Química 2º de Bachillerato TEMA 4 Equilibrio Químico

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(1)Química TEMA 4. 2º de Bachillerato Equilibrio Químico. 1. La reacción de descomposición del pentaóxido de dinitrógeno es de primer orden con respecto de dicho compuesto N2O5 (g) → 2 NO2 (g) + ½ O2 (g) Si en un recipiente de 5 l introducimos 0’84 moles de la sustancia, la velocidad de descomposición inicial es de 3’23·10−3 mol·l−1·min−1. a) Calcular la constante de velocidad b) Averiguar el tiempo que tardará en quedar la mitad de la masa inicial c) Obtener la velocidad de descomposición cuando haya reaccionado el 90% de la cantidad inicial Solución:. 0’0192 min−1. 3’23·10−4 mol·l−1·min−1. 36 min. 2. Se ha comprobado que la reacción A + B → PRODUCTOS es de primer orden tanto respecto de A como de B. Cuando la concentración de A es de 0’2 mol·l─1 y la de B es de 0’8 mol·l─1 la velocidad de la reacción es de 5’6·10─3 mol·l─1·s−1. Calcule: 1. El valor de la constante de velocidad de la reacción 2. La velocidad de la reacción cuando las concentraciones de A y B son de 0’3 mol·l−1 (SELECTIVO 2004) Solución:. 0’035 mol─1·l·s−1. 3’15 · 10─3 mol·l─1·s−1. 3. Sabiendo que Ke = 4’4 para el equilibrio químico CO2 (g) + H2 (g) H2O (g) + CO (g) A una temperatura de 2000ºC, calcular el número de moles de CO que habrá en un recipiente que, al alcanzar el equilibrio indicado, contiene 2 moles de H2, 3 moles de CO2 y 4 moles de H2O. Solución:. 6’6 moles de CO. 4. La constante KP del equilibrio químico representado por la ecuación 1/2 A + 3/2 B 4M (donde todas las sustancias son gases) tiene un valor de 0’053 a la temperatura de 450ºC y una presión de 2000 mmHg. 1. Calcular las constantes KC y KX. 2. Si aumentamos la temperatura hasta 700ºC y la presión hasta 5 atm, ¿cuál será entonces el valor de dichas constantes? DATO: ∆Hº = −18 KJ Solución:. a) KC = 1’51·10−5 b) KC = 3’85·10−6. KX = 7’65·10−3 KX = 9’80·10−4. 5. A 727 ºC una mezcla de N2 y H2 se encuentra en equilibrio con el NH3 formado por síntesis, cuando las concentraciones son: [NH3] = 0’102 M, [N2] = 1’03 M y [H2] = 1’62 M. Averiguar el valor de las constantes KC y KP. Solución:. 2’38·10−3. 3’54·10−7. 6. El equilibrio químico 2 NO (g) + O2 (g) 2 NO2 (g) tiene una K = 6’45·105 a una temperatura de 500ºK. Suponer que en un recipiente de 1 litro introducimos 2 moles de NO, 1 mol de O2 y 2 moles de NO2 y los calentamos hasta esa temperatura, ¿cuál será la concentración de cada especie cuando se alcance el equilibrio? Solución:. [NO2] = 3’9894 M. [O2] = 0’0053 M. [NO] = 0’0106 M.

(2) 7. Si en un matraz cerrado y sin aire de 2 litros de capacidad se calienta cierta cantidad de bicarbonato sódico a 110ºC se alcanza el equilibrio cuando la presión total es de 1’25 atm. Calcular el valor de la constante de equilibrio y el peso de bicarbonato que se descompone en el proceso. Solución:. 0’39. 6’72 g. 8. Cuando el óxido de mercurio (II) (s) se calienta en un recipiente cerrado, en el que previamente se ha hecho el vacío, se disocia en vapor de mercurio y oxígeno hasta alcanzar una presión total de 141 mmHg a 380ºC. Calcular las presiones parciales de cada componente gaseoso en el equilibrio y el valor de KP. Solución:. 0’124 atm. 0’062 atm. KP = 0’0309. 9. A 200ºC y 1’25 atm el PCl5 está disociado en un 48’5 % en PCl3 y Cl2. Calcular la presión parcial de cada gas en el equilibrio y el valor de KP. Solución:. 0’433 atm. 0’409 atm. 0’409 atm. KP = 0’386. 10. A 250ºC una cierta cantidad de PCl5 se encuentra disociada en un 80 %. Si se incrementa la presión sobre la mezcla de gases hasta que el volumen disminuya a la mitad del inicial ¿Cuál será el grado de disociación cuando se alcance de nuevo el equilibrio? Solución:. 68’6 %. 11. El fosgeno (COCl2) se descompone, a temperaturas elevadas, en CO y Cl2. Si se inyectan 0’631 g de fosgeno en un recipiente de 472 cc y se calientan a una temperatura de 1000ºK, cuando se alcanza el equilibrio se observa que la presión total en el interior del recipiente es de 2’175 atm. Calcular el valor de KP y KC a esa temperatura Solución:. 0’33. 27’06. 12. Dado el equilibrio NH4HS (s) NH3 (g) + H2S (g) 1. establecer la expresión de la ley de acción de masas 2. Se ha encontrado que el equilibrio se alcanza cuando la presión de NH3 es de 33’1 N/m2. ¿Cuál será la presión del H2S si se añade al sistema NH3 hasta que su presión sea de 59’9 N/m2? (SELECTIVO) Solución:. 18’3 N/m2. 13. En el proceso Deacon el cloro se obtiene según el siguiente equilibrio 4 HCl (g) + O2 (g) 2 Cl2 (g) + 2 H2O (g) Se introducen 3’285 g de HCl (g) y 3’616 g de O2 en un recipiente cerrado de 10 l en el que previamente se ha hecho el vacío. Se calienta la mezcla a 390 ºC y cuando se ha alcanzado el equilibrio se observa la formación de 2’655 g de Cl2 (g). 1. Calcule el valor de KC 2. Calcule la presión parcial de cada componente en la mezcla de equilibrio y, a partir de estas presiones parciales , calcule el valor de KP (SELECTIVO 2004) Solución:. 5774. 107’7.

(3) 14. La formamida (HCONH2) es un compuesto orgánico de gran importancia en la obtención de fármacos y fertilizantes agrícolas. A altas temperaturas, la formamida se disocia en amoníaco y monóxido de carbono de acuerdo con el siguiente equilibrio NH3 (g) + CO (g) KC (400ºK) = 4’84 HCONH2 (g) En un recipiente de almacenamiento industrial de 200 l (en el que previamente se ha hecho el vacío) mantenido a la temperatura de 400ºK se añade formamida hasta que la presión inicial en su interior es de 1’45 atm. Calcule: 1. Las cantidades de formamida, amoníaco y monóxido de carbono que contiene el recipiente una vez alcanzado el equilibrio 2. El grado de disociación de la formamida en estas condiciones 3. Deduzca razonadamente si el grado de disociación de la formamida aumentaría o disminuiría si a la mezcla del apartado anterior se le añade NH3 (SELECTIVO 2008) Solución: 15. Razonar cómo afectará un aumento de temperatura y un aumento de presión a los siguientes equilibrios químicos: N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) ∆H0 = −22 Kcal CaCO3 (s) CO2 (g) + CaO (s) ∆H0 = 43 Kcal 2 NO (g) ∆H0 = 42 Kcal N2 (g) + O2 (g) 16. Razone el efecto que tendrán sobre el siguiente equilibrio cada uno de los cambios indicados 4 HCl (g) + O2 (g) 2 Cl2 (g) + 2 H2O (g) ∆Hº = −115 KJ 1. Aumentar la temperatura 2. Aumentar la presión total reduciendo el volumen 3. Añadir O2 (g) 4. Eliminar parcialmente HCl (g) 5. Añadir un catalizador (SELECTIVO 2005) 17. Para el siguiente equilibrio químico dado por SnO2 (s) + 2 H2 (g) Sn (s) + 2 H2O (g) −7 La constante de equilibrio KP vale 2’54·10 a 400 ºK y su valor es de 8’67·10−5 cuando la temperatura asciende a 500ºK. Conteste razonadamente si, para conseguir mayor producción de estaño, serán favorables las siguientes condiciones: 1. aumentar la temperatura de trabajo 2. aumentar el volumen del reactor 3. aumentar la cantidad de hidrógeno del sistema 4. añadir un catalizador al equilibrio (SELECTIVO 2008) 18. El producto de solubilidad del Pb3(PO4)2 es de 1’02·10-32. Calcular la solubilidad del compuesto Solución:. 0’127 mg/l. 19. A 20ºC la solubilidad, en agua pura, del arseniato de plata es de 0’85 mg/l. Calcular: 1. El producto de solubilidad del compuesto 2. Las concentraciones de los iones arseniato y plata presentes en una disolución saturada de dicha sal Solución:. 3’1·10−22. 1’84·10−6 M. 5’52·10−6 M.

(4) 20. Se introducen 1’985 g de sulfuro de aluminio en 5 litros de agua pura. Sabiendo que el producto de solubilidad de dicha sal es 7’7·10−12 , averiguar 1. Si se disolverá totalmente toda la masa de esa sal en el agua o no 2. En caso negativo calcular los gramos de sólido precipitado 3. Las concentraciones de S−2 y Al+3 en la disolución Solución:. No. 0’22 g. 7’05·10−3 M. 4’70·10−3 M.

(5) PROBLEMA 1 v = K [N 2O5 ]. La ley de la velocidad de primer orden será La concentración inicial del reactivo es. [N 2O5 ]in =. nin 0'84 = = 0'168 mol ⋅ l −1 V (l ) 5. a) Cálculo de la constante de velocidad Sustituimos los datos iniciales en la ley de velocidad vin = K [N 2O5 ]in → 3'23 ⋅10 −3 = K ⋅ 0'168 →. K = 0'0192 min −1. b) El tiempo de vida media Para las reacciones primer orden el tiempo de vida media es el tiempo que transcurre hasta que se reduce a la mitad la masa inicial de reactivos y su relación con la constante de velocidad es ln 2 ln 2 t1 = = = 36 min 2 k 0'0192. c) Velocidad cuando haya reaccionado el 90% En ese caso la concentración de reactivo que quedará es el 10% de la inicial [N 2O5 ] = 10% de [N 2O5 ]in = 10 ⋅ 0'168 = 0'0168 mol ⋅ l −1 100 La velocidad se obtiene a partir de la ley de velocidad v = K [N 2O5 ] = 0'0192 ⋅ 0'0168 = 3'23 ⋅10 −4 mol ⋅ l −1 ⋅ min −1. PROBLEMA 2 La ley de velocidad en este caso es. v = K [ A][B ]. a) Cálculo de la constante Sustituimos los valores de las concentraciones y de la velocidad 5'6 ⋅10 −3 = K ⋅ 0'2 ⋅ 0'8 → K = 0'035 mol −1 ⋅ l ⋅ s −1 b) Cálculo de la velocidad de reacción. v = K [ A][B ] = 0'035 ⋅ 0'3 ⋅ 0'3 = 3'15 ⋅10 −3 mol ⋅ l −1 ⋅ s −1. PROBLEMA 3 CO2 (g) + H2 (g) Equil. 3 moles. 2 moles. La ley de acción de masas para la reacción es. H2O (g) + CO (g) 4 moles. K=. x moles. PH 2 O ⋅ PCO PCO2 ⋅ PH 2.

(6) Las presiones parciales de los gases presentes en el equilibrio son.   PH 2O   PCO    PCO  2   PH 2 . n H 2O R T. 4 RT V V nCO R T x R T = = V V nCO2 R T 3 R T = = V V nH 2 R T 2 R T = = V V =. =. 4 RT 4'4 = V 3 RT V. x RT V 2 RT ⋅ V ⋅. →. 4'4 =. 4⋅ x 3⋅ 2. x = 6'6 moles. Despejando el valor de la incógnita resulta. PROBLEMA 4 La relación entre las constantes es.  K P = K C (R T )∆n  ∆n K P = K X P 1 3 ∆n = 4 −  +  = 4 − 2 = 2 2 2. El valor del incremento del número de moles es a) Constantes a 450ºC y 2000 mmHg. La temperatura en la escala absoluta es T = 450 + 273 = 723º K 2000 La presión en atmósferas es P = = 2'63 atm 760 KC =. KP 0'053 = = 1'51 ⋅10 −5 ∆n 2 (R T ) (0'082 ⋅ 723). KX =. K P 0'053 = = 7'65 ⋅10 −3 P ∆n 2'632. b) Constantes a 700ºC y 5 atm En primer lugar calculamos el valor de la constante de equilibrio a esta temperatura por la ecuación de Van’t Hoff, donde los subíndices 1 se referirán a las condiciones del apartado anterior y los subíndices 2 se referirán a las nuevas condiciones de P y T La temperatura la ponemos en la escala absoluta T2 = 700 + 273 = 973º K La constante de los gases se debe poner en unidades del sistema internacional R = 8'31 J / mol ⋅º K. ln. K 2 ∆H 0  1 1   −  = K1 R  T1 T2 . K 2 = 0'053 e. →. − 18000  1 1    − 8'31  723 973 . ln. K2 − 18000  1 1  = −   0'053 8'31  723 973 . = 0'053 e − 0'7698 = 0'0245.

(7) Y finalmente las constantes buscadas (teniendo en cuenta que al ser gases K2 = KP2) son KC 2 =. KP2 0'0245 = = 3'85 ⋅10 −6 ∆n 2 (R T ) (0'082 ⋅ 973). KX2 =. K P 2 0'0245 = = 9'8 ⋅10 −4 ∆n 2 P 5. PROBLEMA 5 La ecuación química correspondiente a la síntesis del amoniaco es. N2 (g) + 3 H2 (g). ∆n = (2) − (1 + 3) = −2. 2 NH3 (g). a) En primer lugar calculamos KC 2 NH 3 ] [ KC = [N 2 ][H 2 ]3. =. 0'102 2 = 2'38 ⋅10 −3 3 1'03 ⋅1'62. b) Conocida KC se puede obtener a continuación KP. K P = K C (RT ) = 2'38 ⋅10 −3 [0'082 ⋅ (273 + 727 )] = 3'54 ⋅10 −7 ∆n. −2. PROBLEMA 6 2 NO (g) + O2 (g) Inicial Equilibrio. 2 2 – 2x. 1 1–x. ∆n = (2) − (2 + 1) = −1. 2 NO2 (g) 2 2 + 2x. Como el volumen del recipiente es un dato conocido (V = 1 litro) podemos realizar los cálculos con concentraciones, pero antes debemos obtener el valor de KC (sabiendo que K = Kp = 6’45·105) KC =. KP 6'45 ⋅105 = = 2'645 ⋅107 ∆n −1 (R T ) (0'082 ⋅ 500). Las concentraciones de las sustancias en el equilibrio son [NO ] = 2 − 2 x  1  1− x [NO2 ]2 [O 2 ] = →  KC = 2 1 [ NO ] [O2 ]  [NO 2 ] = 2 + 2 x  1 . Eliminando los denominadores iguales a 1 queda.  2 + 2x     1  2'645 ⋅107 = 2  2 − 2x   1 − x       1   1  2. →. 2'645 ⋅10. 7. 2 ( 2 + 2x) = (2 − 2 x )2 (1 − x ).

(8) Sacamos factor común el número 2 en el numerador y el denominador obteniendo la ecuación 2'645 ⋅10. 7. 2 ( 1 + x) = (1 − x )2 (1 − x ). y finalmente. 2'645 ⋅10. 7. 2 ( 1 + x) = (1 − x )3. Esta última ecuación es de tercer grado y se puede resolver: a) Recurriendo a un ordenador y utilizando un programa adecuado como DERIVE El resultado que se obtiene es que solamente existe una raíz real, que es (con cinco cifras significativas) x = 0'99468 b) Recurriendo a un método aproximado Si no se dispone de ordenador se puede razonar de la manera siguiente. Como KC es muy grande, casi todos los reactivos se habrán convertido en productos y por tanto x será prácticamente igual a1 (x ≈1) y entonces 1 + x = 2. Sustituyendo en la ecuación tenemos 22 2'645 ⋅10 ≈ (1 − x )3 7. →. (1 − x ) = 3. 22 2'645 ⋅107. →. x = 0'99467. Como se observa los valores de x obtenidos por un método u otro son casi iguales. Las concentraciones de las sustancias en el equilibrio serán las siguientes (tomando solo cuatro cifras significativas y x = 0'9947 ). [NO] = 2 − 2 x = 2 − 2 ⋅ 0'9947 = 0'0106 M. 1 1 1 − x 1 − 0'9947 [O2 ] = = = 0'0053 M 1 1 [NO2 ] = 2 + 2 x = 2 + 2 ⋅ 0'9947 = 3'9894 M 1 1. PROBLEMA 7 Al calentarlo el bicarbonato sódico se descompone según la ecuación química siguiente. 2 NaHCO3 (s) Inicial Equilibrio. n n – 2x. Na2CO3 (s) + CO2 (g) + H2O (g) ─ x. ─ x. ─ x. a) Cálculo de la constante de equilibrio La constante de equilibrio será K = K P = PCO2 ⋅ PH 2O Averiguamos primero las fracciones molares de los gases y después por la ley de Raoult obtenemos las presiones parciales buscadas.

(9) χ CO = 2. χH O = 2. nCO2 nCO2 + nH 2O n H 2O nCO2 + nH 2O. x 1 = x+x 2 x 1 = = x+ x 2. =.      . →. 1  ⋅1'25 = 0'625 atm  2  1 = χ H 2O ⋅ PT = ⋅1'25 = 0'625 atm  2 . PCO2 = χ CO2 ⋅ PT = PH 2O. La constante de equilibrio es K = K P = PCO2 ⋅ PH 2O = 0'625 ⋅ 0'625 = 0'39 b) Masa de bicarbonato que se ha descompuesto En el recipiente solo están los gases CO2 y vapor de H2O. Por tanto el número de moles total es nT = nCO2 + nH 2O y por la ecuación de los gases ideales. P V = nT R T. →. nT =. PV 1'25 ⋅ 2 = = 0'08 moles R T 0'082 ⋅ (110 + 273). Por tanto 0'08 = nCO2 + nH 2O o bien 0'08 = x + x → Como de bicarbonato se han descompuesto 2x moles, en total será. x = 0'04 moles. Moles de NaHCO3 descompuesto = 2 x = 2 ⋅ 0'04 = 0'08 moles Gramos de NaHCO3 descompuesto = moles ⋅ Pm = 0'08 ⋅ (22'99 + 1'008 + 12'01 + 3 ⋅16) Gramos de NaHCO3 descompuesto = 6'72 g. PROBLEMA 8 La ecuación de disociación mencionada es la siguiente. HgO (s) Inicial Equilibrio. Hg (g) + ─ x. n n–x. 1 O2 (g) 2. ─ ½x. Las fracciones molares de los gases cuando se alcanza el equilibrio son. χ Hg =. χO = 2. nHg nHg + nO2 nO2 nHg + nO2. x 1 2 = = 1 3 3 x+ x 2 2 1 1 x 1 = 2 = 2 = 1 3 3 x+ x 2 2 =. a) Cálculo de las presiones parciales Para este fin utilizamos la ley de Raoult 2  141  PHg = χ Hg PT =   = 0'124 atm 3  760 .

(10) 1  141  PO2 = χ O2 PT =   = 0'062 atm 3  760  b) Cálculo de la constante KP La Kp se obtiene a partir de la ley de acción de masas 1. K P = PHg ⋅ PO22 = (0'124) ⋅ (0'062)2 = 0'0309 1. PROBLEMA 9 La ecuación de disociación del pentacloruro de fósforo es la siguiente PCl5 (g). Inicial Equilibrio. PCl3 (g) + Cl2 (g). ─ nα. n n–nα. ─ nα. El grado de disociación es α (%) = 48’5 % → α = 0’485 Por otra parte el número de moles total existente en el equilibrio es nT = nPCl5 + nPCl3 + nCl2 = (n − n α ) + n α + n α = n (1 + α ) Y las fracciones molares. χ PCl =. nPCl5. χ PCl =. nPCl3. 5. 3. χ Cl = 2. nT. nT. nCl2 nT. =. =. n − nα n (1 − α ) (1 − α ) 1 − 0'485 = = = = 0'346 n (1 + α ) n (1 + α ) (1 + α ) 1 + 0'485. =. α nα 0'485 = = = 0'327 n (1 + α ) (1 + α ) 1 + 0'485. α nα 0'485 = = = 0'327 n (1 + α ) (1 + α ) 1 + 0'485. a) Cálculo de las presiones parciales Utilizamos la ley de Raoult. P = χ ⋅ PT. PPCl 5 = χ PCl 5 PT = 0 '346 ⋅ 1' 25 = 0'433 atm PPCl3 = χ PCl3 PT = 0'327 ⋅1'25 = 0'409 atm PCl2 = χ Cl2 PT = 0'327 ⋅1'25 = 0'409 atm b) La constante de equilibrio. KP =. PPCl 3 ⋅ PCl 2 PPCl 5. =. 0 '409 ⋅ 0 '409 = 0'386 0 '433.

(11) PROBLEMA 10 Como ya vimos en el problema anterior, la ecuación de disociación del pentacloruro de fósforo es la siguiente PCl5 (g). Inicial Equilibrio A Equilibrio B. ∆n = (1 + 1) − 1 = 1. PCl3 (g) + Cl2 (g). ─ nα nβ. n n–nα n–nβ. ─ nα nβ. Sabemos que α = 0’8 y se debe calcular el valor de β. Para esto nos fijamos en los cálculos del problema anterior y vemos que. χ PCl = 5. (1 − α ) = 1 − 0'8 = 0'111 (1 + α ) 1 + 0'8. α. , χ PCl3 =. (1 + α ). =. 0'8 α 0'8 = 0'444 y χ Cl2 = = = 0'444 (1 + α ) 1 + 0'8 1 + 0'8. La constante de equilibrio en función de las fracciones molares para el equilibrio inicial A será. χ PCl ⋅ χ Cl 0'444 ⋅ 0'444 = = 1'778 χ PCl 0'111. K XA =. 3. 2. 5. Por otra parte la relación entre las constantes del equilibrio A y el equilibrio B, que se alcanza después de aumentar la presión, se puede deducir de la forma siguiente. K P = K XA PTA∆n   Como KP no varía, se pueden igualar las dos expresiones K P = K XB PTB∆n . K XA PTA∆n = K XB PTB∆n. Como sabemos también que al disminuir el volumen a la mitad es porque la presión se ha aumentado al doble → PTB = 2 PTA 1'778 ⋅ PTA 1'778 1 1 1'778 ⋅ (PTA ) = K XB (2 PTA ) → = = 0'889 K XB = 2 PTA 2 Las fracciones molares en el equilibrio B serán las siguientes (Las mismas que en el equilibrio A pero con el nuevo grado de disociación β ). χ PCl = 5. 1− β 1+ β. χ PCl = 3. β. χ Cl =. 1+ β. 2. β 1+ β. La constante del equilibrio B, en función de las fracciones molares. K XB =. χ PCl ⋅ χ Cl χ PCl 3. 2. 5.  β   β  ⋅ 1 + β   1 + β  =  1− β     1+ β .   . →. 0'889 =. β2 (1 + β )(1 − β ). Esta es una ecuación de 2º grado cuya resolución nos dará el valor del grado de disociación en el equilibrio B. El valor que se obtiene es. β = 0'686. o bien en tantos por ciento. β (% ) = 68'6 %.

(12) PROBLEMA 11 El fosgeno se descompone según la ecuación química siguiente COCl2 (g). Inicial Equilibrio. CO (g) + Cl2 (g). ─ x. 0’00638 0’0638 - x. El número de moles inicial de COCl2 es. ni =. ∆n = (1 + 1) − 1 = 1. ─ x g 0'631 = = 0'00638 moles Pm (12 + 16 + 2 ⋅ 35'45). El número de moles totales cuando se alcanza el equilibrio es nT = nCOCl2 + nCO + nCl2 = (0'00638 − x ) + x + x = 0'00638 + x Por otra parte la ley de los gases ideales nos establece una relación entre la presión total PT y el número de moles total nt P V 2'175 ⋅ 0'472 PT V = nT R T → nT = T = = 0'01252 moles RT 0'082 ⋅1000 Por lo tanto tenemos que. 0'01252 = 0'00638 + x. y de aquí obtenemos. Los moles en el equilibrio de todas las sustancias es  nCOCl2 = 0 '00638 − x = 0 '00638 − 0 '00614 = 0 '00024 moles   nCO = x = 0 '00614 moles  n = x = 0 '00614 moles  Cl2 a) Cálculo de la constante KC Las concentraciones de las sustancias presentes en el equilibrio son n [COCl2 ] = COCl2 = 0'00024 = 0'00051 M V 0'472 [CO] = nCO = 0'00614 = 0'013 M V 0'472 n [Cl2 ] = Cl2 = 0'00614 = 0'013 M V 0'472 La constante buscada está en función de estas concentraciones y es KC =. [CO][Cl2 ] = 0'0132 = 0'33 mol ⋅l −1 [COCl2 ] 0'00051. b) Cálculo de la constante KP A partir de la relación con la constante KC obtenemos que. K P = K C (R T ) = 0'33 ⋅ (0'082 ⋅1000) = 27'06 ∆n. 1. x = 0'00614 moles.

(13) PROBLEMA 12 La ecuación química correspondiente al equilibrio es NH4HS (s). NH3 (g) + H2S (g). a) Expresión de la ley de acción de masas Como el reactivo es un sólido no se incluye en la ley de acción de masas, donde solo figurarán las presiones parciales de los productos, que son gases. K = PNH3 PH 2S b) Presión del H2S Como una cierta cantidad cualquiera de NH4HS da iguales cantidades (en moles) de NH3 y H2S, sus presiones parciales también serán iguales y por lo tanto K = PNH3 PH 2S = (33'1) ⋅ (33'1) = 1095'61 Al añadir NH3 hasta que su presión parcial sea de 59’9 N/m2 y como la constante de equilibrio no puede variar, se puede establecer la igualdad siguiente 1095'61 = 59'9 ⋅ PH 2S. →. PH 2S = 18'29 N / m 2. PROBLEMA 13 El número de moles iniciales son ni (HCl ) =. g 3'285 = = 0'090 moles Pm 1'008 + 35'45 g 3'616 ni (O2 ) = = = 0'113 moles Pm 2 ⋅16 La ecuación química del proceso Deacon es. 4 HCl (g) + O2 (g) Inicial Equilibrio. 0’09 0’09 – 4 x. 2 Cl2 (g) + 2 H2O (g). 0’113 0’113 − x. ─ 2x. ─ 2x. El número de moles de Cl2 cuando se ha alcanzado el equilibrio es nCl2 = Y de ahí se obtiene el valor de x, ya que. nCl2 = 2 x. →. 0'037 = 2 ⋅ x. g 2'655 = = 0'038 moles Pm 2 ⋅ 35'45. →. x = 0'019 moles.

(14) a) Cálculo de KC Las concentraciones en el equilibrio de las sustancias que intervienen en la reacción son 0'09 − 4 ⋅ x 0'09 − 4 ⋅ 0'019 = 0'0014 M = V 10 10 n [O2 ] = O2 = 0'113 − x = 0'113 − 0'019 = 0'0094 M V 10 10 n [Cl2 ] = Cl2 = 2 ⋅ x = 2 ⋅ 0'019 = 0'0038 M V 10 10 n [H 2O ] = H2O = 2 ⋅ x = 2 ⋅ 0'019 = 0'0038 M V 10 10. [HCl ] = nHCl. =. La constante en función de las concentraciones será finalmente 2 2 [ Cl2 ] [H 2O ] KC = [HCl ]4 [O2 ]. =. 0'00382 ⋅ 0'00382 = 5774 mol −1 ⋅ l 0'0014 4 ⋅ 0'0094. b) Cálculo de la constante KP El número de moles totales en el equilibrio es de nT = (0'09 − 4 x ) + (0'113 − x ) + 2 x + 2 x = 0'203 − x = 0'203 − 0'019 = 0'184 moles La presión total en el equilibrio vendrá dada por la ley de los gases ideales. PT V = nT R T. PT =. →. nT R T 0'184 ⋅ 0'082 ⋅ (390 + 273) = = 1 atm V 10. La presión parcial de cada componente será según la ley de Raoult PHCl = χ HCl PT = PO2 = χ O2 PT = PCl2 = χ Cl2 PT = PH 2O. nHCl 0'09 − 4 x 0'09 − 4 ⋅ 0'019 PT = PT = ⋅1 = 0'076 atm nT 0'184 0'184. nO2. PT =. nT nCl2. 0'113 − x 0'113 − 0'019 PT = ⋅1 = 0'511 atm 0'184 0'184. PT =. 2x 2 ⋅ 0'019 PT = ⋅1 = 0'207 atm 0'184 0'184. nT nH O 2x 2 ⋅ 0'019 = χ H 2O PT = 2 PT = PT = ⋅1 = 0'207 atm nT 0'184 0'184. La constante de equilibrio en función de las presiones parciales será finalmente KP =. PCl22 PH22O 4 PHCl PO2. =. 0'207 2 ⋅ 0'207 2 = 107'7 0'076 4 ⋅ 0'511.

(15) PROBLEMA 14 El número de moles inicial de formamida se calcula por la ley de los gases ideales Pi V = ni R T →. ni =. Pi V 1'45 ⋅ 200 = = 8'841 moles R T 0'082 ⋅ 400. La ecuación química de disociación de la formamida es. HCONH2 (g) Inicial Equilibrio. NH3 (g) + CO (g). 8’841 8’841 − 8’841 α. ─ 8’841 α. ─ 8’841 α. (α es el grado de disociación) a) Cálculo del grado de disociación La constante KC según la ley de acción de masas será 2  nNH 3   nCO   8'841α   8'841α   8'841α       [NH 3 ][CO ] =  V   V  =  V   V  =  V  = 8'841α 2 KC = [HCONH 2 ]  nHCONH2   8'841 − 8'841α   8'841(1 − α )  V (1 − α )      V  V V      . Sustituimos los datos conocidos de KC y V para obtener una ecuación de segundo grado que nos permitirá conocer el grado de disociación α. 4'84 =. 8'841α 2 200 (1 − α ). las soluciones son. α = 0'314  α = −0'458. Tomamos como solución válida la primera de ellas y por lo tanto. α = 0'314. o bien. α (% ) = 31'4 %. b) Las cantidades de las sustancias en el equilibrio nHCONH 2 = 8'841 − 8'841α = 8'841 − 8'841 ⋅ 0'314 = 6'065 moles nNH 3 = 8'841α = 8'841 ⋅ 0'314 = 2'776 moles nCO = 8'841α = 8'841 ⋅ 0'314 = 2'776 moles c) Si añadimos NH3 a la mezcla en equilibrio, según el principio de Le Chatelier evolucionará disminuyendo la cantidad de amoniaco añadido y esto lo hará desplazándose a la izquierda para dar más reactivo. Por tanto el grado de disociación disminuirá.

(16) PROBLEMA 15 N2 (g) + 3 H2 (g). 2 NH3 (g). ∆H0 = −22 Kcal. Aumento de temperatura: como es una reacción exotérmica el aumentar la temperatura la desplaza a la izquierda y por tanto aumentará la cantidad de reactivos N2 y H2 Aumento de presión: el valor del incremento del número de moles es ∆n = 2 − (1 + 3) = −2 de manera que un aumento de la presión hace que el equilibrio se desplace a la derecha para disminuir el número de moles presentes en el equilibrio y por tanto también la presión. Se aumentará la cantidad de producto NH3. CaCO3 (s). CO2 (g) + CaO (s). ∆H0 = 43 Kcal. Aumento de temperatura: Es una reacción endotérmica y un aumento de la temperatura significa un aumento en el valor de la constante de equilibrio y por tanto la reacción se desplaza a la derecha dando más productos CO2 y CaO Aumento de presión: el incremento del número de moles es ∆n = 1 − 0 = 1 (solo se cuentan los gases). Un aumento de la presión desplaza la reacción hacia la izquierda pues así disminuye el número de moles de gas presentes en la mezcla y también la presión. Se formaría más reactivo CaCO3. N2 (g) + O2 (g). 2 NO (g). ∆H0 = 42 Kcal. Aumento de temperatura: Es una reacción endotérmica como la anterior y de igual manera un aumento de la temperatura desplazaría el equilibrio a la derecha. Se formará más producto NO Aumento de presión: en este caso el valor de ∆n = 2 − (1 + 1) = 0 y un aumento de presión no afectaría al equilibrio. PROBLEMA 16 4 HCl (g) + O2 (g). 2 Cl2 (g) + 2 H2O (g). ∆H 0 = − 115 KJ  ∆n = (2 + 2) − (4 + 1) = −1. a) Aumentar la temperatura Como la reacción es exotérmica un aumento de la temperatura reduce el valor de la constante de equilibrio y la reacción se desplaza a la izquierda. Se formarán más reactivos HCl y O2 b) Aumentar la presión total reduciendo el volumen Como el valor de ∆n = −1 , el equilibrio se desplazará a la derecha pues así disminuye el número de moles y también la presión total. Se formarán más productos Cl2 y H2O c) Añadir O2 El O2 es un reactivo y por tanto se desplazará hacia la derecha para tratar de eliminar la cantidad añadida, según el principio de Le Chatelier. Se formarán más productos Cl2 y H2O d) Eliminar parcialmente HCl El equilibrio para tratar de paliar esa disminución de reactivo se desplazará hacia la izquierda e) Añadir un catalizador La presencia de un catalizador no afecta al equilibrio.

(17) PROBLEMA 17 SnO2 (s) + 2 H2 (g). ∆n = 2 − (2) = 0. Sn (s) + 2 H2O (g). (Solamente se tienen en cuenta las sustancias gaseosas). Aumentar la temperatura de trabajo: El aumento de 400ºK a 500ºK supone un aumento de la constante de equilibrio lo cual nos indica que la reacción se desplaza a la derecha y se forman mas productos. Por tanto es favorable Aumentar el volumen del reactor: Aumentar el volumen significa una disminución de la presión total. Pero como ∆n = 0 esto no afectará al equilibrio. Será indiferente Aumentar la cantidad de hidrógeno: Al aumentar la cantidad de un reactivo la reacción se desplaza a la derecha y formará mayor cantidad de Sn. Será favorable Añadir un catalizador: La adición de catalizadores no afecta alas cantidades de las sustancias en equilibrio solamente se alcanzará éste más rápido. Será indiferente. PROBLEMA 18 El equilibrio de precipitación del compuesto es el siguiente. 2 PO43− (aq) + 3 Pb2+ (aq). Pb3(PO4)2 (s). [. K PS = PO43+. Y el producto de solubilidad es. ] [Pb ] 2. 2+ 3. [. ]. [. ].  PO43+ = 2 s    Pb 2+ = 3 s . Las concentraciones en función de la solubilidad son. Si sustituimos los datos en el producto de solubilidad tenemos que 1'02 ⋅10. −32. = (2 s ) (3 s ) 2. 3. →. 1'02 ⋅10 −32 s= = 1'567 ⋅10 −7 M 2 3 2 ⋅3 5. Para expresar la solubilidad en gramos/litro se ha de multiplicar por el peso molecular del compuesto s (g / l ) = s (M ) ⋅ Pm = 1'567 ⋅10 −7 ⋅ (3 ⋅ 207'19 + 2 ⋅ 30'97 + 8 ⋅16 ) = 1'27 ⋅10 −4 g / l = 0'127 mg / l. PROBLEMA 19 La ecuación química que representa el equilibrio de solubilidad de esta sal es AsO4Ag3 (s). La solubilidad en g/l es. AsO43− (aq) + 3 Ag+ (aq). s (g / l ) = 0'85 mg / l = 8'5 ⋅10 −4 g / l. Pero hay que pasarla a moles/litro s (M ) =. s (g / l ) 8'5 ⋅10−4 = = 1'84 ⋅10−6 M (74'92 + 4 ⋅16 + 3 ⋅107'87 ) Pm.

(18) [. ].  AsO43− = s = 1'84 ⋅10 −6 M    Ag + = 3 s = 3 ⋅1'84 ⋅10 −6 = 5'52 ⋅10 −6 M . Las concentraciones de los iones serán. [. ]. Y finalmente el producto de solubilidad. [. ][. K PS = AsO43− Ag +. ] = (1'84 ⋅10 )⋅ (5'52 ⋅10 ) 3. −6 3. −6. = 3'1⋅10−22. PROBLEMA 20 El equilibrio de la sal disuelta y su precipitado viene dado por la siguiente ecuación química. 3 S2− (aq) + 2 Al3+ (aq). S3Al2 (s). [ ] [Al ]. K PS = S 2−. El producto de solubilidad es. 3. 3+ 2. [ ].  S 2− = 3 s    Al 3+ = 2 s . Las concentraciones de los iones son. [. ]. Sustituyendo los datos en el producto de solubilidad tenemos que 7'7 ⋅10 −12 = (3 s ) (2 s ) 3. 2. s=5. →. 7'7 ⋅10 −12 = 2'35 ⋅10 −3 M 3 2 3 ⋅2. a) ¿Se disolverá toda la masa de sal? Para esto calculamos la solubilidad en gramos/litro. s (g / l ) = s ⋅ Pm = 2'35 ⋅10 −3 ⋅ (3 ⋅ 32'06 + 2 ⋅ 26'98) = 0'353 g / l Así pues en cinco litros de agua se disolverá una masa de m = s ⋅ V (l ) = 0'353 ⋅ 5 = 1'765 g Como esa cantidad (1’765 g) es menor que la que introducimos (1’985 g) quiere decir que NO se disuelve toda la sal b) Masa de sólido precipitado Será la diferencia entre la que introducimos inicialmente y la que se ha disuelto. m precipitado = 1'985 − 1'765 = 0'22 g c) Las concentraciones de los iones. [S ] = 3 s = 3 ⋅ (2'35 ⋅10 ) = 7'05 ⋅10 2−. −3. −3. [Al ] = 2 s = 2 ⋅ (2'35 ⋅10 ) = 4'7 ⋅10 3+. −3. −3. M M.

(19)

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