SOLUCIONES A LAS CUESTIONES Y PROBLEMAS

(1)

EQUILIBRIO QUÍMICO (SOLUCIONES)

1)





   





   





   

6 2 2 2

4 3

2 2

3 3 2 2

2 3

H · N

NH Kc

c)

H · N

NH Kc

b)

H · N

NH Kc

a)

2 3 2 1

  

2)

Al multiplicar los coeficientes estequiométricos de cualquier reacción por un determinado número, su constante la tenemos que elevar a ese mismo número. Por tanto, si multiplicamos la reacción por 2, su constante quedará elevada al cuadrado; y si la dividimos por dos, que es lo mismo que multiplicarla por 1/2, su constante quedará elevada a ½, o lo que es lo mismo, será igual a la raíz cuadrada.

3)

Como la constante es aproximadamente igual a 1, y ésta es igual al cociente entre las concentraciones de productos y reactivos, podremos decir que dichas concentraciones serán prácticamente iguales cuando se alcance el equilibrio.

4)

Lo primero que haremos será pasar a moles cada una de las tres masas:

3 3

2 2

SO mol 0,25 SO

gr 80

SO mol 1 · SO gr 20

O mol 0,125 O

gr 32

O mol 1 · O gr 4

SO mol 0,0625 SO

gr 64

SO mol 1 · SO gr 4

 



5)

N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3(g) Kc = 2,38·10–3





   













NH₃



0,1mol/L

 

; (1,62) · 1,03 · 2,38·10 NH

; (1,62) · 1,03

NH 2,38·10

; H · N

NH Kc

3 3

-3

3 2 3 3

-3

2 2

2 3

Como la reacción b es la a multiplicad por 1/2: Kcb = (Kca) 1/2

.

Como la reacción c es la a multiplicada por 2: Kcc = (Kca)2.

Teniendo en cuenta que esos moles son en el equilibrio: 2 SO2 (g) + O2 (g)  2 SO3 (g), y que el volumen es de 2 L:

 



  

_ Kc256

        

 

      

 ;

2 0,125 · 2 0,0625

2 0,25 Kc

; O · SO

SO Kc

2 2

2 2 2

(2)

6)

PCl5 (g)  PCl3 (g) + Cl2 (g)

PCl5 PCl3 Cl2

Moles iniciales 1 ---- ---- Moles que reaccionan x ---- ---- Moles que se forman ---- x x Moles en el equilibrio 1–x x x

Cuando se alcanza el equilibrio quedan 0,3 moles de PCl5. Por tanto: 1–x = 0,3; x = 0,7 moles.



  





Kc0,16

     

            

 ;

10 0,3

10 0,7 · 10 0,7 Kc ; PCl

Cl · PCl Kc

5 2 3

7)

N2O4 (g)  2 NO2 (g)









 Kc5,1·10-3

 ;

0,49 (0,05) Kc

; O N NO Kc

2

4 2

2 2

Como el equilibrio: ½ N2O4 (g)  NO2 (g) es el de arriba multiplicado por ½, su constante será

la de arriba elevada a ½; o lo que es lo mismo, su raíz cuadrada:

-2

7,14·10 Kc  5,1·10 ;

Kc -3

8)

2 NO (g) + O2 (g)  2 NO2 (g) Kc = 6,44·10 5





   

 



 

O₂ 0,13mol/L

 

; ·6,44·10 (0,054)

(15,5) O

; O · (0,054)

(15,5) 6,44·10

; O · NO

NO Kc

5 2

2

2 2

2 5

2 2

9)

Lo primero que haremos será pasar a moles todas las masas:

O H mol 0,12 O H gr 18

O H mol 1 · O H gr 2,16

O mol 0,26 O

gr 32

O mol 1 · O gr 8,32

H mol 0,52 H

gr 2

H mol 1 · H gr 1,04

2 2

  

Hay que tener en cuenta que los moles de H2 y de

O2 son los iniciales, mientras que los de agua son

(3)

2 H2 (g) + O2 (g)  2 H2O (g)

H2 O2 H2O

Moles iniciales 0,52 0,26 ---- Moles que reaccionan 2x x ---- Moles que se forman ---- ---- 2x Moles en el equilibrio 0,52–2x 0,26–x 2x

Como en el equilibrio hay 0,12 mol de agua: 2x = 0,12; x = 0,06 mol. Por tanto en el equilibrio tendremos: 0,52–2·0,06=0,4 moles de H2; 0,26–0,06=0,2 mol de O2 y 0,12 mol de agua.





   

 





 

Kc0,45



   

     

   

; 0,2 · 0,4

0,12 Kc

; 1 x -0,26 · 1 2x -0,52

1 2x Kc

; O · H

O H Kc

2 2

2 2 2

2 2

10)

Como el dato inicial es en concentraciones, haremos la tabla en concentraciones: 2 HI (g)  H2 (g) + I2 (g) Kc = 0,022

HI H2 I2

Concentraciones

iniciales 2,1·10

–3 _---- _----

Concentraciones que

reaccionan 2x ---- ----

Concentraciones que se

forman ---- x x

Concentraciones en el

equilibrio 2,1·10

–3_–2x _x _x

   

 

   

H I 2,42·10 mol/L mol/L 10

· 1,62 HI

4 -2

2

3

-  



 

  

 

x; I H

2x; -2,1·10 HI

mol/L 2,42·10

x x; 2x) -(2,1·10 · 0,15 ; 2x -2,1·10

x 0,022

: igualdad la

de lados ambos a cuadarada raíz

la hacer podemos cuenta

damos nos Si

; 2x) -(2,1·10

x · x 0,022

; HI

I · H Kc

2 2

3

-4 -3

-3

-2 3 -2

(4)

11)

2 H2S (g)  2 H2 (g) + S2 (g)

   

 

 

   

 

 

n 0,35molH S

0,016 Kc

2

 

             

              

; 0,016 0,0005 4

n ; 2

n 2 0,4 · 2 0,1 0,016 ; S H

S · H Kc

; 2

1 2 0,8 · 2 0,2 Kc ; S H

S · H Kc

2

2 2

2 2 2

2 2

2 2 2

12)

PCl5 (g)  PCl3 (g) + Cl2 (g)

PCl5 PCl3 Cl2

Moles iniciales 0,84 0,18 ---- Moles que reaccionan x ---- ---- Moles que se forman ---- x x Moles en el equilibrio 0,84–x 0,18+x x

Cuando se alcanza el equilibrio hay 0,72 moles de PCl5; por tanto, 0,84–x = 0,72;

x = 0,12 moles. De modo que en el equilibrio hay: 0,72 mol PCl5; 0,18+0,12=0,3 mol PCl3 y

0,12 mol PCl3.



  





 Kc0,05

 ;

1 0,72

1 0,12 · 1 0,3 Kc ; PCl

Cl · PCl Kc

5 2 3

13)

a) Lo primero que haremos será pasar a moles todas las masas:

2 2

I mol 0,0075 I

gr 254

I mol 1 · I gr 1,9

H mol 0,5 H gr 2

H mol 1 · H gr 1

I mol 0,18 I

gr 254

I mol 1 · I gr 46

  

Hacemos ahora la tabla: H2 (g) + I2 (g)  2 HI (g)

H2 I2 HI

Moles iniciales 0,5 0,18 ---- Moles que reaccionan x x ---- Moles que se forman ---- ---- 2x Moles en el equilibrio 0,5–x 0,18–x 2x

Hay que tener en cuenta que los 0,18 moles de I2 y los 0,5 moles de hidrógeno

(5)

Como en el equilibrio hay 0,0075 mol de I2, 0,18 – x = 0,0075; x = 0,172 mol. Por tanto

en el equilibrio habrán: 0,0075 mol de I2; 0,5 – 0,172 = 0,328 mol de H2 y 2 · 0,172 = 0,344 mol de HI.

b)

 

   

Kc48,1

   

     

 

   

  

 ;

V 0,0075 · V 0,328

V 0,344 Kc

; I · H

HI Kc

2

2 2

2

14)

PCl5 (g)  PCl3 (g) + Cl2 (g)

PCl5 PCl3 Cl2

Moles iniciales 1 ---- ---- Moles que reaccionan x ---- ---- Moles que se forman ---- x x Moles en el equilibrio 1–x x x

Sabiendo que el grado de disociación, , es del 14%, podemos calcular el valor de x y con éste la constante de equilibrio Kc:



  





Kc 0,023

, 

 

   

; 1 86 0

1 0,14 · 1 0,14 Kc ; PCl

Cl · PCl Kc

. Cl de moles 0,14 y PCl de moles 0,14 ; PCl mol 0,86 0,14 -1 : tendremos equilibrio

el en Por tanto

mol. 0,14 x ; 1 x 100

14 ; iniciales moles

reaccionan que

moles

5 2 3

2 3

5 

15)

Br2 (g) + Cl2 (g)  2 BrCl (g)

Br2 Cl2 BrCl

Moles iniciales 2 2 ----

Moles que reaccionan x x ---- Moles que se forman ---- ---- 2x Moles en el equilibrio 2–x 2–x 2x

Cuando se alcanza el equilibrio se ha consumido el 9,8% de bromo; es decir:

mol. 0,196 x ; 2 x 100

(6)









 















NO



0,042mol/L

mol/l 0,016 NO

4 2 2

 

  



 



; 2 0,016 -0,1 O N

;

; 2 0,016 · 2 NO

: Por tanto mol. 0,016 x 0; 0,0012 -0,012x 4x

; 4x 0,012x -0,0012

; x) -2·(0,1

4x 6·10

; 2 x -0,1

2 2x 6·10 ; O N NO Kc

4 2

2 2

2

2 3 -2 3

-4 2

2 2





   

Kc0,047

           

   

   

 

; V 1,804 · V 1,804

V 0,392 Kc

; Cl · Br

BrCl Kc

BrCl. de mol 0,392 2·0,196 y Cl de y también Br

de mol 1,804 0,196 -2 : tendremos equilibrio

el en Por tanto

2

2 2

2

2 2

16)

CO (g) + H2O (g)  CO2 (g) + H2 (g) Kc = 4

CO H2O CO2 H2

Moles iniciales 0,6 0,6 ---- ---- Moles que reaccionan x x ---- ---- Moles que se forman ---- ---- x x Moles en el equilibrio 0,6–x 0,6–x x x



  

  



2

CO de moles 0,4

habrán equilibrio el

en Por tanto,

mol. 0,4 x x; 2x -1,2 ; x -0,6

x 2

: igualdad la

de lados ambos a cuadrada raíz

la hacer podemos rápida,

más forma una de operar Para

V x -0,6 · V x -0,6

V x · V x 4

; O H · CO

H · CO Kc

2 2 2

  

   

     

   

17)

N2O4 (g)  2 NO2 (g) Kc = 6·10 –3

N2O4 NO2

Moles iniciales 0,1 ---- Moles que reaccionan x ---- Moles que se forman ---- 2x Moles en el equilibrio 0,1–x 2x

18)

2 HF (g)  H2 (g) + F2 (g) Kc = 10–13

   

 

izquierda. la

hacia desplazará se

reacción la

por tanto

r; denominado el

aumentando y

numerador el

do disminuyen :

disminuir deberá

su valor Kc,

Qc Como

. equilibrio en

está no sistema el Kc, Qc Como ; 1,48·10 (0,45)

3·10 · 10 Qc ; HF

F · H

Qc ₂ -5

-3 -3

2 2 2



 

(7)

19)

N2 (g) + 3 H2 (g)  2 NH3 (g) Kc = 0,11





   





3 5

2

3 2 2

2

3 _;_Qc _1,48·10

(0,003) · 0,001

0,002 Qc

; H · N

NH

Qc  

Como Qc es mayor que Kc, tiene que disminuir, desplazándose la reacción hacia la izquierda. Por tanto, se descompondrá amoniaco.

20)

H2 (g) + I2 (g)  2 HI (g) Kc = 54,27

a) La reacción en la que se formaría un mol de HI sería la de arriba multiplicada por ½; por tanto su constante será la de arriba elevada a ½: Kc 54,27; Kc7,37.

b) La reacción en la que se descompondría un mol de HI, sería la del apartado a, pero

cambiando reactivos por productos. Por tanto su constante será la inversa a la del apartado a:

0,14. Kc

 ; 7,37

1 Kc

c)

_{   }

 

 

;Qc 12,35 54,27

V 0,27 · V 3 0

V 1 Qc ; I · H

HI Qc

2

2 2

2

  



,

Como Qc es menor que Kc, deberá aumentar, aumentando el numerador y disminuyendo el denominador. Por tanto el equilibrio se desplazará hacia la derecha.

21)

Cl2 (g) + CO (g)  COCl2 (g) Kc = 5

a)

_{   }





  

 

; Qc 2. 1

2 · 1 5

1 20 Qc ; CO · Cl

COCl Qc

2

2 _ _



Como Qc<Kc: no está en equilibrio. Qc deberá aumentar, desplazándose el equilibrio hacia la derecha.

b)





   

  

 

; Qc 5. 1

2 · 1 2

1 20 Qc ; CO · Cl

COCl Qc

2

2 _ _



Como Qc=Kc: el sistema está en equilibrio.

c)

_{   }





  

 

; Qc 6. 1

1 · 1 1

1 6 Qc ; CO · Cl

COCl Qc

2

2 _ _



Como Qc>Kc: no está en equilibrio. Qc deberá disminuir, desplazándose el equilibrio hacia la izquierda.

(8)

22)

H2 (g) + I2 (g)  2 HI (g) Kc = 50

a) Para saber el sentido en el que se producirá la reacción tendremos que calcular el cociente de reacción: Qc y compararlo con la constante:

 

   

  

 

; Qc 4. V

1 · V 1

V 2 Qc ; Cl · H

HI Qc

2

2 2

2

 



Como Qc<Kc, deberá aumentar, desplazándose la reacción hacia la derecha.

b)

H2 I2 HI

Moles iniciales 1 1 2

Moles que reaccionan x x ---- Moles que se forman ---- ---- 2x Moles en el equilibrio 1–x 1–x 2+2x

 

   

  





;

V x -1 · V x -1

V 2x 2 50 ; Cl · H

HI Kc

2

2 2

2 

 

Simplificando los volúmenes y haciendo la raíz cuadrada a ambos lados de la igualdad:

mol 0,56 x 2x; 2 x) -(1 · 7,07 ; x -1

2x 2

50    

0,56 · 2 2 y 0,56

-1 : habrán equilibrio el

En 0,44molH2,0,44molI2  3,12molHI

23)

PCl5 (g)  PCl3 (g) + Cl2 (g) Kp = 1,05

at 1,984 P

2

Cl 



 ;

0,875 P · 0,463 1,05 ; P

P · P

Kp 2

5 2

3 Cl

PCl Cl PCl

24)

2 SO2 (g) + O2 (g)  2 SO3 (g)

at 49,81 P

at 61,08 P

at 23,49 P

2 2

3

O SO

SO

 

 

 

 

 

; 1

273) (300 · 0,082 · 1,06 P

; ;

1

273) (300 · 0,082 · 1,3 P

; 1

273) (300 · 0,082 · 0,5 P

: V

T · R · n P

2 2

3

O SO

SO







  

0,003 Kp 0,003 Kp

0,14 Kc

 



 



            

       



; 573) · (0,082 · 0,14 Kp : Kc·(R·T ) Kp

: fórmula la utilizar sería Kp calcular de

forma Otra

; 49,81 · 61,08

23,49 Kp

; P · P

P Kp

; 1 1,06 · 1 1,3

1 0,5 Kc

; O · SO

SO Kc

1 -n

2 2

O 2 SO

2 SO

2 2

2 2 2

2 3

2 2

(9)

25)

2 NO2 (g)  2 NO (g) + O2 (g)

Podemos calcular Kp de dos formas distintas:

1) Calculando las presiones parciales y con ellas el valor de Kp:





 

6 Kp

 



 



 



; (0,738)

0,935 · (1,87) Kp

; P

P · P Kp

at 0,935 P

2·600; 0,019·0,08 P

·R·T; O P

at 1,87 P

2·600; 0,038·0,08 P

·R·T; NO P

at 0,738 P

2·600; 0,015·0,08 P

·R·T; NO P

2 2

2 NO

O 2 NO

O O

2 O

NO NO

NO

NO NO

2 NO

2 2

2

2 2

2

2) Calculando primero Kc, y con este valor el de Kp:

   





6 Kp 



 



 _;_Kp _0,122_·_(0,082·600₎ _;

(R·T) · Kc Kp

0,122 Kc ; (0,015)

0,019 · (0,038) Kc

; NO

O · NO Kc

1 n

2 2

26)

N2O4 (g)  2 NO2 (g) Kp = 0,14

Como no sabemos ni los moles iniciales ni ninguna relación entre los moles iniciales y los que reaccionan, este problema no lo podemos resolver de la forma habitual, es decir, planteando la tabla de equilibrio.

Pero como sabemos el valor de Kp y la presión total, lo resolveremos planteando un sistema de ecuaciones con ambos datos:

4 2 2 4

2 2

4 2

2

4 2

2

O N NO O

N NO T

O N

2 NO

O N

2 NO

P P 2 ; P P P

P P 0,14 ; P

P Kp

  



 

at 1,54 P

at; 0,46 P

4 2

2 NO

NO  

 

  

 

: Por tanto

at. 1,54 0,46 -2 y at; 0,46 x 0; 0,28 -0,14x x

; x x) -(2 · 0,14 x; -2

y 2 2

27)

H2 (g) + I2 (g)  2 HI (g) Kc = 50

H2 I2 HI

Moles iniciales 0,5 0,5 ---- Moles que reaccionan x x ---- Moles que se forman ---- ---- 2x Moles en el equilibrio 0,5–x 0,5–x 2x

Para simplificar la escritura llamaremos x a la

2

NO

P y llamaremos y a la

4 2O

N

(10)

Calculemos, primero, el valor de la x, a partir de la Kc:

 

   

at 0,87 P at 0,87 P at 6,15 P at. 7,88 P 50. Kp HI de mol 0,78 I de mol 0,11 H de mol 0,11 2 2 I H HI T 2                                                7,88; · 1 0,11 P ; P · x P 7,88; · 1 0,11 P ; P · x P 7,88; · 1 0,78 P ; P · x P : forma última esta aplicar a Vamos . P · x P expresión la de partir a o sustancia cada para gases los de ecuación la de partir a : opciones dos tenemos parciales presiones las calcular Para ; 7,5 273) 48 1·0,082·(4 P ; V RT n P en total. mol 1 0,78 0,11 0,11 : equilibrio el en totales moles de número el saber s necesitamo P la calcular Para Kc; Kp : 0 n vale Como . (R·T) · Kc Kp : Kp de valor el ahora Calculemos . 2·0,39 y y 0,39 -0,5 : tendremos equilibrio el en Por tanto mol. 0,39 x 2x; x) -(0,5 · 7,07 ; x -0,5 2x 50 : igualdad la de lados ambos a cuadrada raíz la haciendo y volúmenes los ndo Simplifica 7,5 x -0,5 · 7,5 x -0,5 7,5 2x 50 ; I · H HI Kc 2 2 2 2 2 2 I T I I H T H H HI T HI HI T i i T T T T n 2 2 2 2 2

28)

N2O4 (g)  2 NO2 (g) Kp = 0,17

N2O4 NO2

Moles iniciales n0 ----

Moles que reaccionan x ---- Moles que se forman ---- 2x Moles en el equilibrio n0–x 2x

Escribiremos, ahora, las presiones parciales en función del grado de disociación para luego sustituirlas en la ecuación de la Kp y así poder calcular el grado de disociación:

                              1 · 2 P ; ) (1 · n · 2 · n P ; n · n n · · 2 P 1; · x n 2x P ; P · x P 1 -1 P ; ) (1 · n ) -(1 · n P ; n · n n · -n P 1; · x n x -n P ; P · x P 2 2 2 2 24 2 4 2 4 2 4 2 4 2 4 2 4 2 NO 0 0 NO 0 0 0 NO 0 NO T NO NO O N 0 0 O N 0 0 0 0 O N 0 0 O N T O N O N

Para hacer este problema, debemos tener en cuenta la definición del grado de disociación:  y despejar x en función de  y de n0:

(11)





0,2 α 



 



  

      

  

; 4 0,17 -0,17 ; -1

4 0,17

: -1 ) -(1 · ) (1 que presente y teniendo

, 1 o Simplicand

1

-1 1

4 0,17 ; 1

-1 1

2 0,17 ; P

P Kp

2 2 2

2

2 2

O N

2 NO

4 2

2

  



   

29)

N2 (g) + 3 H2 (g)  2 NH3 (g)





   





2

-10 · 6,44 Kp 1,56 Kc

 



 





; ) (0,082·600 ·

1,56 Kp ; (R·T) · Kc Kp

; (0,02) · 0,02

5·10 Kc

; H · N

NH Kc

2 -n

3 2 -4

3 2 2

2 3

30)

N2 (g) + 3 H2 (g)  2 NH3 (g)

a) nT = 13,5 + 3,6 + 1 = 18,1 moles

at 0,11 P

at 0,4 P

at 1,49 P

3 2

2

NH H

N

 



 



 



2; · 18,1

1 P

; P · x P

2; · 18,1

3,6 P

; P · x P

2; · 18,1 13,5 P

; P · x P

3 3

3

2 2

2

2 2

2

NH T NH NH

H T H H

N T N N

b)

77,62 Kc 0,13 Kp

 



 





; ) (0,082·298 ·

Kc 0,13 ; (R·T) · Kc Kp

; (0,4) · 1,49

(0,11) Kp

; P · P

P Kp

2 -n

3 2

3 H N

2 NH

2 2

3

31)

PCl5 (g)  PCl3 (g) + Cl2 (g)

Si inicialmente se introduce sólo PCl5, los moles que se formarán de PCl3 y de Cl2 serán

los mismos ya que por cada mol de PCl3 se forma un mol de Cl2. Y si son los mismos moles

también serán las mismas presiones parciales. Por tanto en el equilibrio:

at 0,4 P

at; 0,5 P

PPCl₃  Cl₂  PCl₅ 

0,011 Kc 0,625

Kp

 

 



 _;_0,625 _Kc_·_(0,082·(42₇ ₂₇₃₎₎ _;

(R·T) · Kc Kp

; 0,4

0,5 · 0,5 Kp ; P

P · P Kp

1 n

PCl Cl PCl

(12)

Para calcular las fracciones molares necesitaremos saber la presión total: 0,29 x 0,36 x 0,36 x 5 2 3 PCl Cl PCl                    ; 1,4 0,4 x ; P P x ; P · x P ; 1,4 0,5 x ; P P x ; P · x P ; 1,4 0,5 x ; P P x ; P · x P at 1,4 P 0,4; 0,5 0,5 P ; P P P P 5 5 5 5 5 2 2 2 2 2 3 3 3 3 3 5 2 3 PCl T PCl PCl T PCl PCl Cl T Cl Cl T Cl Cl PCl T PCl PCl T PCl PCl T T PCl Cl PCl T

32)

N2O4 (g)  2 NO2 (g) Kp = 66

N2O4 NO2

Moles iniciales 1 ---- Moles que reaccionan x ---- Moles que se forman ---- 2x Moles en el equilibrio 1–x 2x

2 NO mol 1,58 : 0,79 · 2 habrán equilibrio el en Por tanto mol. 0,79 x ; 4x 6,6x -6,6 ; x -1 4x 10 66 : x -1 x) -(1 · x) (1 que cuenta en y teniendo 10; con 10 y x) (1 con x) (1 ndo Simplifica 10 · x 1 x -1 10 · x 1 2x 66 ; P P Kp 2 2 2 2 2 2 2 2 O N 2 NO 4 2 2                 

33)

N2 (g) + 3 H2 (g)  2 NH3 (g)

50 Kp          ; (0,4) · 0,8 (1,6) Kp ; P · P P K at 1,6 P ; P 0,4 0,8 2,8 ; P P P P 3 2 3 H N 2 NH p NH NH NH H N T 2 2 3 3 3 3 2 2

34)

N2 (g) + 3 H2 (g)  2 NH3 (g)

N2 H2 NH3

Moles iniciales 1 3 ----

Moles que reaccionan x 3x ---- Moles que se forman ---- ---- 2x Moles en el equilibrio 1–x 3–3x 2x

(13)

a) En el equilibrio hay 0,4 moles de NH3; por tanto, 2x = 0,4; x = 0,2 mol.

En el equilibrio habrán: 1–0,2= 0,8 mol N2; 3–3·0,2= 2,4 mol H2 y 0,4 mol NH3

b) En el equilibrio el número de moles totales será: nT = 0,8+2,4+0,4 = 3,6 mol

at 1,11 P

at 6,67 P

at 2,2 P

3 2 2

NH H N

 



 



 



10; · 3,6 0,4 P

; P · x P

10; · 3,6 2,4 P

; P · x P

10; · 3,6 0,8 P

; P · x P

3 3

3

2 2

2

2 2

2

NH T NH NH

H T H H

N T N N

c)   ; Kp1,87 ·10-3

(6,67) · 2,22

(1,11) Kp

; P · P

P Kp

3 2

3 H N

2 NH

2 2

3

35)

2 NaHCO3 (s)  Na2CO3 (s) + CO2 (g) + H2O (g)

Como inicialmente sólo se introdujo en el recipiente NaHCO3 (s), los moles que se

habrán formado de CO2 y de H2O serán los mismos ya que como nos indica la reacción ajustada

por cada mol de CO2 que se forma también lo hace uno de H2O. Por tanto, también serán iguales

las presiones parciales de ambos gases.

Como la presión total es de 1720 mm Hg, la presión de cada gas será la mitad:

1,28 Kp

at 1,13 P

at 1,13

P_CO _H_O

2 2

 



 

1,13; · 1,13 Kp ; P · P Kp

;

Hg; mm 860 P

; 2 1720 P

O H CO

CO CO

2 2

Para poder calcular Kc necesitamos saber n, y para calcularlo sólo se tienen en cuenta los moles gaseosos de la reacción ajustada. Por tanto en esta reacción n = 2:

-3

10 · 1,23 Kc

 

 

; 273)) 0 (0,082·(12 ·

Kc 1,28 ; (R·T) · Kc

Kp n 2

36)

a) C (s) + H2O (g)  CO (g) + H2 (g)

   





1

O H

H co

n

2 2

(R·T) · Kc Kp P

P · P Kp

(R·T) · Kc Kp O

H H · CO Kc

2

2 



 

b) (NH4)2Se (s)  2 NH3 (g) + H2Se (g)



 



3 Se

H 2 NH

n 2

2 3

(R·T) · Kc Kp P

· P Kp

(R·T) · Kc Kp Se H · NH Kc

2

3 



(14)

37)

2 HgO (s)  2 Hg (g) + O2 (g)

Como inicialmente solo introducimos HgO (s), cuando se alcance el equilibrio se habrán formado el doble de moles de Hg (g) que de O2 (g) ya que la relación estequiométrica es

2:1. Por tanto la relación entre sus presiones parciales también será la misma:

2

O Hg 2 ·P

P  .

3

-1,15·10 Kp

 

  



0,066; · (0,132) Kp

; P · P Kp

at 0,132 P

2·0,066; P

at; 0,066 P

Hg; mm 50 P

; P · 3 150 ; P · 3 P ; P 2·P P ; P P P

2 O

2 Hg

Hg Hg

O O

T O O T O Hg T

2 2 2

2 2

2 2 2

38)

H2S (g)  H2 (g) + S (s) Kc = 0,07

Lo primero que haremos será pasar las masas a moles:

S H mol 0,1 S H gr 34

S H mol 1 · S H gr 3,4

H mol 0,5 H gr 2

H mol 1 · H gr 1

2 2

 

 

; Qc 5

0,2 0,1

0,2 0,5 Qc ; S H

H Qc

2

2 _ _



Como Qc>Kc, la reacción evolucionará hacia la izquierda. Ahora, hacemos la tabla:

H2S H2

Moles iniciales 0,1 0,5 Moles que reaccionan ---- x

Moles que se forman x ---- Moles en el equilibrio 0,1+x 0,5–x

En el equilibrio tendremos: 0,1+0,4 = 0,5 mol H2S y 0,5–0,4 = 0,1 mol H2. Sabiendo los

moles de cada gas, ya podemos calcular sus presiones parciales utilizando la ecuación de los gases para cada gas:

at 15,58 P

at 77,9 P

2 2

H S H

 



 



; 0,2

380 · 0,082 · 0,1 P

T; · R · n V · P

; 0,2

380 · 0,082 · 0,5 P

T; · R · n V · P

2 2

2

2 2

2

H H

H

S H S

H S

H

Debemos tener presente que el S, por ser sólido, no interviene en el equilibrio. Por otro lado, para saber el sentido en el que evolucionará la reacción, deberemos calcular el cociente de reacción: Qc:

 

mol 0,4 x x; -0,5 0,007x 0,007

x; -0,5 x) (0,1 · 0,07

; 0,2

x 0,1

0,2 x -0,5 0,07 ; S H

H Kc

2 2

 

  

(15)

39)

2 ICl (s)  I2 (s) + Cl2 (g) Kp = 0,24

a) Como el ICl y el I2 son sólidos, no participan en la constante de equilibrio. Por tanto

2

Cl

P

Kp , lo que quiere decir que cuando se alcance el equilibrio

2

Cl

P = 0,24 at. Sabiendo la presión parcial podemos calcular los moles y con éstos la concentración de cloro:

 



 



 

Cl2 0,01mol/L

 



; 2 0,02 Cl

; V n Cl

; Cl mol 0,02 n

; 0,082·298

0,24·2 n

T; · R · n V · P

2 Cl 2

2 Cl

Cl Cl

Cl

2

2 2

b) Que el ICl no participe en la constante de equilibrio no quiere decir que no reaccione; ya que para que se hayan formado los 0,02 moles de cloro habrá tenido que reaccionar cierta cantidad de ICl:

ICl gr 318,5

ICl mol 1

ICl gr 162,5 · ICl mol 1,96

: gramos a pasados que ICl; mol 1,96 0,04 -2 : reaccionar sin

quedarán Por tanto

ICl mol 0,04 Cl

mol 1

ICl mol 2 · Cl mol 0,02

2 2



 

40)

NH4Cl (s)  NH3 (g) + HCl (g) Kp = 1,04·10 –2

Si inicialmente se introduce sólo NH4Cl (s), cuando se alcance el equilibrio se habrán formado

los mismos moles de NH3 y de HCl ya que la relación estequiométrica es 1:1. Por tanto, para los

dos gases, la presión parcial, cuando se alcance el equilibrio será la misma: P_NH P_HCl

3  . Vamos

a calcularla, y con ella, calcularemos el número de moles que se han formado de cualquiera de los dos gases:

Cl NH gr 0,12 Cl NH mol 1

Cl NH gr 53,5 · NH mol 1

Cl NH mol 1 · NH mol 2,2·10

NH mol 2,2·10 n

; 273) (275 · 0,082

1 · 0,1 n

T; · R · n V · P

at 0,1 P

; P 1,04·10 ; P · P Kp

4 4

4

3 4 3

3

-3 3

-NH

NH NH

NH

NH 2 NH -2 HCl

NH

3 3

3 3 3



 

 



Por tanto quedarán sin descomponer: 0,98 – 0,12 = 0,86 gr NH4Cl

41)

CO2 (g) + C (s)  2 CO (g)

(16)

CO2 CO

Presiones parciales

iniciales 1 ----

Presiones parciales que

reaccionan x ----

Presiones parciales que

se forman ---- x

Presiones parciales en el

equilibrio 1–x 2x

b)

CO mol 0,02 n

CO mol 0,01 n

CO

2 CO2

 



 



; 600 · 0,082

1 · 1 n

T; · R · n V · P

; 600 · 0,082

1 · 0,5 n

T; · R · n V · P

CO CO

CO

CO CO

CO2 2 2

42)

PCl5 (g)  PCl3 (g) + Cl2 (g) H = +92,5 KJ

a) Al disminuir la temperatura el equilibrio se desplazará hacia su lado exotérmico: hacia la izquierda.

b) Al aumentar la presión el equilibrio se desplazará hacia donde haya menor número de moles gaseosos: hacia la izquierda.

c) Al aumentar la concentración de PCl3 el equilibrio tenderá a disminuirla, desplazándose

hacia la izquierda.

d) Al disminuir la concentración de PCl5 el equilibrio tenderá a aumentarla, desplazándose

hacia la iquierda.

43

4 HCl (g) + O2 (g)  2 H2O (g) + 2 Cl2 (g) H = –115 KJ

a) Al aumentar la temperatura el equilibrio se desplazará hacia su lado endotérmico: hacia la izquierda.

b) Al aumentar la presión el equilibrio se desplazará hacia donde haya menor número de moles gaseosos: hacia la derecha.

c) Si se añade O2 (g), el equilibrio tenderá a disminuir su concentración, desplazándose hacia

la derecha.

d) Si retiramos algo de agua el equilibrio tenderá a que se forme más, desplazándose hacia la derecha.

e) El hecho de introducir un catalizador no produce ningún cambio en el equilibrio, sólo hace que se alcance más rápidamente.

f) El hecho de añadir un gas inerte, provocará un aumento de la presión total y al mismo tiempo una disminución de las fracciones molares de los gases; con lo cual sus presiones parciales no se modifican y tampoco lo hace el equilibrio.

44)

PCl5 (g)  PCl3 (g) + Cl2 (g)

Con los datos de las concentraciones en el equilibrio podemos calcular el valor de Kc:



  





 Kc0,05

 ;

0,8 0,2 · 0,2 Kc ; PCl

Cl · PCl Kc

5 2 3

2 Kp 



 

  

 

; 0,5 1 Kp ; P

P Kp

at 1 P 2·0,5; P

at 0,5 P

0,5; -1 P

at 0,5 x x; 2 x -1 1,5

; P P P

2

CO 2 CO

CO CO

CO CO T

2 2 2

(17)

a) Si se añade PCl5 el equilibrio tenderá a disminuirlo desplazándose hacia la derecha. Para

poder hacer la tabla, calcularemos, multiplicando la concentración por el volumen, los moles que tenemos de cada gas:

0,8 · 10 = 8 moles de PCl5; 0,2 · 10 = 2 moles de PCl3 y 2 moles de Cl2

PCl5 PCl3 Cl2

Moles iniciales 8+2 2 2

Moles que reaccionan x ---- ---- Moles que se forman ---- x x Moles en el equilibrio 10–x 2+x 2+x



  





mol 0,21 x 0; 1 -4,5x x 4x; x 4 0,5x -5

; x -10

4x x 4 10 · 0,05 ; 10

x -10

10 x 2 · 10

x 2 0,05 ; PCl

Cl · PCl Kc

2 2

2

5 2 3

  

  

   

  

Por tanto, las nuevas concentraciones en el equilibrio serán:

















 

Cl 0,22mol/L

mol/L 0,22 PCl

mol/L 0,98 PCl

2 3 5

 



 



 

; 10

0,21 2 Cl

; 10

0,21 2 PCl

; 10

0,21 -10 PCl

2 3 5

b) Si disminuimos el volumen del recipiente, el equilibrio tenderá hacia el lado donde haya menor número de moles gaseosos, es decir, hacia la izquierda. Partiendo de los moles iniciales de los tres gases, volveremos a hacer la tabla:

PCl5 PCl3 Cl2

Moles iniciales 8 2 2

Moles que reaccionan ---- x x Moles que se forman x ---- ---- Moles en el equilibrio 8+x 2–x 2–x



  





8 x

4x x 4 5 · 0,05 ; 5

x 8

5 x 2 · 5

x 2 0,05 ; PCl

Cl · PCl Kc

2

5 2 3

    

   

2 + 0,25x = 4 + x2 – 4x; x2 – 4,25x + 2 = 0

(18)

Por tanto, las nuevas concentraciones en el equilibrio serán:

















 

Cl 0,29mol/L

mol/L 0,29 PCl

mol/L 1,71 PCl

2 3

5

 

 



; 5 0,54 -2 Cl

; 5 0,54 -2 PCl

; 5 0,54 8 PCl

2 3 5

45)

C (s) + 2 H2 (g)  CH4 (g) H = –75 KJ

a) Una disminución de la temperatura provocará que el equilibrio se desplace hacia su lado exotérmico: hacia la derecha.

b) Como el carbono es sólido, una adición de éste no producirá ningún cambio sobre el equilibrio.

c) Disminuir la presión del hidrógeno es equivalente a disminuir su concentración. Como éste es un gas, el equilibrio tenderá a formar más hidrógeno, desplazándose hacia la izquierda. d) Una disminución del volumen provocará que el equilibrio se desplace hacia donde haya

menor número de moles gaseosos: hacia la derecha.

46)

SO2 (g) + ½ O2 (g)  SO3 (g) H = –88,6 KJ

a) Al elevar la temperatura el equilibrio se desplazará hacia su lado endotérmico: hacia la izquierda; por tanto la constante de equilibrio, que es un cociente entre productos y reactivos, disminuirá: ya que la concentración de los reactivos aumentará y la del producto disminuirá al desplazarse el equilibrio hacia la izquierda.

b) Si aumenta el volumen del recipiente el equilibrio se desplazará hacia donde haya mayor número de moles gaseosos: hacia la izquierda. Hay que tener presente que en este caso la constante de equilibrio no sufre ninguna modificación.

47)

CaCO3 (s)  CO2 (g) + CaO (s) H = 87,8 KJ

a) En un crisol cerrado, como el CO2 que se va formando no escapa del recipiente, se alcanzará

el equilibrio cuando su concentración alcance el valor de la Kc, ya que en este caso

Kc=CO2. Cuando llegue a este valor su concentración ya no se descompondrá más CaCO3.

b) Sin embargo en un crisol abierto, como el CO2 (g) escapará a la atmósfera, su concentración

no alcanzará el valor de la constante; y el CaCO3 seguirá descomponiéndose hasta que ya no

quede más cantidad.

48)

COCl2 (g)  CO (g) + Cl2 (g) H>0

a)

1) Si se duplica el volumen del recipiente, el equilibrio tenderá hacia donde hay más moles gaseosos: hacia la derecha; por tanto, la cantidad de CO aumentará.

2) La constante de equilibrio sólo se modifica si cambia la temperatura. Por tanto el hecho de duplicar el volumen no la modificará.

(19)

b) Si se enfría el recipiente el equilibrio tenderá hacia su lado exotérmico: hacia la izquierda; por tanto, la cantidad de CO disminuirá.

49)

N2O4 (g)  2 NO2 (g)

a) Vamos a hacer la tabla y relacionaremos x y n0 en función del grado de disociación:

N2O4 NO2

Moles iniciales n0 ----

Moles que reaccionan x ---- Moles que se forman ---- 2x Moles en el equilibrio n0–x 2x

at 0,33 P

; 1,2n 0,4n P

; 0,2n n

2·0,2n P

1; · x n

2x P

; P · x P

at 0,67 P

; 1,2n 0,8n P

; 0,2n n

0,2n -n P

1; · x n

x -n P

; P · x P

2 2

4 2 4

2 4

2 4 2

NO 0 0 NO

0 0

0 NO

0 NO T NO NO

O N 0 0 O

N 0 0

0 0 O N 0

0 O N T O N O N

 

  

 

  

 

También podríamos haber calculado la

2

NO

P restando la del N2O4 a la total: 1–0,67=0,33 at

Sabiendo las presiones parciales de cada gas, ya podemos calcular la Kp:

0,16 Kp 

 ;

0,67 (0,33) Kp

; P

P Kp

2

O N

2 NO

4 2

2

b) Para poder hacer este apartado necesitaremos saber el valor de Kc y pasar los gramos a moles:

N2O4 NO2

Moles iniciales 0,65 ---- Moles que reaccionan x ---- Moles que se forman ---- 2x Moles en el equilibrio 0,65–x 2x









mol 0,13 x 0; 0,0845 -0,13x 4x

; 4x 0,13x -0,0845

; x -0,65

4x 6,5·10

· 20 ; 20

x -0,65

20 2x 6,5·10

; O N NO Kc

2 2

2 3 -2

3

-4 2

2 2

  



 

    

 

En el equilibrio habrán: 2 · 0,13 = 0,26 mol NO2; en gramos:

2

NO gr 11,96

NO mol 1

NO gr 46 · NO mol 0,25

2 2

2 

x n n 2x; x -n n

: lado otro Por

n · 0,2 x ; n

x 100

20 ; n

x

0 T 0

T

0 0

0

  



 

 

3

-1 n

4 2 4

2 4 2 4

2

6,5·10 Kc

; 273)) (0,082·(27 ·

Kc 0,16

(R·T) · Kc Kp

O N mol 0,65 O N gr 92

O N mol 1 · O N gr 60



 



(20)

c) La tabla será exactamente la misma que la del apartado a). Por otro lado, como no cambia la temperatura, Kp sigue teniendo el mismo valor; es decir, 0,16. También tenemos que buscar la relación entre los moles que reaccionan: x, y los moles iniciales: n0:

0 0

n · x ; n

x _

 

0,1 · 1

-1

0,1 · 1

· 2 0,16 ; P

P Kp

0,1 · 1

· 2 P 0,1; · ) (1 · n

n · · 2 P

0,1; · x n

2x P

; P · x P

0,1 · 1

-1 P

0,1; · ) (1 · n

) -(1 · n P

0,1; · x n

x -n P

; P · x P

2

O N

2 NO

NO 0

0 NO

0 NO T NO NO

O N 0

0 O N 0

0 O N T O N O N

4 2

2

2 2

2

4 2 4

2 4

2 4 2

   

  



  



    

 

  

  

 

 

  

 

 

Después de simplificar 1 +  y 0,1 de numerador y denominador; y teniendo presente que (1+) · (1–) = 1–2

:

0,53 α 

 ; 1,6-1,6 4 ;

-1 4 0,1

0,16 2 2

2 2

  