QUÍMICA II PUCMM. El Concepto de Equilibrio. 04 Oct 12

PUCMM

QUÍMICA II

El Concepto de Equilibrio

El equilibrio químico se alcanza cuando una reacción y su 

reversa proceden a la misma rapidez.  En el estado de 

equilibrio las concentraciones de reactivos y productos 

El Concepto de Equilibrio

 A medida que un sistema  se aproxima al equilibrio,  ambas reacciones (la  derecha y la reversa)  ocurren.

 En el equilibrio, ambas  reacciones proceden con  la misma rapidez.

Un Sistema en Equilibrio

Cuando se alcanza el  equilibrio, la cantidad  (concentración) de cada  reactante y producto  permanece constante.

⇋ 2

Como en el equilibrio ambas reacciones ocurren, 

representamos la ecuación química con una doble flecha:

La Constante de Equilibrio

 Reacción a la derecha:

N₂O_4 (g)  2 NO_2 (g)

 Ley de Rapidez:

rapidez = k_f[N₂O₄]

• Reacción reversa:

2 NO

 N

O

• Ley de Rapidez:

rapidez = k

[NO

]

• En el equilibrio:

Rapidez

=Rapidez

k

[N

O

] = k

[NO

]

 Para generalizar esta expresión, consideremos la reacción:

• La expresión de la constante de equilibrio para esta reacción sería:

La Constante de Equilibrio

⇌

• Para gases en sistemas cerrados, la presión es proporcional a la concentración, la expresión de la constante de 

equilibrio se puede escribir:

EJEMPLO: Escritura de Expresiones de K.

Escriba la expresión de la constante de equlibrio K_cpara las siguientes reacciones: 

Solución

Plan:Usando la ley de acción de masas, escribimos cada expresión como un  cociente con las concentraciones de producto en el numerador y las de reactivos en el denominador.  Cada término es elevado a su coeficiente estequiométrico en  la ecuación química balanceada.

EJERCICIO DE PRACTICA Escriba la expresión de K_cpara:

Relación entre K _c y K _p



De la ley del gas ideal:

PV = nRT

∆

∆

EJEMPLO: Interconversión de K

y K

En la síntesis de amoníaco a partir de nitrógeno e hidrógeno,

K_c= 9.60 a 300°C. Calcule K_ppara esta reacción a esta temperatura.

EJERCICIO DE PRACTICA

Para el equilibrio es 4.08  10^–3a 1000 K. 

Calcule el valor de 

K

. Solucion

Plan: 

Desarrollo:

Resp: 0.335

EJEMPLO: Cálculo de Constantes de Equilibrio

Una mezcla de hidrógeno y nitrógeno en un reactor se deja que alcance el equilibrio a 472°C. La mezcla de gases en el equilibrio se  analizó que contenía 7.38 atm H₂ , 2.46 atm N₂ , y 0.166 atm NH₃. A  partir de estos datos, calcule la constante de equilibrio K_ppara la  reacción:

Solución

Plan:

Desarrollo:

EJERCICIO DE PRACTICA

Una solución acuosa de ácido acético tiene las siguientes

concentraciones en el equilibrio a 25°C: [HC₂H₃O₂] = 1.65  10^–2M; [H⁺] =  5.44  10^–4M; y [C₂H₃O₂^–] = 5.44  10^–4 M. Calcule la constante de 

equilibrio K_cpara la ionización del ácido acético a 25°C.  La reacción es:

El Equilibrio se alcanza desde cualquier dirección

Como se ve en la tabla, la relación de [NO

]

a [N

O

] 

permanece constante a esta temperatura independientemente de las concentraciones iniciales de NO

y N

O

.

No importa que iniciemos la reaccion con N

y H

o que lo hagamos con NH

.  En el equilibrio tendremos la  misma proporción de las 3 sustancias.

El Equilibrio se alcanza desde cualquier dirección

N g 3H g ⇋ 2NH g

Qué Significa el Valor de K?

 Si K >> 1, la reacción favorece los productos; el  producto predomina en  el equilibrio.

 Si K >> 1, la reacción favorece los productos; el  producto predomina en  el equilibrio.

• Si K << 1, la reacción favorece los reactivos; 

los reactivos

predominan en el  equilibrio.

Qué Significa el Valor de K?

Solución

Como K_ces tan pequeña, muy poco NO se formará a 25°C. El equilibrio está a la izquierda, favoreciendo los reactivos.  Consecuentemente, esta reacción es un método extremadamente pobre para fijar N₂, al menos a  25°C.

EJEMPLO: Interpretación de la Magnitud de K

La reacción de N₂con O₂para formar NO podría ser considerada un  medio de “fijar” nitrógeno:

El valor de K para esta reacción a 25°C es K_c= 1  10^–30. Describa la  factibilidad de fijar nitrógeno formando NO a 25°C.

EJERCICIO DE PRACTICA

Para la reacción ⇌ , K_p= 794  a 298 K y K_p= 54  a  700 K.  Es la formación de HI más favorecida a alta o a baja

temperatura?

Resp: La formacion del producto, HI, es favorecida a baja temperatura pues K_pes mayor a menor temperatura.

Las concentraciones de sólidos y líquidos son esencialmente constantes.

Equilibrio Heterogéneo

El equilibrio heterogéneo se aplica a las reacciones en que los  reactivos y productos están en diferentes fases .

μ

1000 1

Las concentraciones de sólidos y líquidos puros no 

aparecen en la expresión de K

Equilibrio Heterogéneo

⇋

Mientras haya CaCO

o CaO en el sistema, la cantidad de  CO

sobre el sólido permanecerá constante.

⇌

EJEMPLO: Escritura de expresiones de K para Reacciones Heterogéneas

Solución

Plan: Se debe omitir cualquier sólido o líquido puro, y solventes de las expresiones.

Desarrollo:(a) La expresión de la constante de equilibrio es:

Como SnO₂y Sn son sólidos puros, sus concentraciones no aparecen en la expresión de K.

Como H₂O aparece como líquido puro, su concentración no aparece en la expresión de K.

(b) La expresión de la constante de equilibrio es

EJERCICIO DE PRACTICA

Escriba la expresión de la constante de equilibrio para las siguientes reacciones:

Escriba la expresión de K_cy K_p(si aplica) para las siguientes reacciones:

K P

P P

K P

P

Manipulando Constantes de Equilibrio

Cuando la ecuación para una reacción reversible se escribe  en dirección opuesta, la constante de equilibrio se vuelve el  inverso de la constante de equilibrio original. 

⇌ 2

2 ⇌

0.212 100

1

0.212 4.72 100

Cuando se multiplican los coeficientes de una ecuación  ajustada por un factor común, la constante de equilibrio se  eleva a la correspondiente potencia (si se dividen, se extrae  la correspondiente raíz)

Manipulando Constantes de Equilibrio

⇌ 2 0.212

2 ⇌ 4 0.212

Si una reacción se puede expresar como la suma de dos o  más reacciones, la constante de equilibrio para la reacción  global está dada por el producto de las constantes de  equilibrio de las reacciones individuales. 

Equilibrios Múltiples

⇌

C ⇌

⇌

Resumiendo…

• Las concentraciones de las especies reactivas en fase  condensada se expresan en M. En la fase gaseosa, las  concentraciones se pueden expresar en M o en atm. 

• Las concentraciones de sólidos puros, líquidos puros y  solventes no aparecen en las expresiones de constantes de  equilibrio. 

• La constante de equilibrio es una cantidad adimensional. 

• Citando un valor para la constante de equilibrio, debe  especificarse la ecuación balanceada y la temperatura. 

• Si una reacción puede expresarse como una suma de dos o 

más reacciones, la constante de equilibrio para la reacción 

global está dada por el producto de las constantes de 

equilibrio de las reacciones individuales. 

EJEMPLO: Evaluación de K cuando se revierte la Ecuación

(a)Escriba la expresión de K_cpara la siguiente reacción:

(b) Usando la información del ejemplo anterior, determine el valor de K_Ca 25°C.

EJERCICIO DE PRACTICA

Para la formación de NH₃a partir de N₂y H₂ , K_Pse mide a 300°C. Qué valor  tiene K_ppara la reacción reversa?

Solución

Plan: La expresión de K es simplemente el cociente de las concentraciones de  productos y reactivos, cada una elevada a su coeficiente estequiométrico.  Podemos determinar el valor de K relacionando esta ecuación química con la del ejemplo anterior, que era:

Desarrollo: (a) La constante es:

(b) La reacción es la reversa de la del ejemplo anterior.  Por ende, el valor de K de  esta reacción sera el recíproco de la reacción del ejemplo anterior:

Resp: 2.30  10²

Solución

Plan: No podemos sumar ambas ecuaciones tal cual están dadas para obtener la  tercera.  Debemos manipularlas de modo que se pueda obtener la tercera reacción como suma de dos.

Desarrollo: Si multiplicamos la primera ecuación por 2 y elevamos K al cuadrado,  obtenemos:

EJEMPLO: Combinando Expresiones de Equilibrio

Dada la siguiente informacion,

determine el valor de K_cpara la reacción:

Ahora tenemos 2 ecuaciones cuya suma es igual a la ecuación deseada.  

Multiplicando los valores de K_cindividuales nos da la constante de equilibrio deseada.

Invirtiendo la segunda ecuación y haciendo el correspondiente cambio en K  (recíproco), se tiene:

EJERCICIO DE PRACTICA

Dado que a 700 K, K_p= 54.0 para la reacción ⇌ y Kp=1.04 x 10^-4para la reacción ⇋ a 700 K, determine el valor de K_pa 700 K para la reacción:

⇌ + N₂(g)

El Cociente de Reaccion (Q)

 Para calcular Q, se utiliza la misma expresión de K,  pero se sustituyen las concentraciones iniciales.

 Q nos da la misma proporción que la expresión de 

equilibrio, pero para un sistema que no está en 

equilibrio.

Si Q = K,

el sistema está en equilibrio.

Si Q > K,

Hay demasiado producto y el sistema se mueve a la 

izquierda para alcanzar el equilibrio.

Si Q < K,

Hay demasiado reactivo, el sistema procede hacia la  derecha para alcanzar el equilibrio.

EJEMPLO:  Predicción de la dirección para alcanzar el Equilibrio

A 448°C la constante de equilibrio K_cpara la reacción

es 50.5. Prediga en qué dirección procederá la reacción para alcanzar el  equilibrio a 448°C si empezamos con 2.0  10^–2mol de HI, 1.0  10^–2mol de  H₂, y 3.0  10^–2mol de I₂en un recipiente de 2.00 L.

Solución

Plan: Podemos determinar las concentraciones iniciales de cada especie en la  mezcla de reacción.  Luego sustituimos dichas concentraciones es la expresión de  Q_c. Comparando la magnitud de Kc con Qc, podemos determinar la direccion a la  que procederá la reacción hasta alcanzar el equilibrio.

Desarrollo: las concentraciones iniciales son:

El cociente de reacción es:

CONTINUACIÓN

Como Q_c< K_c, la concentración de HI debe incrementarse y las

concentraciones de H₂y I₂deben decrecer para alcanzar el equilibrio; la  reacción procederá de izquierda a derecha hasta alcanzar el equilibrio.

Resp: Qp= 16; Qp> Kp, la reacción procederá de derecha a izquierda, formando más SO3.

EJERCICIO DE PRACTICA

A 1000 K el valor de K_ppara la reacción:

es 0.338. Calcule el valor de Q_p, y prediga la dirección en la cual se  moverá la reacción hacia el equilibrio si las presiones parciales iniciales son:

Cálculos de 

Cálculos de 

Equilibrio

EJEMPLO: Cálculo de K 

Un sistema cerrado conteniendo inicialmente 1.000  10^–3M H₂y  2.000 x 10^–3M I₂a 448°C se deja que alcance equilibrio.  Un análisis de la mezcla de equilibrio muestra que la concentración de HI es 1.87  10^–3M. Calcule K_ca 448°C para la reacción que tiene lugar, que es:

Solución

Plan:

Desarrollo: 

Calculamos las concentraciones de equilibrio de H₂y I₂ , usando las concentraciones iniciales MENOS el cambio en concentración:

La tabla completa luce como sigue:

CONTINUACION

Luego, calculamos el cambio en la concentración de HI, que es la diferencia entre  las concentraciones de equilibrio e iniciales:

Usamos los coeficientes de la ecuación balanceada para relacionar el cambio en  [HI] con los cambios en [H₂] y [I₂]:

Resp: 0.338

CONTINUACIÓN

Note que los cambios en concentración son negativos cuando una especie se  consume y positivos cuando se forma una especie:

Finalmente calculamos la constante de equilibrio a partir de las concentraciones de equilibrio:

EJERCICIO DE PRACTICA

El trióxido de azufre se descompone a altas temperaturas en un  recipiente cerrado.  Inicialmente, el recipiente se carga a 1000K con  SO₃(g) a una presión parcial de 0.500 atm. En el equilibrio, la  presión parcial de SO₃es 0.200 atm. Calcule el valor de K_pa 1000 K.

EJEMPLO: Cálculo de Concentraciones de Equilibrio

Un recipiente de 1.000‐L se llena con  1.000 mol de H₂y 2.000 mol de  I₂a 448°C.  La constante de equilibrio K_cpara la reacción

a 448°C es 50.5. Cuáles son las concentraciones de equilibrio de H₂ ,  I₂, y HI en moles por litro?

Luego, construimos una tabla donde tabulamos las concentraciones iniciales:

Solución

Plan:

Desarrollo: 

CONTINUACIÓN

Tercer paso, usamos la estequiometría para determinar los cambios en  concentración que ocurren cuando la reacción avanza al equilibrio.  Las 

concentraciones de H₂e I₂decrecerán y la de HI se incrementará.  Representamos el cambio en concentración de H₂con la variable x. La ecuación balanceada nos da  la relación entre el cambio de concentración de los 3 gases:

Cuarto paso, las concentraciones de equilibrio de los 3 gases se obtienen mediante la suma algebraica de las concentraciones iniciales y el cambio en concentración,  como sigue:

Quinto, sustituimos las concentraciones de equilibrio en la expresión de K y  resolvemos para la unica incógnita, x:

CONTINUACION

Esta ecuación se puede expresar de la siguiente manera:

Resolviendo la cuadrática se obtienen dos valores para x:

Solo un valor de x es posible.  x = 2.323 no es válido puesto que darían como resultado concentraciones negativas de H₂e I₂, lo cual es químicamente imposible.  La solución posible es x = 0.935:

Comprobación:Podemos comprobar nuestro resultado si usamos los valores para obtener K:

EJERCICIO DE PRACTICA

Para el siguiente equilibrio, K_ptiene un valor de 0.497 a 500 K.  Un  cilindro con gas a 500 K es cargado con PCl₅(g) a una presión inicial de 1.66 atm. Determine las presiones de equilibrio de PCl₅ , PCl₃ , y  Cl₂a esta temperatura?

EJEMPLO:

Una mezcla de 0.80 mol de H

y 0.80 mol de I

se coloca en  un recipiente de acero de 2.00 L a 430 °C.  K

para la reacción:

Es 54.3 a esta temperatura.  Calcule la concentración de H

,  I

y HI en el equilibrio.

Solución

Inicial: 0.40M 0.40M 0

Cambio: ‐x ‐x 2x

Equilibrio: 0.40‐x 0.40‐x 2x

2

0.40 0.40

2

0.40 54.3

2

0.40 54.3

Sacando raíz a ambos lados:

Escribiendo la expresión de K_Cen función de las concentraciones de equilibrio:

0.315 Resolviendo para x:

A 1280°C la constante de equilibrio (K

) para la reacción

⇋ 2

Es 1.1 x 10

.  Si las concentraciones iniciales son [Br

] = 0.063 M y  [Br] = 0.012 M, calcule las concentraciones de estas especies en  equilibrio.

Una mezcla de H

, I

y HI se coloca en un recipiente de acero  a 430 °C.  K

para la reacción:

es 54.3 a esta temperatura.  Calcule la concentración de H

,  I

y HI en el equilibrio, si las concentraciones iniciales son  [H

]

= 0.050 M, [I

]

= 0.045 M y [HI]

= 0.25 M.

Principio de Le Châtelier

“Si un sistema en equilibrio es perturbado por un cambio 

en temperatura, presión o concentración de uno de sus 

componentes, el sistema modificará su posición de 

equilibrio para contrarrestar dicha perturbación.”

Cambios en la Concentración

Si se añade H

al  sistema, se consume N

y los dos reactivos reaccionarán para formar más NH

.

Si se remueve NH₃con  ayuda de un aparato de este tipo, el equilibrio se 

desplaza hacia la derecha.

Cambios Desplazamiento del equilibrio Aumenta la concentración del producto(s)  izquierda

Disminuye la concentración del producto(s) derecha

Aumenta la concentración del reactivo(s) derecha

Cambios en el volumen y presión

Cambio Desplazamiento del equilibrio Aumenta la presión  Lado con menos moles de gas  Disminuye la presión Lado con más moles de gas  Disminuye el volumen

Aumenta el volumen Lado con más moles de gas  Lado con menos moles de gas 

⇋

Cuando cambia el volumen, la presión parcial de cada gas cambia  también, así como la concentración de cada gas.  Esto provoca  cambio en la posición del equilibrio

2

2 2 2

1 2 2

2 2 2

1 2

Al duplicar la P de cada gas (por disminución  del volumen a la mitad, se afecta más el lado  con más moles de gas, por ende, el equilibrio se  desplaza hacia el lado con menos moles de gas…

“Si un sistema en equilibrio es perturbado por un cambio en  temperatura, presión o concentración de uno de sus componentes,  el sistema modificará su posición de equilibrio para contrarrestar  dicha perturbación.”       2NO2(g) ⇋ N2O4 (g)

Mezcla en equilibrio de  NO2(g) de color pardo y  N2O4(g) incoloro en una  jeringa hermética

El  volumen  y por tanto la presión  se modifican al mover el émbolo. La  compresión de la mezcla incrementa  temporalmente la concentración de  NO2

Cuando la mezcla restablece el  equilibrio, el color es tan claro  como al inicio porque el 

aumento de favorece la  formación de N2O4

Cambios e n  la  T emper atur a

El valor de casi todas las constantes de equilibrio cambia con la temperatura. Un incremento en  la temperatura favorece la reacción endotérmica y una disminución de la temperatura favorece  la reacción exotérmica.

A temperatura ambiente están  presentes tanto los iones  Co(H2O)62+rosados como los  CoCl4^2‐azules los cuales le  imparten un color violeta a la  solución

Al calentar la disolución el  equilibrio se desplaza hacia la 

derecha y se forma mas  CoCl4^2‐azul

Co(H2O)62+(ac) + 4Cl^-(ac) ⇋ CoCl42-(ac) + 6H2O(l) H  0

Al enfriar la disolución el  equilibrio se desplaza  hacia la izquierda, hacia el  Co(H2O)62+rosado

Los catalizadores aceleran ambas reacciones, la derecha y la 

reversa.  El equilibrio se alcanza más rápido, pero no se 

modifica la posición de equilibrio

Solución

EJEMPLO: Principio de Le Châtelier

Considere el equilibrio

En qué dirección se desplazará el equilibrio cuando (a) se añade N₂O₄, (b)  NO₂es removido, (c) la presión total es incrementada adicionando N₂(g),  (d) se incrementa el volumen, (e) se disminuye la temperatura?

(a) El sistema se ajustará para disminuir la concentración del N₂O₄añadido.  El  equilibrio se desplaza a la derecha, hacia los productos.

(b) El sistema reaccionará produciendo más NO₂; por lo tanto, el equilibrio se  desplaza a la derecha.

(c) Adicionando N₂aumenta la presión total del sistema, pero como N₂no está envuelto en la reacción.  Las presiones parciales de NO₂y N₂O₄no se afectan, por lo que la posición de equilibrio no se afecta.

(d) Si aumenta el volumen, el sistema se desplazará en la dirección donde haya más moles de gas, en este caso, a la derecha. 

(e) La reacción es endotérmica, podemos ver el calor como un reactivo.  

Disminuyendo la temperatura desplazará el equilibrio en la dirección que produzca más calor, en nuestro caso a la izquierda, y se forma más N₂O₄.  Esto afecta también el valor de la constante de equilibrio, K.

EJERCICIO DE PRACTICA

Para la reacción

En qué dirección se desplazará el equilibrio cuando (a) Cl₂(g) es removido, (b) se disminuye la temperatura, (c) el volumen se  incrementa,  (d) PCl₃(g) es añadido?

La energía libre de Gibbs y equilibrio químico

 Al iniciar una reacción con los reactivos en estado estándar (1 M),  las concentraciones varían y dejan de ser estándares.

 Para predecir la dirección de la reacción en condiciones diferentes  al estado estándar, se utiliza ∆G y no ∆G°

• Si ∆G° es un valor grande negativo, ∆G solo será positivo si el termino  RTlnQ es muy grande, o sea, si se ha formado gran cantidad de  producto

• Si ∆G° es un valor grande positivo, ∆G solo será negativo si el termino  RTlnQ es muy pequeño, o sea, si se la concentración de reactivos es  mucho mayor a la de productos 

∆G° > 0, poco producto; ∆G° <0, mucho producto

∆ ∆

∆ ∆

∆ ∆

• En el equilibrio, Q = K, y G = 0.

• La ecuación se convierte en:

0 = G + RT lnK

• Reacomodando, se tiene:

∆

∆

1 ⇒ 0 ⇒ ∆ 0

En el equilibrio predominan los reactivos.

1 ⇒ 0 ⇒ ∆ 0

En el equilibrio predominan los productos

°:

A mayor valor de K, más negativo es ∆G°:

Analogía entre el cambio de energía potencial gravitacional de una bola  bajando una colina (a) y el cambio de energía libre en una reacción espontánea (b). 

La posición de equilibrio en (a)  viene dada por la mínima energía potencial gravitacional disponible para el sistema.  La posición de  equilibrio en (b) viene dada por el  mínimo valor de energía libre disponible para el sistema.

Si hay mucho H₂y N₂ respecto a la cantidad de  NH₃presente (Q<K), se  forma NH₃

espontáneamente.  

Si hay mucho NH₃en la  mezcla (Q > K), el NH₃ se descompone espontáneamente.  

Ambos procesos van 

“cuesta abajo” en energía libre.  

En el equilibrio, Q = K y  la energía libre está a un 

G

< 0 G

> 0

EJEMPLO: Cálculo de G en Condiciones no Estándares

En la reacción del proceso Haber de síntesis de Amoníaco:

Calcule G a 298 K para una mezcla de reacción que consiste en 1.0  atm N₂, 3.0 atm H₂, y 0.50 atm NH₃.

Solución

Plan: Para calcular G necesitamos calcular previamente el cociente de reacción Q con las presiones parciales de los gases, además de obtener G° a partir de las energías libres estándares de formación.

Con los valores de las energías libres estándares de formación, se tiene que

G° = ‐33.3 kJ para esta reacción.  Escribimos este valor como kJ/mol, donde

“/mol”se refiere a “mol de reacción como está escrita”.  Por lo tanto, G° = – 33.3kJ/mol implica por 1 mol de N₂, por 3 mol de H₂, y por 2 mol de NH₃. Desarrollo: Primero calculamos Q:

CONTINUACIÓN

Comentario:Vemos que G se hizo más negativa, cambiando de  –33.3 kJ/mol a –44.9 kJ/mol cuando las presiones de N₂, H₂, y NH₃son cambiadas de 1.0 atm cada una (condiciones estándares, G° ) a 1.0 atm, 3.0 atm, y 0.50 atm, 

respectivamente.  El valor más negativo de G indica una mayor  “fuerza motriz” 

para producir NH₃.

Se pudo predecir lo mismo en base al principio de Le Châtelier.  En relación a  las condiciones estándares, incrementamos la presión de un reactivo (H₂) y  disminuimos la presión del producto (NH₃). Le Châtelier predice que ambos  cambios deberían desplazar la reacción hacia la derecha, formándose más NH₃.

EJERCICIO DE PRACTICA

Calcule G a 298 K para la reacción anterior si la mezcla de reacción consiste en  0.50 atm N₂, 0.75 atm H₂, y 2.0 atm NH₃.

Respuesta: –26.0 kJ/mol

EJEMPLO: Cálculo de K a partir de G°

Use las energías libres de formación para calcular la constante de  equilibrio, K, a 25°C para la reacción del Proceso Haber:

G° = –33.3 kJ/mol = –33,300 J/mol. 

Solución

∆

∆

Respuesta: (a) G° = –106.4 kJ/mol, K = 5  10¹⁸

EJERCICIOS DE PRACTICA

a) Use los datos de tablas termodinámicas para calcular el cambio en energía libre estándar, y el valor de la constante de equilibrio, K,  para la reacción

b) Calcular K_Pa 25 °C para la reacción:

⇋

c) El ∆G° para la reacción:

Es 2.60 kJ/mol a 25 °C.  En un experimento, las presiones iniciales 

fueron  . , . . . Calcule 

∆G para la reacción y prediga la dirección de la misma.

⇋

Relación de van’t Hoff

∆ ∆ ∆

∆ ∆ ∆

∆

∆

∆ ∆

∆ ∆

∆ 1 ∆

∆ 1 ∆

∆

∆

EJERCICIO DE PRACTICA

Para la reacción

a) Calcule ∆H°, sabiendo que a 800 K, K_P= 910 y a 1000 K, K_P= 3.2.  

b) A qué temperatura K_Pserá igual a 1.0 x 10⁶? 

⇋

A temperatura ambiente el azufre existe como un sólido formado por anillos  S₈pero a elevadas temperaturas se puede producir azufre vapor, S2 que puede  reaccionar con hidrógeno según la siguiente reacción:

H 2 ( g ) + S 2 ( g ) ‐> H 2 S ( g ) 

Si las constantes de equilibrio de la reacción a 1023 K y 1473 K es 107  y 4.39  respectivamente, determinar el calor de reacción en este rango de  temperatura.