∙min por encima de sus necesidades metabólicas ordinarias. Suponiendo que esta energía proviene de la combustión (reacción completa con oxígeno, a 298 K) de glucosa (C6H12O6) que ha ingerido: a) Escriba la reacción de combustión de la glucosa. b) Calcule su calor de combustión, a 298 K. c) ¿Qué cantidad de ésta deberá ingerir por día para compensar el esfuerzo del ese entrenamiento? d) Calcule la constante de equilibrio de reacción de formación de agua a 298 K. Datos (a 298 K) Sustancia Glucosa (s) (C6H12O6)(s) O2(g) H2(g) H2O(liq) CO2 (g) −1 Δ f Hº (kJ∙mol ) −1277 ‐ ‐ −285,80 −393,50 −1 −1 Sº (J∙mol K ) 205,05 130,72 69,91
8.
Se introducen 10,0 mol de H2O (g) en un horno a temperatura constante de 2300 K. Cuando se alcanza el equilibrio: H2O (g) H2 (g) + ½ O2 (g) la mezcla gaseosa contiene 0,205 mol de H2 (g) y la presión total es un bar. Calcule K p a 2300 K. A 298 K, la variación de entropía estándar de esta reacción es r Sº = 44,5 J/K mol. La variación de entalpía de formación estándar de H2O 1 (g), a 298 K es f Hº = 241,82 kJmol .Calcule con estos datos el valor de K p de la reacción a 298 K y a partir de este valor razone si el H2O (g) se disocia significativamente a esta temperatura.
9.
El gas fosgeno se descompone según la reacción: COCl2(g) → CO(g) + Cl2(g) 9 El valor de K p para esta reacción es 6,7 10 a 99,8 ºC y 4,44 10 2 a 395 ºC. Calcule: a) El valor de la entalpía de reacción estándar, rHº, suponiendo que sea constante con la temperatura. b) La composición de la mezcla en equilibrio a 395 ºC y a la presión total de 1 atmósfera. c) La temperatura a la que el COCl2 se disocia en un 15 % si la presión total se mantiene a 1,00 atm.
10. Se mezclan en un recipiente cerrado a 450ºC, hidrógeno y nitrógeno en las proporciones estequiométricas para la formación de amoniaco. Cuando se alcanza el equilibrio el porcentaje en volumen de cada gas en la mezcla es 20,96% de nitrógeno, 62,68% de hidrógeno y 16,36% de amoniaco y la presión total 80 atm. a) Calcule la presión parcial de cada uno de los compuestos. b) Determine las constantes de equilibrio, K p y K c, de la reacción a la temperatura indicada. ¿Cuál será el efecto sobre el equilibrio de una disminución de la presión hasta 40 atm? c) 7 11. A 420°C la constante K c para la reacción: 2 HgO (s) → 2 Hg (g) + O2 (g) es 1,07∙10 . En un recipiente de 1,0 litro se introduce HgO sólido en exceso y se calienta a 420°C. Calcular las concentraciones de Hg(g) y de O2(g) en el equilibrio. −
12. Cuando se calienta el trióxido de azufre a 610°C y 1 atm de presión la mezcla de gases que resulta tiene una densidad de 0,91g/L, siendo el equilibrio que tiene lugar: SO3(g) SO2 (g) + ½ O2(g). Calcular el porcentaje de disociación del SO3 y la constante de equilibrio K p a esa temperatura. Datos: Masas atómicas : O = 16; S = 32.
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Equilibrio Químico
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13. La constante K p a 1000°C para el equilibrio; FeO (s) + CO (g) Fe (s) + CO2 (g) es igual a 0,403. A través de óxido de hierro (II) calentado a 1000°C se hace pasar lentamente una mezcla gaseosa que contiene en volumen un 20% de CO y 80% de N2. Calcular: a) La composición de la mezcla gaseosa saliente b) El volumen de la mezcla en condiciones normales que se necesita para reducir 10,0 g de FeO. Datos: Masas atómicas: C = 11; O = 16; Fe = 55,8 14. Para la siguiente reacción Br2 (g) 2 Br (g) se ha encontrado que a 1400 K la constante de 3
4
equilibrio K p es 3,07∙10 y a 1600 K es 2,58∙10 . Calcular, suponiendo que las variables termodinámicas permanecen constantes en el intervalo de temperatura considerado: −2 4 a) La fracción de bromo que se ha disociado a 1600 K y la presión total de 10 N∙m b) El calor de reacción, r H°. 15. (*) Dado el equilibrio CO (g) + Cl2 (g) COCl2 (g), las concentraciones son [CO] = 2,00 M; [Cl2] = 2,00 M; [COCl2] = 20,0 M. Sabiendo que rHº =−27,08kcal, calcular la composición en el equilibrio: a) Cuando se añade 1 mol/L de Cl2 a T y V constantes. b) Cuando el volumen se hace el doble a T y P constantes. c) Se eleva T de 99,8 a 395ºC a presión constante. d) Se introducen en el medio de reacción 10 mol/L de N2 a T y V constantes. 16. Dado el equilibrio: COBr2 (g) CO(g) + Br2(g) la constante de reacción K c = 0,205 a 350K. En un recipiente de 3 L se introducen 3,75 moles de COBr2 y se calienta hasta alcanzar esa temperatura. Calcular: a) Las concentraciones en el equilibrio y el grado de disociación del COBr2. b) Las concentraciones del nuevo equilibrio si posteriormente a la misma temperatura i) se añaden 1,5 moles de CO a V constante. ii) El volumen se hace el doble a P constante.
17. El bisulfuro amónico se descompone según la reacción: NH4SH (s) =NH3 (g) + H2S (g). Se introduce NH4SH (s) en un recipiente cerrado y, a 25ºC, la presión total en el equilibrio es de 500 mm de Hg, mientras que a 20ºC esta misma presión es de 350 mm de Hg. Con estos datos: a) Calcule el valor de la constante de equilibrio de descomposición del NH4SH a 20ºC y 25ºC. b) Calcule la variación de entalpía estándar de reacción suponiendo que es constante con la temperatura. c) Calcule la variación de entropía estándar de la reacción a 20ºC. 18. A la temperatura de 1000K la reacción: C(s) + CO2 (g) 2CO (g) se encuentra en equilibrio. En esta situación la presión total vale 6,135 atm y el contenido de CO2 es un 30% del volumen total de los gases. Con estos datos, calcule: a) La constante de equilibrio K p; b) La constante de equilibrio K c; c) La composición de la mezcla gaseosa en equilibrio si, a la misma temperatura la presión del recipiente es 12 atm.
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19. La reacción: NH4HS (s)
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Curso 2014‐15 ‐4
NH3 (g) + H2S (g) tiene una constante de equilibrio Kc = 1,2×10 a
25ºC. a) Calcule las presiones parciales de los componentes gaseosos y la presión total, cuando una muestra de NH4HS sólido se encierra en un recipiente a 25ºC. b) Calcule la presión total y las presiones parciales de los componentes gaseosos, cuando de nuevo se restablezca el equilibrio a temperatura constante, en los siguientes casos: i) al reducir el volumen del recipiente a la tercera parte. ii) al añadirle NH3 (g) en una cantidad tal que en el equilibrio su presión sea el doble que la del H2S(g) 1 1 Dato: R = 0,082 atm L mol K ‐
∙
∙
‐
∙
20. Para la reacción: PCl5 (g) PCl3(g) + Cl2(g) la constante de equilibrio a 227°C, K c, vale −2
2,24×10 . En un recipiente de 10,0 L se introducen 4,00 moles de PCl5 y su temperatura se eleva a 227°C. Calcular: a) La concentración de las especies que intervienen en la reacción una vez establecido el equilibrio; b) Los moles de PCl5 que quedan sin reaccionar c) La presión parcial de cada gas d) Los moles de PCl5 que quedan sin reaccionar si se añade al recipiente 10,0 moles Cl2.
21. Se estudia la reacción en fase gaseosa: 2NO (g)+Cl2 (g) 2NOCl (g), observándose que a 1000K y 1767 mmHg la composición en el equilibrio corresponde a las siguientes fracciones molares: x ( SO2) = 0,31; . x ( O2) = 0,25; x ( SO3) = 0,44 a) Calcule K p y rG° a 1000K, suponiendo que los gases tienen comportamiento ideal. b) A partir de los datos de entropía que figuran a continuación y suponiendo que rH° y rS° no varían en el intervalo de temperatura estudiado, calcule el valor de K p a 298K. −1 −1 −1 −1 −1 −1 DATOS: S° (SO2) =248,5 J∙K mol ; S° (O2) =205,0 J∙K mol ; S° (SO3) =256,2 J∙K mol ; −1 −1 R = 8,314 J∙K mol
