EQUILIBRIO QUÍMICO 1.- NATURALEZA DEL EQUILIBRIO

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EQUILIBRIO QUÍMICO 1.- NATURALEZA DEL EQUILIBRIO

Los cálculos estequiométricos suelen hacerse, en general, suponiendo que las sustancias reaccionantes se convierten totalmente en productos. Sin embargo, en la mayoría de las reacciones químicas esto no es verdad, la transformación de los reactivos en productos no es completa, sino que al cabo de un cierto tiempo, más o menos largo, se llega a un estado de equilibrio, en el que coexisten determinadas cantidades de reactivos, junto con los productos. Los procesos químicos, igual que muchos físicos, son también reversibles.

Si calentamos limaduras de hierro y vapor de agua a temperatura constante, en un tubo cerrado, comenzarán a reaccionar, con lo cual, en la fase sólida, parte del hierro se irá transformando en su óxido, a la vez que, en la fase gaseosa, se producirá hidrógeno, cuya concentración aumentará con el tiempo, a medida que va diminuyendo la concentración de vapor de agua.

Pero entonces, el hidrógeno reaccionará con el óxido, regenerando el hierro y el vapor de agua, según la reacción inversa:

2 Fe (s) + 3 H2O (g)

Fe2O3 (s) + 3 H2 (g)

Llegará así un momento en el que las velocidades de los dos procesos (reacción directa e inversa) se igualarán. Entonces coexistirán las cuatro sustancias del sistema reaccionante, guardando sus concentraciones una determinada relación fija. A partir de este momento, por más tiempo que se mantenga el tubo cerrado dentro del horno (a temperatura constante), no variarán las concentraciones. Se ha alcanzado el estado de equilibrio.

Se trata de un equilibrio dinámico, es decir, que los procesos microscópicos continúan (las moléculas siguen reaccionando), pero las propiedades macroscópicas permanecen constantes.

Una reacción puede realizarse de forma completa e irreversible separando los productos de reacción del sistema reaccionante, con lo que se hace imposible la reacción inversa.

Por consiguiente, podemos concluir que el estado de equilibrio sólo puede existir en un sistema cerrado, que es el que permite el contacto mutuo entre los productos de reacción.

Un sistema se encuentra en equilibrio químico 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 cierta cantidad de cada uno de los reactivos y de los productos.

El equilibrio químico es reversible. Se puede alcanzar un mismo estado de equilibrio partiendo de los reactivos o de los productos. Por eso, el equilibrio se representa con una doble flecha.

El equilibrio químico es dinámico. Cuando se alcanza el equilibrio químico, la reacción no se para; lo que sucede es que la conversión de reactivos en productos se produce a la misma velocidad que la de los productos en reactivos.

2.- LEY DEL EQUILIBRIO QUÍMICO

La ley del equilibrio químico o ley de acción de masas dice:

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Este valor constante recibe el nombre de constante de equilibrio y se designa por Kc.

Supongamos una reacción química representada por la ecuación: a A + b B c C + d D

El valor de la constante de equilibrio viene dado por la expresión:

Kc =

[ ] [ ]

[ ] [ ]

a b

d c

B A

D C

En el equilibrio, la velocidad de la reacción directa es igual a la velocidad de la reacción inversa

2 HI (g) H2 (g) + I2 (g)

Kc =

[ ][ ]

[ ]

2

2 2

·

HI

I

H

Las reacciones con las que vamos a trabajar en los equilibrios químicos se suponen que son de mecanismos sencillos, y por tanto, los órdenes parciales coinciden con los coeficientes estequiométricos.

Cuando el sistema no ha alcanzado el equilibrio al cociente anterior (cociente de reacción) lo denominamos con la letra Q. Q es igual a Kc sólo cuando el sistema alcanza el equilibrio químico. Si Q y Kc son distintos, el sistema no está en equilibrio y se produce una reacción neta en el sentido adecuado hasta alcanzar unas nuevas concentraciones para las cuales Q sea igual a Kc.

a) Q < Kc Ocurre la reacción de izquierda a derecha b) Q = Kc Sistema en equilibrio

c) Q > Kc Ocurre la reacción de derecha a izquierda

En una mezcla gaseosa, cada gas ejerce una presión parcial igual a la que tendría si ocupase sólo el mismo volumen a la misma temperatura; y la presión total de la mezcla es igual a la suma de las presiones parciales de todos los gases que la componen.

Pi·V = ni·R·T PT = Σ Pi

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Así, para una sustancia gaseosa A se puede escribir:

PA·V = nA·R·T PA =

V nA

·R·T =

[ ]

A

·R·T Aplicado al equilibrio

N2 (g) + 3 H2 (g) ↔ 2 NH3 (g)

Kc =

[

]

[ ][ ]

3

2 2 2 3

· H

N

NH

= 3

2 · · · 2 2 3                         T R P T R P T R P H N NH

= 3

2 2 2 3 · H N NH P P P

· (RT)(3+1)-2

Kc = Kp·(RT)-n

donde Kp = 3 2 2 2 3 · H N NH P P P

∆n = (Σ coef. esteq. productos - Σcoef. esteq. reactivos)

de esta ecuación podemos, asimismo , obtener Kp = Kc·(RT)n

Para una reacción química dada, los valores de Kp y de Kc sólo dependen de la temperatura (independiente de las cantidades iniciales de los reactivos y de os productos)

Las constantes de equilibrio pueden tener unidades. Sin embargo, no suelen escribirse las unidades, ya que las auténticas constantes de equilibrio, que son de naturaleza termodinámica, no las tienen.

Si no existe desproporción de moles entre los reactivos y los productos gaseosos, entonces:

∆n = 0 Kp = Kc

Para un sistema gaseoso cuya composición se exprese como las fracciones molares de sus componentes, resultará útil trabajar con una constante de equilibrio en función de esa magnitud. Su relación con Kp es:

Kp = ( d) (- a b) a A c C C X X X

= = c+ +

b B d D b b B a a A d d D c c b B a A d D c C p X X p X p X p X p p p p p

Kp = Kx·p∆n donde p representa la presión total del sistema

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de donde:

Xi =

T i

n n

En estas expresiones, pi, es la presión que ejerce el componente i, pT, es la presión total de la mezcla, Xi es la fracción molar del componente i, ni es el número de moles del componente i, y nT es el número total de moles de la mezcla.

Grado de disociación

En muchos equilibrios químicos, una especie química se disocia en otras más sencillas; en ellos se suele utilizar el concepto de grado de disociación, que está relacionado con la constante de equilibrio, la concentración inicial de la especia y la estequiometria de la reacción, e indica la extensión en que tiene lugar el proceso directo. El grado de disociación es la fracción de mol que se ha disociado o reaccionado cuando se alcanza el equilibrio.

α

= inicial sustancia de disocia se o reacciona que sustancia cantidad cantidad

El grado de disociación no tiene unidades. Si lo multiplicamos por 100, obtenemos el porcentaje de disociación.

1.- Para la reacción en que se sintetiza metanol, CH3OH a partir de hidrógeno y monóxido de carbono,

2 H2 (g) + CO (g) ↔ CH3OH (g), Kc vale, a 425 ºC, 300 mol-2·l2 a) ¿Cuál es el valor numérico de Kp para esa reacción a dicha temperatura? b) ¿Qué unidades tiene Kp?

2.- Cuando 30 g de ácido acético, CH3COOH, reaccionan con 46 g de alcohol etílico, CH3CH2OH (a 25 ºC), se forman 36,96 g de acetato de etilo, CH3COOCH2CH3, y una cierta cantidad de agua. Calcular la constante de equilibrio de la reacción de esterificación.

Aproximación termodinámica al estado de equilibrio

El valor de ∆G para un sistema permite predecir si va a evolucionar o no en un determinado sentido. Así, para el sistema formado por los gases A, B, C y D, que evolucionan según la reacción:

a A + b B ↔ c C + d D el valor de ∆G viene determinado por la expresión:

b B a A d D reacción P P P G c C 0 reacción P RTln G + ∆ = ∆

el sistema estará en equilibrio cuando ∆Greacción =0

0 = b B a A d D P P P c C 0 reacción P RTln G

∆ + = 0

reacción

G

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sustituyendo y despejando Kp, tenemos: 0 = 0

reacción

G

∆ + RTlnKp

0

reacción

G

∆ = - RTlnKp

Kp = RT Greacción

e

0 ∆ −

3.- LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO

El valor de Kc indica cuánto ha progresado la reacción, desde los reactivos hasta la formación de los productos, una vez que se ha alcanzado el equilibrio químico.

a) Un valor muy grande de Kc indica que la reacción directa progresa hasta que prácticamente se agota alguno de los reactivos.

b) Un valor muy pequeño de Kc indica que la cantidad de los productos formados, una vez alcanzado el equilibrio, es muy pequeña comparada con la de los reactivos

c) Un valor de Kc próximo a la unidad indica que, en el equilibrio, las concentraciones de los reactivos sobrantes son del mismo orden que las de los productos formados.

3.- Para la reacción de disociación del oxígeno molecular

O2 (g) ↔ 2 O (g)

Kc vale 10-34, a 25 ºC. Razonar si el oxígeno de la habitación se encuentra en forma atómica o molecular

4.- En un matraz cerrado de 5 litros de capacidad y a la presión de 1 atmósfera, se calienta una muestra de dióxido de nitrógeno hasta la temperatura constante de 327 ºC, con la que se disocia según la reacción:

2 NO2 ↔ 2 NO + O2

Una vez alcanzado el equilibrio, se enfría bruscamente el matraz (con la que se paraliza la reacción, al disminuir enormemente su velocidad) y se analiza la mezcla, encontrando que contiene: 3,45 g de NO2, 0,60 g de NO y 0,32 g de O2. Calcular los valores de las constantes de equilibrio, Kc y Kp, de la reacción de disociación del NO2, a dicha temperatura.

4.- PRINCIPIO DE LE CHATELIER

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“Un sistema en equilibrio químico, sometido a una perturbación externa, reacciona en el sentido necesario para que la causa perturbadora quede parcialmente contrarrestada”.

Efecto de la temperatura

Consideremos la reacción de síntesis del amoniaco: 3 H2 (g) + N2 (g) ↔ 2 NH3 (g) + calor

La reacción directa (de izquierda a derecha) es exotérmica. Si en el equilibrio se produce una disminución de la temperatura, éste se rompe y la reacción se desplaza. Según el principio de Le Chatelier, si en la reacción se produce un descenso de temperatura, y, por tanto, de calor, el equilibrio debe desplazarse reaccionando químicamente en el sentido en que la reacción produzca el calor que compense la disminución, hacia la derecha. Se produce, por tanto, más amoniaco. Como es lógico, un aumento de la temperatura produce el desplazamiento inverso.

Supongamos que calentamos una mezcla de N2O4 y NO2 en equilibrio: N2O4 (g) + calor ↔ 2 NO2 (g)

De acuerdo con el principio de Le Chatelier, el sistema debe responder de forma que se contrarreste, parcialmente, el aumento de la temperatura. Esto se consigue si parte del N2O4 se disocia en NO2, ya que en ese sentido la reacción es endotérmica, y absorbe algo del calor que hemos suministrado para elevar la temperatura. El resultado es, pues, un aumento de la concentración de NO2 a expensas del N2O4.

Efecto de un catalizador

Un catalizador acelera las reacciones directa e inversa por igual, al disminuir el valor de la energía de activación. El catalizador no altera en absoluto el valor de las funciones termodinámicas (H y G). Por tanto, al no modificar el valor de G, no cambia el valor de la constante Kc. Añadir un catalizador no afecta, pues, a la composición del sistema en equilibrio. Su único efecto es hacer que el equilibrio se alcance antes

Efecto de las concentraciones

Las variaciones en las concentraciones iniciales de los reactivos no modifican el valor de la constante de equilibrio, pero si alteran las concentraciones finales de sus componentes. En la reacción:

2 HI (g) H2 (g) + I2 (g)

Si una vez alcanzado el equilibrio variamos las cantidades de alguno de los componentes, la reacción se desplaza hasta alcanzar un nuevo equilibrio. Por ejemplo, si añadimos más yodo, la reacción se desplazará en el sentido en que se contrarreste la alteración producida (principio de Le Chatelier), consumiendo yodo; se desplazará hacia la izquierda y se formará más HI.

Efecto de la presión al variar el volumen

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conlleva una disminución de la presión y, por el contrario, una disminución del volumen origina un aumento de la presión

Veamos, por ejemplo, la reacción:

3 H2 (g) + N2 (g) ↔ 2 NH3 (g)

La presión es proporcional al número de moles (o de moléculas PV = nRT). Toda reacción que reduzca el número de moléculas reducirá la presión.

- Al aumentar la presión, por disminución del volumen, se provocará un desplazamiento de la reacción hacia el miembro con menor número de moléculas gaseosas. Se produce más amoniaco.

- La disminución de la presión (al aumentar el volumen) desplaza el equilibrio, por idéntica razón, hacia la izquierda, se formará más H2 e I2.

- En las reacciones que transcurren sin variación en el número de moles la presión no tiene ningún efecto sobre las concentraciones de los componentes en el equilibrio.

Cuando el volumen que ocupa un gas disminuye, su presión parcial aumenta. Por tanto, las variaciones de volumen tienen un efecto inverso a las variaciones de presión. Añadir un gas inerte

Tenemos dos casos posibles, que la adición transcurra a V = cte., o que sea a p = cte. En ambos supondremos que la temperatura será constante.

• Si el proceso transcurre a volumen constante, al añadir un gas inerte, por ejemplo helio, aumentará la presión total del sistema (al añadir más moléculas). Como Kc = cte., y V = cte., la relación molar no cambiará, y, por tanto, el equilibrio no se alterará.

• Si la adición de gas transcurre a presión constante, el volumen debe aumentar y el equilibrio puede experimentar un desplazamiento.

5.- Para conseguir un mayor rendimiento en la obtención de SO3, según la reacción: 2 SO2 (g) + O2 (g) ↔ 2 SO3 (g) ∆H = - 197 kJ

¿Qué temperatura será más adecuada. 50 ó 500 ºC?

6.- Para la obtención de SO3 y de NO2, respectivamente, según las reacciones: 2 SO2 (g) + O2 (g) ↔ 2 SO3 (g)

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5.- EQUILIBRIOS HETEROGÉNEOS

Los equilibrios heterogéneos son aquellos en los que no todas las sustancias que forman el sistema se encuentran en el mismo estado físico o en la misma fase. Por ejemplo, sustancias sólidas o líquidas en equilibrio con sustancias gaseosas, o sustancias sólidas en equilibrio con sustancias es disolución.

En los equilibrios heterogéneos coexisten sólidos puros (o líquidos puros) en presencia de gases (o disoluciones). ¿Cómo se aplica la ley de equilibrio es estos casos?

Consideremos la reacción:

2 Fe (s) + 3 H2O (g) ↔ Fe2O3 (s) + 3 H2 (g)

Antes de escribir la constante de equilibrio, vamos a considerar qué significa la concentración de un sólido puro, como el hierro. La concentración es, por definición, una masa por unidad de volumen; entonces, en un sólido puro coincide con su densidad y, por tanto, es constante. Lo mismo puede decirse de un líquido puro.

Así pues, para la reacción anterior es

[ ]

Fe

= cte. y

[

Fe2O3

]

= constante. (Con tal de que no se agote, es decir, que existan como sólidos en el equilibrio). Por esto, al escribir la constante de equilibrio se engloba en ella, con lo cual resulta:

K´ =

[

][ ]

[ ] [

]

3

2 2 3 2 3 2

·

·

O

H

Fe

H

O

Fe

[ ]

[

2 3

]

2

O Fe

Fe

=

[ ]

[

]

3

2 3 2

O

H

H

en definitiva

K =

[ ]

[

]

3

2 3 2

O

H

H

Según lo anterior, en los equilibrios heterogéneos, en la expresión de la constante de equilibrio no se incluyen los sólidos o líquidos puros.

En el caso de que todas las sustancias del sistema reaccionante se encuentren en disolución, se trata también de un equilibrio homogéneo, en fase líquida, y es completamente análogo al equilibrio homogéneo en fase gaseosa.

7.- Para el equilibrio heterogéneo: NiO (s) + CO (g) Ni (s) + CO2 (g), Kc vale 600 a 1600 K. Escribir la expresión de Kc para dicho equilibrio y calcular el valor de Kp a 1600 K.

8.- Se conocen las constantes de equilibrio de las reacciones:

a) C (s) + O2 (g) ↔ CO2 (g) KA b) 2 CO (g) + O2 (g) ↔ 2 CO2 (g) KB

¿Puede hallarse, en función de las dos anteriores, la constante de equilibrio de la reacción?

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6.- SOLUBILIDAD Y PRECIPITACIÓN

Muchos compuestos iónicos son bastante solubles en agua, Cuando se disuelven se disocian completamente en sus iones. Es el caso, por ejemplo, del yoduro de sodio, donde el proceso de disociación es completo:

NaI (s)  →H2O Na+ (ac) + I (ac)

Como sabemos, cualquier cálculo referente a esta reacción implica tener en cuenta únicamente su estequiometría. Es decir, que para este ejemplo, 1 mol de NaI proporcionaría 1 mol de iones Na+ y 1 mol de iones I-.

Sin embargo, otras muchas sustancias iónicas tienen una solubilidad muy pequeña; es decir, son prácticamente insolubles. En estos caso podemos hablar de un estado de equilibrio entre los iones disueltos, fase líquida (acuosa), y la sal sin disolver o precipitada, la fase sólida.

Decimos que una disolución está saturada (a una temperatura dada) cuando no admite más cantidad de soluto. Si seguimos añadiendo soluto precipitará, originándose un equilibrio dinámico entre la sal disuelta y la sal sin disolver o precipitado.

Solubilidad de un soluto en un disolvente es la concentración, en mol/L, que tiene el soluto dentro del disolvente cuando la disolución está saturada, medida a una temperatura determinada. Es, por tanto, la concentración máxima que se puede disolver a esa temperatura.

Existen dos tipos de sales:

Solubles: son aquellas que están totalmente disociadas en sus iones correspondientes. Como todas las sustancias son más o menos solubles y ninguna es soluble hasta el infinito, consideramos solubles a las que puedan mantener, en disolución acuosa saturada, una cantidad mayor de 0,01 moles/L. • Poco solubles: aquellas que alcanzan un equilibrio. Llamaremos sustancias poco solubles aquellas sustancias que, en disolución acuosa saturada, tienen disuelto menos de 0,001 moles disueltos por litro.

6.1.- Producto de solubilidad

Cuando mezclamos dos disoluciones en las que existen iones susceptibles de formar una sal insoluble y en concentración suficiente, se observa que la precipitación se produce instantáneamente.

Por ejemplo, si mezclamos dos disoluciones compuestas por nitrato de plata y yoduro de potasio, observamos un precipitado blanco lechoso de yoduro de plata que se produce al instante:

AgNO3 (s)  →H2O Ag+ (aq) + NO3− (aq)

KI (s)  →H2O K+ (aq) + I

Ag+ (aq) + I-  →H2O

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Este precipitado de yoduro de plata está en equilibrio con sus iones I- y Ag+, de modo que la concentración de estos en la disolución acuosa dependerá de su solubilidad. La solubilidad del sólido y sus iones en la disolución es un equilibrio químico.

De esta manera, aplicando la ley del equilibrio químico tenemos: AgI (s) ↔ Ag+ (aq) + I (aq)

Kc =

[

[

][

]

]

) (

) ( · ) (

s AgI

aq I aq

Ag+ −

Como la concentración de sal sin disolver es constante, decimos que: Kc

[ ]

AgI = Ks

Y, por tanto, la expresión anterior toma la siguiente forma: Ks =

[

Ag+(aq)

][

·I−(aq)

]

A la constante Ks se le denomina producto de solubilidad de la sal. Ahora, pueden ocurrir dos circunstancias:

[

Ag+(aq)

][

·I−(aq)

]

< Ks. En este caso no se producirá precipitado y, por tanto, no existirá equilibrio.

[

Ag+(aq)

][

·I−(aq)

]

> Ks. En este caso se producirá precipitado de AgI hasta que se igualen ambos términos; entonces se mantendrá el equilibrio entre los iones en disolución acuosa y el precipitado, cumpliéndose la ecuación:

Ks =

[ ][ ]

AgI

Si el sólido que precipita tuviera estequiometría superior, el producto de solubilidad Ks se expresa según la Ley de Acción de Masas

Ag2CrO4 (s) ↔ 2 Ag+ + CrO42− Ks =

[ ] [

+ −

]

2 4 2

CrO

Ag

6.1.1.- Relación entre solubilidad y producto de solubilidad

Una sal poco soluble en agua y que está en equilibrio con sus iones en disolución tiene una relación con los mismos que llamaremos solubilidad, siendo la solubilidad la cantidad de la sal precipitada que pasa a la disolución,

AgI (sólido) ↔ AgI (disuelto) s s

Esta “s” representa la cantidad de sólido que se ha disuelto.

Esta cantidad que pasa a la disolución, lógicamente ha de estar en forma iónica.

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s s s Con lo que AgI (sólido) ↔ Ag+ + I− s s s

Siendo “s” la solubilidad, que se expresa normalmente en g/L o en moles/L. De esta manera podemos estudiar los diferentes casos con que nos vamos a encontrar: Sal del tipo AB, como AgCl

AB (s) ↔ A+ + B− s s s

La solubilidad, s, de la sal, nos va a dar la misma concentración de iones A+ y de iones B−. Con lo que:

s =

[ ] [ ]

-B = +

A y por tanto Ks =

[ ][ ]

A ·+ B− = s·s = s2

s = Ks

9.- El producto de solubilidad del cloruro de plata (AgCl) vale 1,7·10-10 a 25 ºC. Calcula si se formará precipitado cuando añadamos, a 1,00 L de disolución 0,01 M de AgNO3, 100 mL de una disolución 1,00 M de NaCl.

Sal del tipo AB2, como ZnCl2

AB2 (sóido) ↔ A2+ + 2B− s s 2s Con lo que:

[ ] [ ]

A2+ = s; B- = 2s

Si aplicamos la ley del equilibrio químico, como Ks =

[ ][ ]

A2+·B− 2 sustituyendo: Ks = s (2s)2 = 4s3

s = 4 3 Ks

10.- Calcula la solubilidad del cromato de plata Ag2CrO4, sabiendo que su producto de solubilidad a 25 ºC es Ks = 1·10-12

Caso general: AxBy

AxBy (sólido) ↔ x Ay+ + yBx− s x s y s Con lo que:

[ ]

xAy+ = xs

[ ]

yBx = ys

Sustituyendo en la ecuación del producto de solubilidad: Ks =

[ ] [ ]

y x x y

B

A + −

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Ks = (x·s)x (y·s)y; de donde:

s = x y y x

y x

Ks

+

11.- La solubilidad del PbI2 en agua pura, a 25 ºC, es 0,70 g/L. Determina: a) El valor de la constante del producto de solubilidad

b) Si esta sal precipitará cuando se añadan 2,0 g de yoduro de sodio a 100 mL de una disolución 0,012 M de nitrato de plomo (II).

6.2.- Efecto del ion común

Es la influencia que ejerce la disolución de un ion sobre una disolución saturada de un compuesto insoluble, uno de cuyos iones debe ser el mismo, cuando se le adiciona a la disolución saturada. El efecto producido es el de la disminución de la solubilidad, es decir, el desplazamiento del equilibrio hacia la izquierda, o sea, hacia la formación de más compuesto insoluble, tal como se debe deducir de la aplicación del principio de Le Chatelier.

Supongamos AmBn con m = n = 1; AgCl↓, PbS↓, BaCrO4↓ etc. Se añade A+ hasta una concentración x M a una disolución saturada de AB↓. Podemos escribir: AB (s) ⇔ AB (sol) → A+ (dis) + B- (dis)

s s s antes de añadir A+ s´ s´ + x ≡ x s´ después de añadir A+

Por tanto, Ks = s´·x y de aquí s´ = Ks/x

Después se efectúa la siguiente comprobación: Si 0,05·x > s´ La simplificación es correcta

Si 0,05·x < s´ La simplificación es incorrecta. En este caso, se resuelve la ecuación de segundo grado que resulta:

Ks = (s´ + x)·s´ y de aquí s´2 + x·s´ - Ks = 0 6.3.- Formación de precipitados

Cuando se mezclan dos disoluciones con iones que pueden dar lugar a un compuesto insoluble, se formará o no éste, dependiendo de las concentraciones actuales de los iones que forman la sustancia insoluble.

6.4.- Disolución de precipitados

La solubilidad de un compuesto insoluble puede aumentar por medio de la ejecución de diversos tipos de reacciones en las disoluciones saturadas de los compuestos insolubles. Entre ellas, podemos citar las reacciones ácido-base, precipitación y redox.

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Fe(OH)3 (s) ⇔ Fe(OH)3 (dis) → Fe3+ (dis) + 3 OH- (dis) Si se añade un ácido H+ este reaccionará con la base presente, según: H+ + OH- H

2O

Con lo que el equilibrio se desplaza a la derecha para restablecer la concentración de iones OH- del medio, disolviendo más precipitado.

12.- Cómo se modificará la solubilidad del carbonato de calcio (sólido blanco insoluble, CaCO3) si a una disolución saturada de esta sal se le adiciona:

a) Carbonato de sodio (Na2CO3) b) CaCO3

c) Cloruro de calcio

13.- Indique si son ciertas o falsas las siguientes afirmaciones:

a) Si a una disolución saturada de una sal insoluble se le añade uno de los iones que la forma, disminuye la solubilidad.

b) Dos especies iónicas de cargas opuestas forman un precipitado (compuesto insoluble) cuando el producto de sus concentraciones actuales es igual al producto de solubilidad.

c) Para desplazar un equilibrio de solubilidad hacia la formación de más cantidad de sólido insoluble, se extrae de la disolución una porción del precipitado. 14.- Indique si son ciertas o falsas las siguientes afirmaciones:

a) El desplazamiento de un equilibrio de solubilidad de un compuesto insoluble hacia la solubilización del precipitado puede hacerse retirando uno de los iones que forman la sal insoluble.

b) Si a un equilibrio de solubilidad de un sólido insoluble se le añade más sólido insoluble, el equilibrio no se desplaza hacia ningún lado.

c) La molaridad de una disolución saturada de una sal insoluble es su solubilidad. 7.- APLICACIONES DEL EQUILIBRIO A LOS PROCESOS INDUSTRIALES

El proceso Haber

El amoniaco se obtiene mediante el proceso Haber por síntesis directa a partir de sus elementos. El equilibrio que describe el proceso es:

N2(g) + 3 H2 (g) ↔ 2 NH3 (g) ∆H0 = - 92,0 kJ

Desde el punto de vista termodinámico como la síntesis del amoniaco, proceso directo, es una reacción exotérmica, y que transcurre con una disminución en el número de moles (o de moléculas), el rendimiento se verá aumentado trabajando a bajas temperaturas y altas presiones (principio de Le Châtelier). De estas dos variables, la influencia de la temperatura es decisiva ya que la constante de equilibrio y, por tanto, el rendimiento aumenta considerablemente cuanto menor sea la temperatura.

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La solución propuesta por Haber, además del uso de catalizadores, fue incrementar la presión. Así, el equilibrio se desplazará hacia la derecha, con lo que aumentará el rendimiento en la producción de amoniaco.

Formación del NO

El monóxido de nitrógeno u óxido nítrico, es un gas incoloro que se forma por síntesis directa a partir de sus elementos según el equilibrio:

N2(g) + ½ O2(g) ↔ NO (g) ∆H0 = +90,4 kJ

A temperatura ordinaria, el equilibrio está prácticamente desplazado hacia la izquierda, pero al ser el proceso directo una reacción endotérmica, al aumentar la temperatura el equilibrio se ve desplazado hacia la derecha, tal y como establece el principio de Le Châtelier.

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EQUILIBRIO QUÍMICO

1.- En un matraz vacío, se introducen igual número de moles de H2 y N2 que reaccionan según la ecuación:

N2(g) + 3 H2(g) ↔ 2 NH3(g)

Justifique si, una vez alcanzado el equilibrio, las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:

a) Hay doble número de moles de amoníaco de los que había inicialmente de N2. b) La presión parcial de nitrógeno será mayor que la presión parcial de hidrógeno. c) La presión total será igual a la presión de amoníaco elevada al cuadrado. 2.- En el equilibrio:

C(s) + O2 (g) ↔ CO2 (g) a) Escriba las expresiones de Kc y Kp

b) Establezca la relación entre ambas.

3.- A la temperatura de 650 K, la deshidrogenación del 2-propanol para producir propanona, según la reacción:

CH3 - CHOH - CH3 (g) ↔ CH3 - CO - CH3 (g) + H2(g)

es una reacción endotérmica. Indique, razonadamente, si la constante de equilibrio de esta reacción:

a) Aumenta al elevar la temperatura.

b) Aumenta cuando se utiliza un catalizador.

c) Aumenta al elevar la presión total, manteniendo constante la temperatura. 4.- Suponga el siguiente sistema en equilibrio:

UO2(s) + 4 HF(g) ↔ UF4(g) + 2 H2O(g) Explique hacia dónde se desplaza el equilibrio cuando: a) Se adiciona UO2(s) al sistema.

b) Se elimina HF(g)

c) Se aumenta la capacidad del recipiente de reacción. 5.- Se establece el siguiente equilibrio:

2 C (s) + O2 (g) ↔ 2 CO2 (g) ∆Hº = - 221 kJ

Razone si la concentración de O2 aumenta, disminuye o permanece invariable: a) Al añadir C (s)

b) Al aumentar el volumen del recipiente. c) Al elevar la temperatura.

6.- Cómo se modificará la solubilidad del carbonato de calcio (sólido blanco insoluble, CaCO3) si a una disolución saturada de esta sal se le adiciona:

a) Carbonato de sodio (Na2CO3). b) CaCO3.

c) Cloruro de calcio.

7.- A 523 K las concentraciones de PCl5, PCl3 y Cl2 en equilibrio para la reacción: PCl5 (g) ↔ PCl3 (g) + Cl2 (g)

son 0,809 M, 0,190 M y 0,190 M, respectivamente. Calcule a esa temperatura: a) Las presiones parciales de las tres especies en el equilibrio.

(16)

8.- En un recipiente de 5 litros se introducen 1´84 moles de nitrógeno y 1´02 moles de oxígeno. Se calienta el recipiente hasta 2000ºC, estableciéndose el equilibrio: N2(g) + O2(g) ↔ 2 NO(g)

En estas condiciones, reacciona el 3% del nitrógeno existente. Calcule: a) El valor de Kc a dicha temperatura.

b) La presión total en el recipiente, una vez alcanzado el equilibrio. Dato. R = 0’082 atm.L.K-1.mol-1.

9.- En un recipiente de 10 litros se introducen 2 moles de compuesto A y 1 mol del compuesto B. Se calienta a 300 ºC y se establece el siguiente equilibrio:

A(g) + 3B(g) 2C(g)

Sabiendo que cuando se alcanza el equilibrio el número de moles de B es igual al de C. Calcule:

a) Las concentraciones de cada componente en el equilibrio.

b) El valor de las constantes de equilibrio KC y KP a esa temperatura. Dato. R= 0’082 atm.L.K-1.mol-1.

10.- En un recipiente de 10 L se hacen reaccionar, a 450ºC, 0’75 moles de H2 y 0’75 moles de I2, según la ecuación:

H2(g) + I2(g) ↔ 2 HI(g)

Sabiendo que a esa temperatura Kc = 50, calcule en el equilibrio: a) El número de moles de H2, I2 y de HI.

b) La presión total en el recipiente y el valor de Kp. Dato. R = 0’082 atm.L.K-1.mol-1.

11.-En un recipiente de 1L, a 2000 K, se introducen 6´1.10-3 moles de CO2 y una cierta cantidad de H2, produciéndose la reacción:

H2(g) +CO2(g) ↔ H2O(g) + CO(g)

Si cuando se alcanza el equilibrio, la presión total es de 6 atm, calcule: a) Los moles iniciales de H2.

b) Los moles en el equilibrio de todas las especies químicas presentes. Datos. R= 0’082 atm. L. K-1 .mol-1; Kc = 4,4.

12.- A 1200ºC, el valor de la constante Kc es 1´04.10-3 para el equilibrio: Br2(g) ↔ 2 Br(g)

Si la concentración inicial de bromo molecular es 1 M, calcule: a) El tanto por ciento de Br2 que se encuentra disociado. b) La concentración de bromo atómico en el equilibrio.

13.- En un recipiente de 5 litros se introducen 0,28 moles de N2O4 a 50ºC. A esa temperatura, el N2O4 se disocia según:

N2O4(g) ↔ 2NO2(g)

Al llegar al equilibrio, la presión total es de 2 atm. Calcule: a) El grado de disociación del N2O4 a esa temperatura. b) El valor de Kp a 50ºC.

Dato. R = 0’082 atm.L.K-1.mol-1.

14.- Al calentar PCl5(g) a 250 ºC, en un reactor de 1 litro de capacidad, se descompone según:

PCl5 (g) ↔ PCl3(g) + Cl2(g)

Si una vez alcanzado el equilibrio, el grado de disociación es 0,8 y la presión total es 1 atm, calcule:

(17)

15.- Para la reacción:

CO2(g) + C(s) ↔ 2 CO(g)

Kp = 10, a la temperatura de 815 ºC. Calcule, en el equilibrio:

a) Las presiones parciales de CO2 y CO a esa temperatura, cuando la presión total en el reactor es de 2 atm.

b) El número de moles de CO2 y de CO, si el volumen del reactor es de 3 litros. Dato. R = 0’082 atm.L.K-1.mol-1.

16.- En un recipiente se introduce una cierta cantidad de SbCl5 y se calienta a 182ºC, alcanzando la presión de una atmósfera y estableciéndose el equilibrio:

SbCl5 (g) ↔ SbCl3 (g) + Cl2 (g)

Sabiendo que en las condiciones anteriores el SbCl5, se disocia en un 29'2%. Calcule: a) Las constantes de equilibrio Kp.

b) La presión total necesaria para que, a esa temperatura, el SbCl5 se disocie un 60%.

Datos. R = 0’082 atm .L. K-1.mol-1.

17.- A 50ºC y presión de 1 atm, el N2O4 se disocia en un 40% en NO2, según la reacción:

N2O4 (g) ↔ 2 NO2 (g) Calcule:

a) Las constantes de equilibrio Kp y Kc.

b) El grado de disociación del N2O4 a la misma temperatura pero a una presión de 10 atm.

Datos. R = 0’082 atm .L. K-1 .mol-1

18.- Determine si se produce un precipitado (aparición de una fase sólida en el seno de una disolución) cuando se mezclan dos volúmenes iguales de disoluciones 0’0002 M de un catión (ion cargado positivamente) y un anión (ion cargado negativamente) de las siguientes especies:

a) Ag+ y Cl-. b) Pb2+ y I-. c) Bi3+ y S2-.

Datos: Ks (AgCl) = 2’8·10-10; Ks (PbI

2) = 1,4·10-8 ; Ks (Bi2S3) = 1’5·10-72 19.- Indique si son ciertas o falsas las siguientes afirmaciones:

a) Si a una disolución saturada de una sal insoluble se le añade uno de los iones que la forma, disminuye la solubilidad.

b) Dos especies iónicas de cargas opuestas forman un precipitado (compuesto insoluble) cuando el producto de sus concentraciones actuales es igual al producto de solubilidad.

c) Para desplazar un equilibrio de solubilidad hacia la formación de más cantidad de sólido insoluble, se extrae de la disolución una porción del precipitado.

20.- Se sabe que las solubilidades en agua a 25º C del PbI2 (sólido amarillo insoluble) y Ag3AsO4 (sólido blanco insoluble) son respectivamente 1’84·10-3 y 1’39·10-6 M. Calcule:

c) El producto de solubilidad del ioduro de plomo a esa temperatura. d) El producto de solubilidad del arseniato de plata a esa temperatura.

21.- La solubilidad del hidróxido de magnesio, Mg(OH)2, en agua es de 9’6 mg / L a 25ºC. Calcule:

a) El producto de solubilidad de este hidróxido insoluble a esa temperatura. b) La solubilidad a 25º C, en una disolución 0’1 M de Mg(NO3)2.

(18)

22.- La solubilidad del CaF2 es de 86 mg / L a 25º C. Calcule:

a) La concentración de Ca2+ y F- en una disolución saturada de dicha sal. b) El producto de solubilidad de la sal a esa temperatura.

Datos. Masas atómicas: F = 19; Ca = 40.

23.- Se disuelve Co(OH)2 en agua hasta obtener una disolución saturada a una temperatura dada. Se conoce que la concentración de iones OH- es 3.10-5 M. Calcule:

a) La concentración de iones Co2+ de esta disolución.

b) El valor de la constante del producto de solubilidad del compuesto poco soluble a esa temperatura.

24.- Calcule la solubilidad del CaSO4: a) En agua pura.

b) En una disolución 0’50 M de Na2SO4. Dato: Ks (CaSO4) = 9’1·10-6.

25.- Calcule la solubilidad del Ag3AsO4 en los siguientes casos: a) En una disolución 0’1 M de AgNO3.

b) En una disolución 0’1 M de Na3AsO4. Dato: Ks (Ag3AsO4) = 10-22.

26.- Se mezclan 100 mL de disolución 1M de Na2SO4 con 100 mL de disolución 0’1 M de Pb(NO3)2.

a) Razone si se forma o no un precipitado de PbSO4.

b) Calcule la cantidad de compuesto insoluble (PbSO4) que se forma. Dato: Ks (PbSO4) = 1’58·10-8.

27.- Se mezclan 10 mL de disolución 10-3 M de Ca2+ con 10 mL de disolución 2·10-3 M de Na2CO3.

a) Justifique si se forma o no precipitado.

b) En caso de que se forme precipitado, calcule la cantidad de sólido formado (CaCO3).

Dato: Ks (CaCO3) = 4·10-9.

28.- Para la siguiente reacción en equilibrio:

4 HCl (g) + O2 (g) ↔ 2 H2O (g) + 2 Cl2 (g) ∆H < 0

Razona cuál es el efecto sobre la concentración del HCl en el equilibrio en los siguientes casos:

a) Aumentar la concentración de O2. b) Disminuir la concentración de H2O. c) Aumentar el volumen.

d) Reducir la temperatura.

e) Añadir un gas inerte como el helio. f) Introducir un catalizador.

29.- El yoduro de hidrógeno se descompone a 400 ºC de acuerdo con la ecuación: 2 HI (g) H2 (g) + I2 (g)

Siendo el valor de Kc = 0,0156. Una muestra de 0,6 moles de HI se introduce en un matraz de 1 L y parte del HI se descompone hasta que el sistema alcanza el equilibrio.

a) ¿Cuál es la concentración de cada especie en el equilibrio? b) Calcula Kp

(19)

30.- En un recipiente de 25 L se introducen dos moles de hidrógeno, un mol de nitrógeno y 3,2 moles de amoniaco. Cuando se alcanza el equilibrio a 400 ºC, el número de moles de amoniaco se ha reducido a 1,8. Para la reacción:

3 H2 (g) + N2 (g) ↔ 2 NH3 (g) Calcula: a) El número de moles de H2 y de N2 en el equilibrio. b) Los valores de la constante de equilibrio Kc y Kp. Datos: R = 0,082 atm·L·mol-1K-1

31.- Una muestra que contiene 2,00 moles de yoduro de hidrógeno (HI) se introduce en un matraz de 1,00 L y se calienta hasta 628 ºC. A dicha temperatura, el yoduro de hidrógeno se disocia formando hidrógeno (H2) y yodo (I2). Sabiendo que la constante de equilibrio vale 3,80·10-2, se pide:

a) ¿Cuál es el porcentaje de disociación en estas condiciones? b) ¿Cuál es la concentración de los componentes del equilibrio?

32.- En un recipiente de 1,5 L se introducen 3 moles de pentacloruro de fósforo (PCl5). Cuando se alcanza el equilibrio a 390 K, el pentacloruro de fósforo se ha disociado un 60 % según el siguiente equilibrio:

PCl5 (g) ↔ PCl3 (g) + Cl2 (g) Calcula:

a) Las concentraciones de cada una de las especies en equilibrio. b) Kc y Kp.

33.- En un recipiente cerrado vacío de 2 litros se introduce una cantidad de carbonato de plata. Se eleva la temperatura a 110 ºC, y el carbonato de plata se descompone según el equilibrio:

Ag2CO3 (s) ↔ Ag2O (s) + CO2 (g)

Cuando se alcanza el equilibrio se han descompuesto 176,6 mg de carbonato de plata. Calcula:

a) El valor de Kp y Kc para el equilibrio a 110 ºC. b) La presión total en el equilibrio.

c) La masa de dióxido de carbono en el equilibrio.

Datos: R = 0,082 atm·L·mol-1K-1 Masas atómicas: Ag = 109 C = 12 O = 16 34.- En un recipiente cerrado y vacío de 400 mL se introducen 1,280 g de bromo y

2,032 g de yodo. Se eleva la temperatura a 150 ºC y se alcanza el equilibrio: Br2 (g) + I2 (g) ↔ 2 BrI (g)

El valor de Kc para este equilibrio a 150 ºC es 280. Calcula: a) El valor de Kp para este equilibrio a 150 ºC.

b) La presión total en el equilibrio. c) Los gramos de yodo en el equilibrio.

Datos: Masas atómicas Br = 80 I = 127 R = 0,082 atm·L·mol-1K-1

35.- En un recipiente de 2 litros se introducen 0,020 moles de N2O4. Una vez cerrado y calentado a 30 ºC, el N2O4, gaseoso se disocia parcialmente en NO2, según la reacción:

N2O4 (g) ↔ 2 NO2 (g) En el equilibrio existen 0,012 moles de NO2.

a) ¿Qué porcentaje de N2O4 se ha disociado? (Expresar como porcentaje en moles)

(20)

36.- Tenemos el siguiente equilibrio:

H2O (g) + CO (g) ↔ CO2 (g) + H2 (g)

Y sabemos que el valor de Kc a 900 ºC es 0,003, mientras que a 1200 ºC el valor de Kc es 0,2. Responde de forma razonada a las siguientes cuestiones:

a) ¿Cuál es la temperatura más adecuada para favorecer la producción de CO2? b) ¿Cómo afectaría a la reacción un aumento de la presión?

c) Si se elimina H2 a medida que se va formando, ¿hacia dónde se desplaza el equilibrio?

d) Dado que al aumentar la temperatura la reacción se desplaza hacia la formación de CO2, ¿la reacción será exotérmica o endotérmica?

37.- Dado el equilibrio: A2 (g) ↔ 2 A (g) ∆H = 86 kJ/mol, contesta razonadamente a las siguientes cuestiones:

a) ¿Es estable la molécula A?

b) ¿Cómo hay que variar la temperatura para favorecer un desplazamiento del equilibrio a la derecha?

c) ¿Cómo influiría un aumento de la presión en el valor de Kc? d) ¿Cómo afectaría un aumento de presión en la disociación de A?

38.- A temperatura ambiente una disolución saturada de cloruro de plomo (II) contiene 1,004 g de la sal en 250 mL de disolución.

a) Calcula el producto de solubilidad del cloruro de plomo (II).

b) Determina si se producirá precipitado al mezclar 10 cm3 de disolución de cloruro de sodio 0,1 M con 30 cm3 de disolución de nitrato de plomo (II) 0,01 M Masa atómicas: Cl = 35,5 Pb = 208

39.- Se tiene una disolución saturada de fosfato de plata. Calcula: a) La solubilidad de dicha sal expresada en g/L

b) El volumen de disolución que sería necesario evaporar para obtener un residuo de 11,8 mg de dicha sal.

Ks (Ag3PO4) = 1,0·10-18 Masa atómicas: Ag = 108 P = 31 O = 16

40.- ¿Qué volumen de disolución saturada de cloruro de plomo (II) se puede preparar con un gramo de dicha sal?

Ks (PbCl2) = 1,70·10-5 Masas atómicas: Cl = 35,5 Pb = 208

41.- A 25 ºC el producto de solubilidad del yodato de bario es 6,5·10-10. Calcula: a) La solubilidad de la sal expresada en g·L-1.

b) La concentración molar de los iones yodato y de los iones bario. c) La solubilidad de la citada sal, en g·L-1, en una disolución 0,1 M de KIO

3. Masas atómicas: Ba = 137,3 I = 126.9 O = 16

42.- Una disolución saturada de CaF2 (aq) está en equilibrio con CaF2 (s). Indica que sucederá si:

a) Se añaden 1,5 g de fluoruro de sodio soluble. b) Se añaden 1,5 g de fluoruro de calcio.

c) Se añaden 5 mL de agua

43.- La solubilidad el Mn(OH)2 en agua es de 0,0032 g/L. Halla su Ks y el pH necesario para que no precipite el hidróxido de manganeso (II) en una disolución que es 0,06 M en Mn2+

(21)

EQUILIBRIO QUÍMICO 2016

1. En un recipiente de 14 litros se introducen 3,2 moles de N2 (g) y 3 moles de H2 (g). Cuando se alcanza el equilibrio: N2 (g) + 3 H2 (g) ↔ 2 NH3 a 200 ºC se obtienen 1,6 moles de amoniaco. Calcule:

a) El número de moles de H2 (g) y de N2 (g) en el equilibrio y el valor de la presión total.

b) Los valores de las constantes Kc y Kp a 200 ºC. Datos: R = 0,082 atm·L·K-1·mol-1

2.- En un recipiente de 5 L se introducen 3,2 g de COCl2. A 300 K se establece el equilibrio: COCl2 (g) ↔ CO (g) + Cl2 (g), siendo el valor de la presión total en el equilibrio de 180 mmHg. Calcule, en las condiciones del equilibrio:

a) Las presiones parciales de los componentes en el equilibrio. b) Las constantes de equilibrio Kc y Kp.

Masas atómicas: C = 12; O = 16; Cl = 35,5. R = 0,082 atm·L·K-1·mol-1 3.- Dado el siguiente equilibrio para la obtención de hidrógeno:

CH4 (g) ↔ C (s) + 2 H2 (g) ∆H 0 a) Escriba la expresión de la constante de equilibrio Kp.

b) Justifique cómo afecta una disminución del volumen de reacción a la cantidad de H2 obtenida.

c) Justifique cómo afecta un aumento de la temperatura a la cantidad de H2 (g) obtenida.

4.- Para la reacción en equilibrio SnO2 (s) + 2 H2 (g) ↔ Sn (s) + 2 H2O (g), a 750 ºC, la presión total del sistema es 32,0 mmHg y la presión parcial del agua 23,7 mmHg. Calcule:

a) El valor de la constante Kp para dicha reacción a 750 ºC.

b) Los moles de H2O (g) y de H2 (g) presentes en el equilibrio, sabiendo que el volumen del reactor es de 2L.

Datos: R = 0,082 atm·L·K-1·mol-1

5.- La síntesis industrial del metanol se rige por el siguiente equilibrio homogéneo: CO (g) + 2 H2 (g) ↔ CH3OH (g) ∆H = - 112,86 kJ

A 300 ºC, Kp = 9,28·10-3. Responda verdadera o falsa de forma razonada: a) El valor de Kc será mayor que el de Kp.

b) Aumentando la presión se obtendrá mayor rendimiento en el proceso de síntesis.

c) Una disminución de la temperatura supondrá un aumento de la constante de equilibrio.

6.- El sulfato de bario es tan insoluble que puede ingerirse sin riesgo a pesar de que el ion Ba2+ es tóxico. A 25 ºC, en 500 mL de agua se disuelven 0,001225 g de BaSO

4. a) ¿Cuáles son las concentraciones de Ba2+ y SO

42- en una disolución saturada de BaSO4?

(22)

7.- Sabiendo que el valor de la KS del Ca(OH)2 a una temperatura dada es 5,5·10-6 a) Exprese el valor de KS en función de la solubilidad molar (s).

b) Razone como afectará a su solubilidad en agua la adición de CaCl2 a la disolución.

c) Razone como afectará a su solubilidad en agua la adición de HCl a la disolución.

8.- A 25 ºC, el producto de solubilidad del Cd(OH)2, es 2,5·10-14

a) ¿Cuántos gramos de Cd(OH)2 pueden disolverse en 1,5 litros de agua a esa temperatura?

b) ¿Cuál será el pH de la disolución resultante? Masas atómicas: Cd = 112,4; H = 1; O = 16

(23)

EQUILIBRIO QUÍMICO 2015

1.- Cuando a una reacción se le añade un catalizador, justifique si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:

a) La entalpía de la reacción disminuye. b) La energía de activación no varía. c) La velocidad de reacción aumenta.

2.- Para la reacción en equilibrio a 25ºC: 2 ICl (s) I2 (s) + Cl2 (g) Kp = 0,24. En un recipiente de 2 litros en el que se ha hecho el vacío se introducen 2 moles de ICl(s).

a) ¿Cuál será la concentración de Cl2 (g) cuando se alcance el equilibrio? b) ¿Cuántos gramos de ICl (s) quedarán en el equilibrio?

Dato: R = 0,082 atm· L· mol-1· K-1. Masas atómicas: I = 127 ; Cl = 35' 5

3.- Dado el siguiente equilibrio: SO2 (g) + ½ O2 (g) ↔ SO3 (g). Se introducen 128 g de y 64 g de O2 en un recipiente cerrado de 2 L en el que previamente se ha hecho el vacío. Se calienta la mezcla y cuando se ha alcanzado el equilibrio, a 830ºC, ha reaccionado el 80% del SO2 inicial. Calcule:

a) La composición (en moles) de la mezcla en equilibrio y el valor de Kc.

b) La presión parcial de cada componente en la mezcla de equilibrio y, a partir de estas presiones parciales, calcule el valor de Kp.

Datos: Masas atómicas: S = 32; O = 16. R = 0,082 atm· L· mol-1· K-1

4.- En el proceso Deacon, el cloro (g) se obtiene según el siguiente equilibrio: 4 HCl (g) + O2 (g) ↔ 2 H2O (g) + 2 Cl2 (g)

Se introducen 32’85 g de HCl (g) y 38’40 g de O2 (g) en un recipiente cerrado de 10 L en el que previamente se ha hecho el vacío. Se calienta la mezcla a 390ºC y cuando se ha alcanzado el equilibrio a esta temperatura se observa la formación de 28’40 g de Cl2 (g).

a) Calcule el valor de Kc.

b) Calcule la presión parcial de cada componente en la mezcla de equilibrio y, a partir de estas presiones parciales, calcule el valor de Kp.

Datos: Masas atómicas: Cl = 35,3; O = 16; H = 1. R = 0,082 atm· L· mol-1· K-1 5.- Para el equilibrio: Ca(HCO3)2 (s) ↔ CaCO3 (s) + CO2 (g) + H2O (g) ∆H > 0 Razone si las siguientes proposiciones son verdaderas o falsas:

a) Los valores de las constantes Kc y Kp son iguales.

b) Un aumento de la temperatura desplaza el equilibrio hacia la derecha.

c) Un aumento de la presión facilita la descomposición del hidrogenocarbonato de calcio

6.- En un recipiente de 2,0 L, en el que previamente se ha realizado el vacío, se introducen 0,20 moles de CO2 (g), 0,10 moles de H2 (g) y 0,16 moles de H2O (g). A continuación se establece el siguiente equilibrio a 500 K: CO2 (g) + H2 (g) ↔ CO (g) + H2O (g)

a) Si en el equilibrio la presión parcial del agua es 3’51 atm, calcule las presiones parciales en el equilibrio de CO2, H2 y CO.

(24)

7.- Razone el efecto que tendrán sobre el siguiente equilibrio cada uno de los cambios: 4 HCl (g) + O2 (g) ↔ 2 H2O (g) + 2 Cl2 (g) ∆H0 = -115 kJ

a) Aumentar la temperatura. b) Eliminar parcialmente HCl (g). c) Añadir un catalizador.

8.- Dada una disolución saturada de Mg(OH)2, cuyo KS = 1,2·10-11. a) Exprese el valor de KS en función de la solubilidad.

b) Razone cómo afectará a la solubilidad la adición de NaOH. c) Razone cómo afectará a la solubilidad una disminución del pH

9.- Razone la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones referidas al equilibrio de solubilidad del hidróxido de calcio:

a) Por cada mol de iones Ca2+ hay 2 moles de iones OH-.

b) La relación entre la solubilidad de esta sustancia y el producto de solubilidad es KS = 2·s3.

c) La solubilidad del hidróxido de calcio disminuye al añadir HCl.

10.- Sabiendo que el producto de solubilidad, KS, del hidróxido de calcio, Ca(OH)2, es a 25ºC, 5.5·10-6 calcule:

a) La solubilidad de este hidróxido.

b) El pH de una disolución saturada de esta sustancia. 11.-

a) Sabiendo que el producto de solubilidad del Pb(OH)2, a una temperatura dada es KS = 4·10-15, calcula la concentración del catión Pb2+ disuelto.

b) Justifica mediante el cálculo apropiado, si se formará un precipitado de PbI2, cuando a 100 mL de una disolución 0,01 M de Pb(NO3)2 se le añaden 100 mL de una disolución de KI 0,02 M.

(25)

EQUILIBRIO SELECTIVIDAD 2014

1.- Razone si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones:

a) El producto de solubilidad de FeCO3 disminuye si se añade Na2CO3 a una disolución acuosa de la sal.

b) La solubilidad del FeCO3 en agua pura (Ks = 3,2·10-11) es aproximadamente la misma que la del CaF2 (Ks = 5,3·10-9).

c) La solubilidad del FeCO3 aumenta si se añade Na2CO3 a una disolución acuosa de la sal.

2.- El cianuro de amonio, a 11ºC, se descompone según la reacción: NH4CN (s) ↔ NH3 (g) + HCN (g)

En un recipiente de 2 litros de capacidad, en el que previamente se ha hecho el vacío, se introduce una cierta cantidad de cianuro de amonio y se calienta a 11ºC. Cuando se alcanza el equilibrio, la presión total es de 0,3 atm. Calcula:

a) Kc y Kp

b) La masa de cianuro de amonio que se descompondrá en las condiciones anteriores.

Datos: Masas atómicas N = 14; C = 12; H = 1. R = 0,082 atm·L·mol-1·K-1

3.- En el equilibrio: C (s) + 2H2 (g) ↔ CH4 (g) ∆H0 = -75kJ. Prediga, razonadamente, como se modificará el equilibrio cuando se realicen los siguientes cambios:

a) Una disminución de la temperatura. b) La adición de C (s).

c) Una disminución de la presión de H2, manteniendo la temperatura constante. 4.- Se disuelve hidróxido de cobalto(II) en agua hasta obtener una disolución saturada

a una temperatura dada. Se conoce que la concentración de iones OH- es 3·10-5 M. Calcule:

a) La concentración de iones Co2+ de esta disolución.

b) El valor de la constante del producto de solubilidad del compuesto poco soluble a esta temperatura.

5.- En una cámara de vacío y a 448 ºC se hacen reaccionar 0,5 moles de I2 (g) y 0,5 moles de H2 (g). Si la capacidad de la cámara es de 10 litros y el valor de Kc a dicha temperatura es de 50, determine para la reacción: H2 (g) + I2 (g) ↔ 2HI (g).

a) El valor de Kp.

b) Presión total y presiones parciales de cada gas en el interior de la cámara, una vez alcanzado el equilibrio.

Dato: R = 0,082 atm·L·mol-1·K-1

6.- a) Escriba la ecuación de equilibrio de solubilidad en agua del Al(OH)3. b) Escriba la relación entre la solubilidad y Ks para el Al(OH)3.

c) Razone cómo afecta a la solubilidad del Al(OH)3 un aumento de pH 7.- El fosgeno es un gas venenoso que se descompone según la reacción: COCl2 (g) ↔ CO (g) + Cl2 (g)

A la temperatura de 900ºC el valor de la constante Kc para el proceso anterior es de 0,083. Si en un recipiente de 2 litros se introducen, a la temperatura indicada, 0,4 mol de COCl2, calcule:

(26)

8.- Dada la reacción: 4NH3 (g) + 3O2 (g) ↔ 2N2 (g) + 6H2O (l) ∆H0 = -80,4 kJ. Razone: a) Cómo tendría que modificarse la temperatura para aumentar la proporción de

nitrógeno molecular en la mezcla.

b) Cómo influiría en el equilibrio la inyección de oxígeno molecular en el reactor en el que se encuentra la mezcla.

c) Cómo tendría que modificarse la presión para aumentar la cantidad de NH3 en la mezcla.

9.- Cuando el óxido de mercurio (sólido) se calienta en un recipiente cerrado en el que se ha hecho el vacío, se disocia reversiblemente en vapor de Hg y O2 hasta alcanzar una presión total que en el equilibrio a 380ºC vale 141 mmHg, según 2HgO (s) 2Hg (g) + O2 (g). Calcule:

a) Las presiones parciales de cada componente en el equilibrio. b) El valor de Kp.

10.- La solubilidad del Mn(OH)2 en agua a cierta temperatura es de 0,0032 g/L. Calcular:

a) El valor de KS

b) A partir de que pH precipita el hidróxido de manganeso (II) en una disolución que es 0,06 M en Mn2+.

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EQUILIBRIO SELECTIVIDAD 2013 1.- Para la siguiente reacción en equilibrio:

2 BaO2 (s) ↔ 2 BaO (s) + O2 (g) ∆H > 0

a) Escriba la expresión de las constantes de equilibrio Kc y Kp

b) Justifique en qué sentido se desplazará el equilibrio si se eleva la temperatura.

c) Justifique cómo evoluciona el equilibrio si se eleva la presión a temperatura constante.

2.- A 25 ºC el producto de solubilidad del MgF2 es 8·10-6.

a) ¿Cuántos gramos de MgF2 pueden disolverse en 250 mL de agua?

b) ¿Cuántos gramos de MgF2 se disuelven en 250 mL de disolución 0,1 M

de Mg(NO3)2?

Datos: Masas atómicas Mg = 24 F = 19

3.- A 473 K y 2 atm de presión total, el PCl5 se disocia en un 50% en PCl3 y Cl2.

Calcule:

a) Las presiones parciales de cada gas en el equilibrio. b) Las constantes Kc y Kp.

Dato: R = 0,082 atm·L/mol-1·K-1

4.- Justifique la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones:

a) Como el producto de solubilidad del cloruro de plata es 2,8·10-10, la

solubilidad en agua de esta sal es 3·10-3 M.

b) En toda disolución saturada de hidróxido de magnesio se cumple (OH

-)(Mg2+)2 = K S

c) Todos los hidróxidos poco solubles se hacen aun más insolubles en medio básico.

5.- A 350 K la constante de equilibrio Kc de la reacción de descomposición del

bromuro de carbonilo vale 0,205:

COBr2 (g) ↔ CO (g) + Br2 (g)

Si en un recipiente de 3 L se introducen 3,75 mol de bromuro de carbonilo y se calienta hasta alcanzar esa temperatura:

a) ¿Cuáles son las concentraciones de todas las especies en el equilibrio? b) ¿Cuál es el grado de disociación del bromuro de carbonilo en esas

condiciones?

6.- Una disolución saturada de hidróxido de calcio a 25 ºC contiene 0,296

gramos de Ca(OH)2 por cada 200 mL de disolución. Determine:

a) El producto de solubilidad del Ca(OH)2 a 25 ºC

b) La concentración del ion Ca2+ y el pH de la disolución

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7.- A 298 K se establece el siguiente equilibrio químico:

2 NO (g) + O2(g) ↔ 2 NO2(g) ∆H < 0

Razone la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones: a) La relación entre Kc y Kp es Kp = Kc·R·T

b) Si se aumenta la temperatura Kc aumenta.

c) El equilibrio se puede desplazar en el sentido de los productos con la adición de un catalizador.

8.- Se introduce una cantidad de NaHCO3 sólido en un recipiente de 2L a 100

ºC y se establece el siguiente equilibrio:

2 NaHCO3(s) ↔ Na2CO3(s) +` H2O(g) + CO2(g)

Si el valor de Kp a esa temperatura es 0,231. Calcule:

a) La presión de CO2 y los gramos de carbonato de sodio en el equilibrio.

b) Las concentraciones de las especies gaseosas en el equilibrio, al añadir al anterior equilibrio 0,01 mol de gas CO2.

Datos: R = 0,082 atm·L/mol-1·K-1 Masa atómicas C = 12; H = 1; O = 16; Na = 23

9.- Escriba la ecuación que relaciona la solubilidad (s) del Ag2S con el producto

de solubilidad (KS) en los siguientes casos:

a) En agua pura.

b) En una disolución acuosa 0,2 M de AgNO3 totalmente disociado.

c) En una disolución acuosa 0,03 M de BaS totalmente disociado.

10.- Una mezcla gaseosa de 1 L, constituida inicialmente por 7,94 mol de gas

dihidrógeno (H2) y 5,30 mol de gas diyodo (I2), se calienta a 455 ºC,

formándose en el equilibrio 9,52 mol de yoduro de hidrógeno gaseoso. a) Calcule el valor de la constante de equilibrio Kc, a dicha temperatura. b) Si hubiésemos partido de 4 mol de gas dihidrógeno y 2 mol de gas

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EQUILIBRIO 2012

1.- En un vaso de agua se pone una cierta cantidad de una sal poco soluble, de fórmula general AB3, y no se disuelve completamente. El producto de solubilidad de la sal es Ks.

a) Deduzca la expresión que relaciona la concentración molar de A3+ con el producto de solubilidad de la sal.

b) Si se añade una cantidad de sal muy soluble CB2. Indique, razonadamente, la variación que se produce en la solubilidad de la sal AB3.

c) Si B es el ion OH- ¿Cómo influye la disminución del pH en la solubilidad del compuesto?

2.- En una vasija de 10 L mantenida a 270 ºC y previamente evacuada se introducen 2,5 moles de pentacloruro de fósforo y se cierra herméticamente. La presión en el interior comienza entonces a elevarse debido a la disociación térmica del pentacloruro:

PCl5 (g) ↔ PCl3(g) + Cl2 (g) Cuando se alcanza el equilibrio la presión es de 15,6 atm.

a) Calcule el número de moles de cada especia en el equilibrio. b) Obtenga los valores de Kc y Kp

3.- A la temperatura de 60 ºC la constante de equilibrio para la reacción de disociación: N2O4 (g) ↔ 2 NO2 (g) Kp = 2,49 Determine:

a) El valor de Kc

b) El grado de disociación del citado compuesto a la misma temperatura cuando la presión del recipiente es de 1 atm.

4.- El metanol se prepara industrialmente según el proceso siguiente: CO (g) + 2 H2 (g) ↔ CH3OH (g) ∆H0 < 0 Razona como afecta al rendimiento de la reacción:

a) Aumentar la temperatura. b) Retirar del reactor el CH3OH (g) c) Aumentar la presión

5.- El cianuro de amonio se descompone según el equilibrio: NH4CN (s) ↔ NH3 (g) + HCN (g)

Cuando se introduce una cantidad de cianuro de amonio en un recipiente de 2 L en el que previamente se ha hecho el vacío, se descompone en parte y cuando se alcanza el equilibrio a la temperatura de 11 ºC la presión es de 0,3 atm. Calcule:

a) Los valores de Kc y Kp para dicho equilibrio.

b) La cantidad máxima de cianuro de amonio que puede descomponerse a 11 ºC en un recipiente de 2L.

Masas atómicas: H = 1 C = 12 N = 14

6.- Dado el sistema en equilibrio representado por la siguiente ecuación: NH4HS (s) ↔ NH3 (g) + H2S (g)

Indique, razonadamente, cómo varían las concentraciones de las especies participantes en la reacción en cada uno de los siguientes casos, manteniendo la temperatura y el volumen del reactor constante:

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7.- El pH de una disolución saturada de Mg(OH)2 en agua pura, a una cierta temperatura es de 10,38.

a) ¿Cuál es la solubilidad molar del hidróxido de magnesio a esa temperatura? Calcule el producto de solubilidad.

b) ¿Cuál es la solubilidad del hidróxido de magnesio en una disolución 0,01 M de hidróxido de sodio?

8.- A 25 ºC la constante del equilibrio de solubilidad del Mg(OH)2 sólido es, Kc = 3,4·10-11.

a) Establezca la relación que existe entre la constante Ks y la solubilidad (s) del Mg(OH)2.

b) Explique, razonadamente, cómo se podría disolver, a 25 ºC y mediante procedimientos químicos un precipitado de Mg(OH)2.

c) ¿Qué efecto tendría sobre la solubilidad del Mg(OH)2 a 25 ºC la adición del cloruro de magnesio? Razone la respuesta.

9.- En un recipiente que tiene una capacidad de 4L, se introducen 5 moles de COBr2 (g) y se calienta hasta una temperatura de 350 K. Si la constante de disociación del COBr2 (g) para dar CO (g) y Br2 (g) es Kc = 0,190. Determine:

a) El grado de disociación y la concentración de las especies en equilibrio.

b) A continuación, a la misma temperatura, se añaden 4 moles de CO al sistema. Determine la nueva concentración de todas las especies una vez alcanzado el equilibrio.

10.- En diversos países la fluoración del agua de consumo humano es utilizada para prevenir caries.

a) Si el producto de solubilidad Ks del CaF2 es 1,0·10-10 ¿cuál es la solubilidad de una disolución saturada de CaF2?

b) ¿Qué cantidad en gramos de NaF hay que añadir a un litro de una disolución acuosa que contiene 20 mg de Ca2+ para que empieza a precipitar CaF

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EQUILIBRIO 2011

1.- Al calentar yodo en una atmósfera de dióxido de carbono, se produce monóxido de carbono y pentóxido de diyodo

I2 (g) + 5 CO2 (g) ↔ 5 CO(g) + I2O5 (s) ∆H = 1175 KJ Justifique el efecto que tendrán los cambios que se proponen: a) Disminución del volumen sobre el valor de la constante Kc b) Adición de I2 sobre la cantidad de CO

c) Reducción de la temperatura sobre la cantidad de CO2

2.- A 25ºC una disolución acuosa de amoniaco contiene 0’17 g de este compuesto por litro y se encuentra disociado en un 4’3 %. Calcule:

a) La concentración de iones hidroxilo y amonio. b) La constante de disociación.

Masas atómicas: N = 14; H = 1.

3.- En un recipiente de 2 L se introducen 2’1 mol de CO2 y 1’6 mol de H2 y se calienta a 1800 ºC. Una vez alcanzado el siguiente equilibrio:

CO2 (g) + H2 (g) ↔ CO (g) + H2O (g)

Se analiza la mezcla y se encuentra que hay 0’9 mol de CO2. Calcule: a) La concentración de cada especie en el equilibrio.

b) El valor de las constantes Kc y Kp a esa temperatura.

4.- Cuando se mezclan 0’40 moles de gas xenón con 0’80 moles de gas flúor en un recipiente de 2 litros a cierta temperatura, se observa que el 60 % del xenón reacciona con el flúor formando XeF4 gaseoso.

a) Calcule el valor de Kc a esa temperatura, para la reacción: Xe (g) + 2 F2 (g) ↔ XeF4 (g)

b) ¿Cuántos moles de F2 se deben añadir a la cantidad inicial para que la conversión sea del 75 %?

5.- Se dispone de una disolución acuosa saturada de Ag2CrO4 con una pequeña cantidad de precipitado en el fondo. Razone cómo afecta a la cantidad de precipitado la adición de:

a) Agua.

b) Una disolución acuosa de cromato de sodio. c) Una disolución acuosa de nitrato de plata.

6.- En un recipiente de 1 litro de capacidad, en el que previamente se ha hecho el vacío, se introducen 0’1 mol de SbCl3, 0’1 mol de Cl2 y 1 mol de SbCl5. A 200 ºC se establece el equilibrio:

SbCl5 (g) ↔ SbCl3 (g) + Cl2 (g) Sabiendo que a esa temperatura Kc vale 2’2·10−2:

a) Determine si el sistema está en equilibrio y, si no lo está, el sentido en el que va a evolucionar.

b) La composición del sistema en equilibrio.

7.- El hidróxido de magnesio es un compuesto poco soluble en agua. a) Escriba la expresión del producto de solubilidad del compuesto.

b) Deduzca la expresión que relaciona la solubilidad con el producto de solubilidad del compuesto.

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