Alexander Fleming… 20 años insuperables en tu preparación
INTRODUCCIÓN:
Todos estamos familiarizados con procesos con los que alguna propiedad cambia con el tiempo, un automóvil viaja a 100 km/h, un grifo proporciona 3 galones/min o una fábrica produce 50000 bolsas al día.
Cada una de estas relaciones se llama VELOCIDAD.
La velocidad de una reacción describe la rapidez con que se consumen los reactivos y se forman los productos.
Las velocidades de las reacciones abarcan un intervalo enorme: desde aquellas que se completan en fracciones de segundo, como ciertas explosiones, hasta otras que toman millones de años, como la formación de diamantes.
El campo de la química que se ocupa de la rapidez o velocidad de las reacciones se llama CINÉTICA QUÍMICA
¿Por qué es importante la velocidad de reacción?
Es importante para que un químico desarrolle un mecanismo para obtener un alto rendimiento de producto. Mientras mayor sea la velocidad, mayor cantidad de producto se formará por unidad de tiempo. La velocidad de reacción también es importante en el procesamiento de alimentos, donde es indispensable retardar las reacciones que provocan su descomposición.
En este capítulo, nuestro objetivo no es sólo comprender como se determinan las velocidades a las que se llevan a cabo las reacciones, sino además considerar los factores que regulan estas velocidades.
FIJACIÓN DE NITRÓGENO Y NITROGENASA
El nitrógeno es uno de los elementos indispensables para los organismos vivos. Se encuentra en muchos compuestos que son imprescindibles para la vida y que incluyen proteínas, ácidos nucleicos, vitaminas y hormonas. Las plantas usan compuestos nitrogenados muy sencillos, en especial NH3, NH4+ y NO3–, como materias primas a partir de las cuales se forman estos compuestos complejos y biológicamente necesarios. Los animales son incapaces de sintetizar los complejos compuestos de nitrógeno que requieren a partir de las sencillas sustancias que utilizan las plantas. En su lugar, se apoyan en precursores más complicados presentes en los alimentos ricos en vitaminas y proteínas.
El nitrógeno circula continuamente a través de los seres vivos en diversas formas. Por ejemplo, ciertos microorganismos convierten el nitrógeno de los desechos animales y las plantas y animales muertos en nitrógeno molecular. N2(g), el cual regresa a la atmósfera. Para que se conserve la cadena alimenticia, debe haber algún medio de reincorporar o “fijar”, este N2 atmosférico en una forma que las plantas puedan utilizarlo. El proceso de convertir N2 en compuestos que las plantas puedan usar se llama fijación de nitrógeno.
Fijar el nitrógeno es difícil; el N2 es una molécula muy poco reactiva, en gran medida a causa de su triple enlace, que es muy fuerte. Una cierta cantidad de nitrógeno se fija como resultado de la acción de los rayos en la atmósfera, y otra parte se produce en escala industrial empleando un proceso que analizaremos en el siguiente artículo. Sin embargo, alrededor del 60 por ciento del nitrógeno fijado es consecuencia de una notable y compleja enzima llamada nitrogenasa. Esta enzima no está presente en los seres humanos ni
en otros animales; se encuentran en bacterias que viven en los nódulos de las raíces de ciertas plantas como las leguminosas, el trébol y la alfalfa.
La nitrogenasa convierte el N2 en NH3, en un proceso que, en ausencia de un catalizador, tiene una energía de activación muy grande. Este proceso es una reducción de nitrógeno; durante la reacción, su estado de oxidación se reduce de 0 en el N2 A –3 en el NH3. El mecanismo por el cual la nitrogenasa reduce el N2 no se entiende cabalmente. Como muchas otras enzimas, entre ellas la catalasa, el sitio activo de la nitrogenasa contiene átomos de metales de transición; estas enzimas se conocen como metaloenzimas. Puesto que los metales de transición pueden cambiar fácilmente de estado de oxidación, las metaloenzimas son especialmente útiles para llevar a cabo transformaciones en las cuales los sustratos se oxidan o se reducen.
Se sabe hace casi 20 años que una porción de la nitrogenasa contiene átomos de hierro y molibdeno. Se piensa que este segmento, llamado cofactor FeMo, funciona como el sitio activo de la enzima. En 1998, químicos del Instituto Tecnológico de California usaron la cristalografía de rayos X para dilucidar la estructura del cofactor FeMo de la nitrogenasa. El cofactor es notable agrupamiento de siete átomos de Fe y un átomo de Mo, todos ellos ligados por átomos de azufre. Las investigaciones actuales acerca de la nitrogenasa están explorando la posibilidad de que la molécula de N2 pueda penetrar en el “hueco” del interior del cofactor FeMo, punto en el cual se inicia la transformación del nitrógeno en amoniaco.
Una de las maravillas de la vida es que las sencillas bacterias pueden contener enzimas tan complejas e importantes como la nitrogenasa. Gracias a esta enzima, el nitrógeno circula continuamente entre su forma relativamente inerte en la atmósfera y su crítico cometido en los organismo vivos; sin él, la vida como la conocemos no existiría en la Tierra.
VELOCIDAD DE REACCIÓN QUÍMICA
Es el cambio en la concentración de un reactante (desaparición) o de un producto (aparición) en un intervalo de tiempo.
Velocidad media ( ): Es la medida del cambio. En la concentración de un reactante o un producto en cierto intervalo de tiempo.
[ ] : Concentración molar Dt : Intervalo de tiempo
(+): Productos ® Concentración aumenta (–) : Reactantes ® Concentración disminuye Unidades de velocidad:
donde t puede ser segundo, minuto, horas, años, etc. Consideremos una reacción sencilla A B
concentración
tiempo
v
v
t
v
mol Lmol
L
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Supongamos que en el momento inicial, al cual llamaremos tiempo cero (t0 = 0 min) tenemos 10 moles de reactantes en un recipiente de 1 L. Observemos lo que sucede luego de transcurrido un tiempo t1 = 20 min después de iniciada la reacción.
La con que se consume o desaparece A en el intervalo t0 t1 será.
El valor numérico es negativo, pues para un reactante la concentración disminuye con el tiempo. Sin embargo las velocidades no pueden ser negativos, por esta razón cuando se trata de velocidades de desaparición hay que colocar un signo menos delante de la expresión, para obtener valores positivos de velocidad.
La en términos de la rapidez de aparición de B, el producto será:
Como la concentración de un producto aumenta con el tiempo, la expresión nos conduce a un valor positivo de velocidad.
RESUMIENDO:
Para el reactante se consume 0,2 mol por litro de A en un minuto para el producto se forma 0,2 mol por litro de B en un minuto.
Velocidad de reacción: Durante el análisis de la reacción sencilla A
® B se vió que la estequiometría exige que la velocidad de desaparición de A sea igual a la velocidad de B.
En general con respecto a la reacción:
a A + b B c C + d D
La relación de velocidades es igual a la relación de moles, es decir, las velocidades son proporcionales a los coeficientes estequiométricos de la ecuación balanceada.
TEORÍAS PARA EXPLICAR LA VELOCIDAD DE REACCIÓN
1. Teoría de las colisiones:
Para la reacción hipotética: A + B productos.
Hay tres posibilidades de colisión entre moléculas distintas pero si colocamos otra molécula de B, las posibilidades de choque se duplicarán, es decir, en el caso del ejemplo, se tendrían 6 posibilidades:
La teoría de las colisiones moleculares permite explicar así la dependencia de la velocidad de reacción con la concentración de reactantes. Esta teoría también nos permite comprender el efecto de la temperatura. Sabemos que al aumentar la T, aumenta la energía cinética de las moléculas, sin embargo, la cuestión no es tan sencilla como parece. Para casi todas las reacciones, sólo una pequeña fracción de las colisiones conduce a la formación de productos. ¿Qué es lo que impide que la reacción ocurra con mayor rapidez? Uno de los aspectos a considerar es la orientación relativa de las moléculas en el momento de la colisión. Esta debe ser la adecuada para favorecer la formación de los productos. Por ejemplo, para la reacción en fase gas:
Cl + NOCl NO + Cl2
= 1 mol de A
= 1 mol de B
0
20
[A] = 10 mol/L
0[B] = 0 mol/L
0[A] = 6 mol/L
1[B] = 4 mol/L
1'
'
Velocidad promedio
de desaparición de A
=
[A] - [A]
1 0t - t
1 0=
=
Velocidad promedio
de desaparición de A
=
[A]
=
t
v
Velocidad promedio
de desaparición de A
=
[B]
=
t
=
[B] - [B]
1 0t - t
1 0 AA
t
v
BB
t
v
A B C Dv
v
v
v
a
b
c
d
A A A B A A A B BAlexander Fleming… 20 años insuperables en tu preparación
Pero falta considerar un factor adicional muy importante. Para que ocurra la reacción debe romperse algunos enlaces y formar otros nuevos, es decir, debe existir una energía mínima de choque, por debajo de la cual no habrá ningún cambio después de la colisión.
REACCIÓN EXOTÉRMICA
REACCIÓN ENDOTÉRMICA
Observa que el calor de reacción (DE) no tiene ningún efecto sobre la velocidad. Este más bien depende de la magnitud de la Ea; en general cuanto más baja es la Ea más rápida es la reacción.
FACTORES QUE AFECTAN LA VELOCIDAD DE REACCIÓN 1. Naturaleza de los reactantes: Las propiedades químicas de
los reactivos, es decir, su reactividad química determinan la capacidad que tienen para reaccionar, por lo tanto, la velocidad de una reacción depende de las propiedades específicas o inherentes de los reactivos, a mayor reactividad química, mayor será la velocidad de la reacción.
2. Grado de división o superficie de contacto: Los sólidos o
líquidos al dividirse finalmente aumentan la superficie de contacto con los demás reactivos y reaccionan más rápidamente, es decir, a mayor grado de división o mayor superficie de contacto es mayor la velocidad de la reacción.
3. Temperatura.- La velocidad de las reacciones químicas aumenta con la temperatura: El aumento de temperatura
incrementa la energía cinética de la moléculas, al moverse con mayor rapidez, las moléculas chocan con más frecuencia y también con mayor energía, lo que origina velocidades mayores.
4. Concentración de los reactantes: expresión de la ley de
velocidad.- Casi todas las reacciones químicas se llevan a cabo con más rapidez si se aumenta la concentración de uno o más de los reactivos. A medida que la concentración aumenta la frecuencia de colisión de las moléculas aumenta y esto origina velocidades mayores.
5. Catalizadores: Un catalizador es una sustancia que actúa para
cambiar la velocidad de una reacción química, sin que esta sufra ningún cambio químico permanente en el proceso. Casi todos los catalizadores aumentan la velocidad de reacción, sin embargo, hay quienes más bien la retardan, en ese caso se le denomina
inhibidores.
Existen diferentes tipos de catálisis.
v Catálisis homogénea; es aquella en donde el catalizador está presente en la misma fase que las especies reaccionantes.
v Catálisis heterogénea; en este caso el catalizador existe en una fase diferente a la de las moléculas que reaccionan, comúnmente un sólido en contacto con reactivos gaseosos o con reactivos en una solución líquida.
Observar que el calor involucrado es el mismo, ya sea para el proceso catalizado como para el no catalizado, únicamente está cambiando la energía de activación.
LEY DE VELOCIDAD DE REACCIÓN
A medida que las concentraciones de los reactivos cambian a temperatura constante, la velocidad de reacción cambia, es decir, la velocidad de reacción es proporcional a la concentración de reactivos, pero no necesariamente todos ellos influyen de la misma manera. La expresión que relaciona la velocidad con las concentraciones de los reactivos que influyen en ella se denomina LEY DE VELOCIDAD.
La ley de velocidad de la reacción se representa mediante la expresión:
Donde K, es una constante de proporcionalidad llamada constante de velocidad, cambia la temperatura y, por tanto, determina como influye la temperatura en la velocidad; m y n son las órdenes parciales de reacción: m es el orden parcial con respecto a A y n el orden parcial con respecto a B. La suma de (m + n) determina el orden total de reacción.
Cl O Cl Cl O Cl COLISIÓN INEFICAZ Antes de la
colisión Después de la colisión
Cl O Cl Cl O Cl COLISIÓN EFICAZ Antes de la
colisión Después de la colisión
Ea A + B2 2 Reaccionantes E ó H (-) 2AB Producto Avance de la reacción A A B B Complejoactivado REACCIÓN EXOTÉRMICA E
E
aA + B
2 2Reaccionantes
E ó H
(+)
2AB
Producto
A
A
B
B
Complejo
activado
REACCIÓN ENDOTÉRMICA
E
Avance de la reacción
m n V K A BAlexander Fleming… 20 años insuperables en tu preparación
Los valores de m y n se determinan experimentalmente y no corresponde necesariamente a los coeficientes estequiométricos. Únicamente en el caso de reacciones elementales, las órdenes parciales de reacción corresponderán a los coeficientes estequiométricos, en cualquier otro caso deberían ser determinadas en base a datos experimentales.
Supongamos que se encuentra que m = 1 y n = 0.
La velocidad dependerá sólo de la concentración de A. La reacción es de primer orden con respecto a A y de orden cero con respecto a B. El orden total es 1, o lo que es lo mismo, la reacción es de primer grado.
Supongamos ahora que más bien m = 1 y n = 2. __________________________________
La velocidad no depende ni _______________________ni ____________________ Es de orden _________________ con respecto a ______________, de orden _______________con respecto a ____________ y el orden total de reacción es también ___________________
Para una reacción elemental las órdenes parciales son los coeficientes estequiométricos de los reactantes. Para la reacción elemental:
a A + b B c C + d D
Ley de velocidad:
USO DE LAS VELOCIDADES INICIALES PARA DETERMINAR LEYES DE VELOCIDAD Para la reacción: F2(g) + 2CIO2(g) →FCIO2 a 250ºK en tres experimentos. Determine: a) La ley de velocidad. b) Orden de reacción.
c) La constante de velocidad de reacción.
Solución:
a) La ley de velocidad tendría la forma:
Reemplazando los datos del experimento 1:
...(1)
Reemplazando los datos del experimento 2:
...(2) Reemplazando los datos del experimento 3:
...(3) Relacionando 1 y 2
Por lo tanto la ley de velocidad es:
b) La reacción es de primer orden con respecto a F2 de primer orden con respecto a ClO2 y el orden total de reacción es: m + n = 1 + 1 = 2 o de segundo orden
c) Podemos determinar a partir de los datos y de la velocidad, el valor y las unidades de K.
Del experimento (1):
PRACTICA 1 Primer Bloque
1. Escribe la ley de velocidad e indica el orden de reacción para las siguientes reacciones (asume que ocurren en un solo paso elemental). A. NH3(g) N2(g) + H2(g) Velocidad : ...………... Orden de Reacción : ………... B. PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g) Velocidad : ...………... Orden de Reacción : ………... C. O3(g) O2(g) Velocidad : ...………... Orden de Reacción : ………... D. CO(g) + Cl2(g) COCl2(g) Velocidad : ...………... Orden de Reacción : ………... E. H2O(g) + C(s) CO(g) + H2(g) Velocidad : ...………... Orden de Reacción : ………... F. HCOOH(ac) HCOO (ac) + H+(ac)
Velocidad : ...………... Orden de Reacción : ………... 1 0
K A B
K A
v
v
RK A
B
a b xv
Experi-mento [F ](M)Inicial2 [ClO ](M)Inicial2
Velocidad inicial (M . s )-1 1 2 3 0,1 0,1 0,2 0,01 0,04 0,01 1,2 10 4,8 10 2,4 10 -3 -3 -3 [ ] = mol/LM m n 2 2
K F
ClO
v
m n 3 11,2 10 M
s
K 0,1M
0,01M
m n 3 14,8 10 M
s
K 0,1M
0,04M
m n 3 12,4 10 M
s
K 0,2M
0,01M
m n m 3 3 m n K 0,1 0,01 1,210 0,1 0,2 9,810 K 0,2 0,01 m0,5
0,5
m 1
2 2K F
ClO
v
3 1 1 1 1 1 1,2 10 M K 0,1M 0,01M K 1,2M K 1,2M s s sAlexander Fleming… 20 años insuperables en tu preparación
G. CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)
Velocidad : ...………... Orden de Reacción : ………... H. HgO(s) Hg(l) + O2(g) Velocidad : ...………... Orden de Reacción : ………... I. 2ZnS(s) + 3O2(g) Productos Velocidad : ...………... Orden de Reacción : ………... J. C(s) + CO2(g) 2CO(g) Velocidad : ...………... Orden de Reacción : ………... 2. Determina la constante especifica de velocidad para la reacción:
2A + B2 2AB
si corresponde a una reacción elemental, en el instante que la velocidad es de 0,08 mol/L min, cuando [A] = 0,2 mol/L y [B] = 0,5 mol/L
A. 0,2 mol-1 L2 min-1 B. 0,4 mol-2 L2 min-1 C. 3 min-1 D. 4 mol-1 L min-1 E. 4 mol-2 L min-1
3. Indique lo que sucede a la velocidad de la reacción: X2(g) + Y2(g) 2XY(g)
para cierto tiempo transcurrido, sabiendo que la presión total del sistema se duplica a temperatura constante.
A. Se duplica B. Disminuye a la mitad C. Se cuadriplica D. No cambia
E. Disminuye a la cuarta parte 4. A 50ºC ocurre la reacción:
2 N2O5(g) NO2(g) + O2(g)
¿Cómo cambiara la velocidad inicial de reacción si la presión en el sistema se triplica? Considerando que experimentalmente se determino que la reacción es de primer orden.
A. Se duplica B. Disminuye a la mitad C. No cambia D. Se triplica
E. Aumenta 9 veces
5. En la reacción: 2A + B A2B reaccionan 2 mol/L de cada reactante. Transcurrido cierto tiempo disminuye a la cuarta parte la concentración de A. Determine la velocidad final si la constante de velocidad es 0,16 mol2 L2 s1
A. 8 mol/ L s B. 128 C. 2 D. 0,05 E. 0,1 6. ¿Qué factor no determina la velocidad de reacción?
A. Inhibidor B. Naturaleza de las reactantes C. Temperatura D. Presión E. Densidad 7. En general la velocidad de una reacción química
I. Aumenta cuando se aumenta la temperatura.
II. Aumenta cuando se aumenta la concentración de las sustancias reaccionantes.
III. Aumenta si la reacción se realiza en presencia de un catalizador negativo.
A. Sólo I B. I, II, III C. Sólo I y III D. Sólo I y II E. No se puede predecir
8. Indica verdadero o falso sobre la cinética de una reacción: I. La velocidad de una reacción se incrementa al disminuir
la energía de activación por medio de un catalizador. II. La velocidad de formación de los productos al inicio es
máxima.
III. La velocidad de reacción se altera con la temperatura. IV. La velocidad de reacción es indiferente al grado de
división de las sustancias reactantes.
A. VVVF B. VVFV C. FFVF D. FVFV E. VFVF 9. Para la reacción:
2 NO(g) + 2 H2(g) 1 N2(g) + 2 H2O(g) se obtuvieron los siguientes datos a 1100 K
Velocidad [NO] [H2]
3x10 5 5x103 2,5x10 3
9x10 5 15x10 3 2,5x10 3
3,6x10 5 15x10 3 10x10 3
Determina el orden de la reacción: A. 0 B. 1 C. 2 D. 3 E. 4
10. Si se considera el siguiente proceso como no elemental: A(g) + B(g) productos
Halla el orden de la reacción si la velocidad de reacción respecto a “A” y “B” son 0,20 mol/min y 0,10 mol/min respectivamente, siendo además “B” del primer orden.
A. 2do orden B. 3er orden C. 4to orden D. Orden cero C. 1er orden
11. Si se considera a la reacción de combustión completa de gas propano como elemental, halla la velocidad de consumo del O2(g) y la velocidad de formación del CO2(g) si la velocidad de consumo del gas propano es 15 mol/L por minuto:
C3H8(g) + O2(g) CO2(g) + H2O(g)
A. 60 mol/min; 30 mol/min B. 30 mol/min; 45 mol/min C. 90 mol/min; 60 mol/min D. 15 mol/min; 30 mol/min E. 75 mol/min; 45 mol/min
12. Se tienen los siguientes datos experimentales para la reacción: 2A(g) + B(g) 3C(g)
Exp [A] [B] V(mol/s)
1 3 3 3x105
2 6 6 1,2x10 4
3 6 9 2,7x10 4
Determina el orden de reacción y la constante de velocidad (K): A. 1er orden; 3x10 4 B. 2do orden; 6,6x105 C. 3er orden; 5x10 6 D. 2do orden; 3,3x10 6 E. 3er orden; 1,2x10 6
13. Según la ley de acción de masas de Gouldberg y Waage marque la velocidad de reacción que es incorrecta. Considere el orden de reacción como suma de coeficientes:
A. N2(g) + 3 H2(g) 2NH3(g) Vrxm = K [N2] [H2] B. C(s) + ½ O2(g) CO(g) Vrxm = K [O2]1/2 C. NH4HS(s) NH3(g) + H2S(g) Vrxm = K [NH4HS] D. H2(g) + I2(g) 2 HI(g) Vrxm = K [H2] [I2] E. 2 NO2(g) 2 NO(g) + O2(g) Vrxm = K [NO2]2
14. La urea (NH2)2CO, es el producto final del metabolismo de las proteínas en los animales, su descomposición en medio ácido está regido por:
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(NH2)2CO(ac) NH4+ + HCO3 (ac)
A 60ºC, 10 g de urea se descomponen en 2 horas. ¿En qué tiempo se descompone 40 g de urea si la temperatura se incrementa a 100 ºC?
A. 7,5 min B. 15 C. 30 D. 45 E. 60 15. Se tiene la siguiente reacción química elemental:
2 SO2(g) + O2(g) 2 SO3(g)
Si a temperatura constante el volumen del reactor disminuye a la mitad. ¿Cómo cambia la velocidad de reacción?
A. Aumenta en 4 veces la velocidad inicial B. Se duplica
C. Se triplica
D. Se reduce a la mitad
E. Se incrementa en 7 veces la velocidad inicial
16. Los siguientes datos corresponden a la reacción del NO con Cl2 para formar: NOCl a 295 K
Velocidad (mol/L x S) [Cl2] [NO]
1x103 0,05 0,05
3x103 0,15 0,05
9x103 0,05 0,15
¿Cuál es el orden total de la reacción? A. 0 B. 1 C. 2 D. 3 E. 4
Segundo Bloque
17. Sobre la cinética de las reacciones lo falso es: A. La temperatura modifica la velocidad de la reacción. B. La velocidad de una reacción se incrementa a medida que
transcurre el tiempo
C. Depende de las naturales de los reactantes.
D. Solo en algunos casos las molecularidad es igual orden de la reacción.
E. La constante de velocidad varia con la velocidad 18. Indique cuántas proposiciones son correctas:
I. La molecularidad y el orden de reacción son iguales. II. La siguiente reacción es de tercer orden aún sin ser
elemental: 2A + B C + 3D.
III. La siguiente reacción es de orden cero, si fuera elemental: 2 HgO(s) 2 Hg(s) + O2(g)
IV. Si la reacción es de orden cero su velocidad es constante. A. Sólo II B. I, II y III C. Sólo IV
D. III y IV E. I y II
19. De la siguiente reacción gaseosa: NH3 + O2 N2 + H2O
La velocidad con respecto al NH3 es 10 mol/min. Calcula la velocidad con respecto al O2:
A. 2 B. 5 C. 7,5 D. 9,5 E. 11,0 20. Se tiene la siguiente reacción elemental
nB productos.
Si se duplica la concentración de “B” la velocidad de reacción aumenta en un factor 8. Halla el orden de la reacción.
A. 1 B. 2 C. 3 D. 4 E. 5
21. Para la siguiente reacción elemental la temperatura de 57 ºC: 2A(g) + C(g) 4 D(g)
Si la concentración de A es 0,25 M y la de C es de 0,1 M, halla la constante de velocidad, si la reacción es 5 M/s.
A. 1200 B. 80 C. 475 D. 800 E. 200
22. Para la reacción elemental: 2A + B 3C + D
la velocidad de reacción de A es 20 mol/s. Calcula la velocidad de formación de C.
A. 30 M/s B. 20 C. 35 D. 25 E. 40 23. Se tiene la segunda reacción elemental: O2 O3
Además V = 100 mL al inicio se tiene 0,40 moles de O2 si en este instantes su velocidad de 1,6 mol/min. Halla la cantidad de ozono producido al cabo de 2 minutos.
A. 2,10 M B. 0,90 C. 0,45 D. 1,95 E. 1,60 24. Determina la constante de velocidad en la siguiente reacción:
A + B AB
Sabiendo que su velocidad es 4x10 5 mol/min cuando [A] = 4x10 2 M, [B] = 10 3 M
A. 10-1 B. 100 C. 1 D. 10 E. 0,01
25. Indique lo que sucede a la velocidad de la reacción mostrada para cierto tiempo transcurrido, sabiendo que la presión total del sistema se duplica a temperatura constante
X2(g) + Y2(g) 2XY(g) A. Se duplica B. Disminuye a la mitad C. Se cuadriplica D. No cambia
E. Disminuye a la cuarta parte
26. Dada la siguiente reacción: A + B C y los correspondientes datos experimentales:
Experimento [A] [B] Velocidad de rx
1 0,2 M 0,1 M 5x103 M/s
2 0,3 M 0,1 M 7,5x106 M/s
3 0,4 M 0,2 M 4x105 M/s
A. V = K [A] B. V = K [A] [B] C. V = K [A]2 D. V = K [A] [B]2 E. V = K [B]2
27. Sea la siguiente reacción elemental: A + B AB
Halla la constante específica de velocidad, si las concentraciones de A y B son 0,05 M y 0,08 M respectivamente y la velocidad de reacción es igual a 5x10 5 M/s
A. 1 B. 0,1 C. 0,2 D. 10 E. 0,002 28. Sea la reacción elemental: 2A(g) + B(g) 3C(g)
la velocidad con que se consume B es 7 mol/L s. Halla la suma de velocidades de consumo y aumento de A y C respectivamente.
A. 14 B. 21 C. 17,5 D. 21 E. 35
29. Para la reacción C +2D E, se ha obtenido experimentalmente la ley de velocidad V = K[C][D]. Si las concentraciones de C y D se duplican simultáneamente, la velocidad
A. Se duplica B. Se reduce a la mitad C. Se hace 4 veces mayor D. No varía
E. No se puede predecir 30. Un catalizador
A. Afecta un sistema en equilibrio
B. Hace que la reacción alcance el equilibrio más rápido C. Aumenta la energía cinética de los reactivos D. Se puede consumir durante la reacción. E. N.A.
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31. Para la reacción xA + yB 3C se obtuvieron los siguientes datos experimentales
[A] [B] Velocidad (mol/L min)
Exp. I 0,1 1,0 0,5
Exp. II 1,0 1,0 5,0
Exp. III 1,0 0,1 0,05
Encuentre la ley de velocidad para la reacción
A. V = k[A][B] B. V = k[A]2[B] C. 2 [A][B] 3 [C] V D. V = k[A][B]2 E.) V = k
32. Indica cuál es la representación más apropiada para la velocidad de la reacción:
2P + Q R + 3S
Si “V” es la velocidad de la reacción señalada, y k es la constante de velocidad. A. V = k[P][Q] B. V = k[R][S]3 C. V = k[P]2[Q] D. V = k [R][S] E. [R][S] [Q] 2 [P] k V
33. A una temperatura de 16 °C cierta reacción química se desarrolla a 2,5 mol/L min ¿Con qué velocidad se desarrolla la misma reacción a 36 °C?
A. 2,5 mol/L min B. 12,5 mol/L min C. 7,5 mol/L min D. 5 mol/L min E. 10 mol/L min
34. Identifique las relaciones correctas suponiendo que las reacciones ocurren en un solo paso elemental.
I. 3A + B Productos; (orden 3) II. M + 2N Productos; (V = k[M]2[N]) III. 3Q + 3R Productos; (orden 6) IV. 2T + 3V Productos; (V = k[T]2[V] 2)
A. Sólo I B. Sólo III C. Sólo IV D. III y IV E. I y II 35. Indique la relación que hay entre la velocidad de reacción final y
la velocidad de reacción inicial, si para la reacción S(s) + 2CO(g) SO2(g) + 2C(s)
El volumen del recipiente donde se produce la reacción, se reduce a la mitad.
A. 12: 5 B. 8: 1 C. 5: 1 D. 3: 1 E. 1: 8 36. Considere la reacción: A(g) + B(g) C(g)
Si la concentración de A varía desde 0,02 mol/L hasta 0,01 mol/L y la de B desde 0,04 mol/L hasta 0,32 mol/L ¿Cuántas veces aumenta la velocidad de reacción directa?
A. 2 veces B. 3 veces C. 4 veces D. 6 veces E. 8 veces
Le Chatelier Henry (1850 - 1936)
Químico - físico francés, nacido en París, que elaboró un principio muy utilizado a pesar de su dudosa validez. El principio termodinámico que lleva su nombre fue su mayor aportación a la química.
Le Chatelier había recibido durante su juventud la influencia de su padre, ingeniero. En 1877, ingresó en la Escuela de Minas en calidad de profesor. Sus primeros trabajos abordaron el estudio del cemento. Estudió la estructura de las aleaciones, las llamas y la termometría.
Durante la década de 1880 a 1890, elaboró el denominado
principio de Le Chatelier: si las condiciones (presión, volumen o
temperatura) de un sistema químico inicialmente en equilibrio cambian, entonces el equilibrio se desplazará, si es posible, en la dirección que tienda a anular la alteración producida.
Este principio, pronostica la dirección hacia la que se puede forzar un equilibrio químico. Para la industria, supuso la racionalización y economía de los procesos, pues al variar adecuadamente las condiciones elegidas, se conseguía aumentar sus rendimientos. Toda reacción química ocurre a una determinada velocidad. Algunas son muy rápidas y otras son extremadamente lentas. La velocidad
de una reacción describe la rapidez con que se consumen los
reactivos o la rapidez con la que se forman los productos.
La cinética química es el área de la química que se encarga del estudio de las velocidades con las que ocurre una reacción química; los mecanismos de reacción, razonamientos especulativos, basados en hechos experimentales, que tratan de explicar cómo ocurre una reacción; y los factores que determinan la velocidad de reacción:
1. La naturaleza de los reactantes. 2. Las concentraciones de los reactivos. 3. La temperatura.
4. La presencia de un catalizador.
LA VELOCIDAD DE UNA REACCIÓN
Las velocidades de reacción química se suelen expresar determinando como varían las concentraciones de los reactantes o de los productos en determinados intervalos de tiempo.
Consideramos la reacción hipotética.
La velocidad a la cual procede la reacción se puede describir en términos de la velocidad de la cual desaparece un reactivo.
... (1) O la velocidad a la cual aparece uno de los productos.
... (2)
aA + bB cC + dD
tA] [ Velocidad tC] [Velocidad
Alexander Fleming… 20 años insuperables en tu preparación
Las concentraciones de los reactivos disminuyen a través del intervalo de tiempo.
... (3) ... (4)
Entonces la cantidad sería negativa. Como las velocidades de reacción son positivos, entonces, cuando se desee medir la velocidad de reacción usando reaccionantes, se le tiene que poner signo negativo, para que así, la velocidad resulte positiva.
Describiremos la velocidad de reacción sobre la base de que es la misma, independientemente del reactivo o producto que queremos medir. Por lo tanto, dividimos cada cambio por su coeficiente en la ecuación ajustada, así para la reacción hipotética:
aA + bB ↔ cC + dD
……....(5)
FACTORES QUE AFECTAN LA VELOCIDAD DE UNA REACCIÓN NATURALEZA DE LOS REACTIVOS
El estado físico de los reactantes es importante en la determinación de la velocidad con la que ocurre una reacción. La gasolina líquida puede arder suavemente, pero los vapores de la gasolina pueden arder explosivamente.
La extensión de la subdivisión de sólidos y líquidos también es importante en la determinación de las velocidades de reacción. Por ejemplo, 10 gramos de una barra metálica de magnesio reacciona lentamente con el ácido clorhídrico diluido, 10 gramos de virutas de magnesio reacciona rápidamente con el ácido clorhídrico diluido, mientras que, 10 gramos de magnesio en polvo reacciona violentamente con el ácido clorhídrico diluido:
A mayor estado de subdivisión de los sólidos, se ofrece mayor área superficial para la reacción.
Otro factor que afecta las velocidades de reacción es la identidad química de los reactivos. Por ejemplo, el sodio metálico, que posee una baja energía de ionización, reacciona rápidamente con el agua a temperatura ambiente; el calcio metálico reacciona lentamente con agua a temperatura ambiente dado que posee una energía de ionización superior.
CONCENTRACIÓN DE LOS REACTIVOS
A mayor concentración de los reaccionantes, mayor es el número de choques moleculares de las moléculas reaccionantes y por tanto, mayor es la probabilidad de que estos choques sean eficaces, aumentado así la velocidad de reacción.
EFECTO DE LA TEMPERATURA
Al aumentar la temperatura, aumenta la energía cinética media de las moléculas reaccionantes, es decir, las moléculas tienen mayor contenido energético para poder superar la energía de activación, aumentando así la velocidad de reacción.
EFECTO DE LOS CATALIZADORES
Son especies químicas que aumentan la velocidad de reacción, en razón a que disminuyen la energía de activación, proporcionando mecanismos alternativos con menor energía de activación.
Las características de los catalizadores son:
* Los catalizadores sólo forman compuestos intermedios para ejercer la acción catalítica, por lo tanto no se consumen en el curso de la misma y se les puede recuperar finalizada la reacción.
* El catalizador no altera el equilibrio, pues aumenta por igual las velocidades de las reacciones directa e inversa.
* El catalizador permanece invariable al final de la reacción; en lo que respecta a su composición química, pues en su forma física puede variar.
* El catalizador no inicia una reacción, sólo aumenta la velocidad.
* La acción catalítica es específica y es ejercida sin violar las leyes de la estequiometría.
* Los catalizadores se utilizan en pequeñas cantidades, debido a que la acción catalítica es rápida.
Los catalizadores disminuyen la energía de activación. Ello significa, con la misma energía cinética promedio de las moléculas, una mayor fracción de moléculas ya tienen la suficiente energía para alcanzar el estado de transición, aumentando así la velocidad de reacción. Los catalizadores llamados inhibidores, aumentan la energía de activación. Ello significa que una menor fracción de moléculas alcanzan el estado de transición en la misma unidad de tiempo, disminuyendo así la velocidad de reacción.
Los catalizadores no pueden disminuir la velocidad de reacción, por tanto, no existen catalizadores negativos.
EXPRESIÓN DE LA LEY DE LA VELOCIDAD
Anteriormente, se aprendió que la velocidad de una reacción es proporcional a la concentración de los reactivos. La ley de la velocidad expresa la relación de la velocidad de una reacción con la concentración. Para la reacción general:
aA + bB ↔cC + dD La expresión de la ley de la velocidad tiene la forma:
velocidad = k[A]x [B]y, Leyenda:
[A], [B]: concentraciones molares de los reactivos (mol/L). Los
sólidos y líquidos puros al tener concentración constante, no se consideran para esta ecuación.
x, y: exponentes hallados experimentalmente. Pueden ser números
enteros, cero o fraccionarios.
x: orden de reacción respecto al reactivo A. y: orden de reacción respecto al reactivo B. x+y: orden global de reacción
k: constante específica de velocidad.
Sus unidades dependen de la expresión de la ley de velocidad. Los siguientes son ejemplos de leyes de velocidad de reacción observadas experimentalmente:
3NO(g ) N2O(g) + NO2(g) velocidad = k[NO]2 2NO2(g) + F2(g) 2NO2F(g) velocidad = k[NO2][F2] Nótese que el orden de reacción no coincide necesariamente con los coeficientes de la ecuación química balanceada.
Si la reacción es elemental, es decir, si ocurre en una sola etapa, los órdenes de reacción son los correspondientes coeficientes estequiométricos.
EQUILIBRIO QUÍMICO
El equilibrio se refiere a aquel estado de un sistema en el cual no se produce ningún cambio neto adicional. Cuando A y B reaccionan para formar C y D a la misma velocidad a la que C y D reaccionan para formar A y B, el sistema se encuentra en equilibrio.
La mayoría de las reacciones no llegan a completarse. Esto es, cuando se mezclan los reactivos en cantidades estequiométricas; no se convierten completamente en los productos. Las reacciones que no llegan a completarse y que tienen lugar en ambos sentidos se llaman reacciones reversibles.
Los equilibrios químicos son equilibrios dinámicos, esto es, las moléculas individuales están reaccionando constantemente, aunque la composición y propiedades de la mezcla en equilibrio no cambia en el tiempo, mientras no actúe una fuerza externa que perturbe la condición de equilibrio.
Considere la siguiente ecuación hipotética reversible
A(g) + B(g) C(g) + D(g) inicial final
[
A
]
]
A
[
]
A
[
inicial final [A] ] A [ ] A [ t] D [ d 1 t] C [ c 1 t] B [ b 1 t] A [ a 1 de Velocidad cción a ReAlexander Fleming… 20 años insuperables en tu preparación
Esta ecuación puede leerse en ambos sentidos, hacia adelante y hacia atrás. Si A y B se mezclan, reaccionarán para formar C y D. Por otra parte, una parte de C y D, reaccionarán para formar A y B. Supongamos que colocamos una mezcla de A y B en un recipiente. Reaccionarán para formar C y D y sus concentraciones disminuirán gradualmente a medida que ocurre la reacción hacia la derecha. Al comienzo del experimento, no puede ocurrir la reacción inversa puesto que C y D no se han formado. Tan pronto como la reacción haya comenzado produce alguna cantidad de C y D y comienza la reacción inversa. La reacción inversa comienza lentamente (puesto que la concentración de C y D es baja) y aumenta gradualmente.
Figura: Variación de la concentración de las sustancias en el curso
de la reacción.
LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO
En una reacción química reversible en equilibrio, las concentraciones de reactivos y productos son constantes; esto es, no varían. Las velocidades de las reacciones directa e inversa son constantes e iguales. Las velocidades de las reacciones directa e inversa son constantes, y se puede escribir una expresión como la constante de equilibrio, que relaciona a los productos con los reactivos. Para la reacción general:
aA + bB cC + dD Aplicando la ley de acción de masas, se establece: Vdirecta = kd [A]a[B]b (1)
Vdirecta = ki [C]c[D]d (2)
Como en el equilibrio las velocidades de reacción directa e inversa se igualan, tenemos:
Vdirecta = Vinversa
kd [A]a[B]b = ki [C]c [D]d
a temperatura constante, se define a la constante de equilibrio como:
siendo Keq o Kc la constante de equilibrio en función de concentraciones molares. Las cantidades en corchetes son las concentraciones de cada sustancia en moles por litro. Los exponentes a, b, c y d son los coeficientes de las sustancias en la ecuación balanceada. Las unidades de Keq no son las mismas para todas las reacciones de equilibrio y generalmente se omiten. Obsérvese que se eleva la concentración de cada sustancia a una potencia igual al coeficiente estequiométrico, deducido de la ecuación balanceada.
Cuando algún reactivo y/o producto de una ecuación química es gas, podemos formular la expresión de equilibrio en términos de presiones parciales, en vez de concentraciones molares. En este caso, la constante de equilibrio se denota como Kp. Para la reacción general.
aA(g) + bB(g) cC(g) + dD(g)
donde Pi es la presión parcial del componente "i" en equilibrio. Por lo general, los valores de Kc y Kp son diferentes. Por ello, es importante indicar cuál de ellas estamos usando por medio de los subíndices.
La expresión general que relaciona Kp y Kc es:
: es la diferencia de coeficientes de productos y reaccionantes. Numéricamente es igual al número de moles de productos gaseosos menos el número de moles de reactivos gaseosos. De la reacción general:
R: constante universal de los gases ideales. T: temperatura absoluta (K)
PRINCIPIO DE LE CHATELIER
El químico francés Henri Le Chatelier (1850-1936) enunció, en 1888, una generalización sencilla, pero de grandes alcances, acerca del comportamiento de los sistemas en equilibrio. Esta generalización, que se conoce como Principio de Le Chatelier, dice: "Si se aplica
un activante a un sistema en equilibrio, el sistema responderá de tal modo que se contrarreste la activación y se restaure el equilibrio bajo un nuevo conjunto de condiciones". La aplicación del Principio de Le Chatelier nos ayuda
a predecir el efecto de las condiciones variables sobre las reacciones químicas. Examinaremos los efectos de cambios de concentración, temperatura y presión.
Aumento de la Temperatura
La reacción se desplazará en el sentido que consuma calor. Ejemplo: La reacción en el equilibrio
N2(g) + H2(g) NH3(g) + calor
Si aumentamos la temperatura la reacción va hacia la derecha. Si disminuimos la temperatura la reacción va hacia la izquierda. Efecto de la Presión
Si aumentamos la presión externa al sistema en equilibrio entonces éste se desplazará hacia el sentido donde se tenga menor volumen.
Ejemplo: La reacción en el equilibrio
2 SO2(g) + O2(g) 2 SO3(g)
Si en el sistema anterior, aumentamos la presión, el equilibrio se desplazará hacia la derecha.
Efecto del Aumento o Disminución de la Concentración Si a un sistema en equilibrio le añadimos más de una sustancia, el sistema se desplazará en el sentido que consuma parte de dicho incremento.
Ejemplo: La reacción en el equilibrio N2(g) + 3H2(g) 2 NH3(g)
Si al sistema ya en el equilibrio, le añadimos más N2(g) la reacción se desplazará hacia la derecha.
Si quitamos un poco de N2(g) en el equilibrio, el sistema se desplazara hacia la izquierda.
Si añadimos más NH3(g), el sistema se desplazará hacia la izquierda.
Si quitamos NH3(g) en el equilibrio, el sistema se desplazará hacia la derecha. avance de reacción Productos Reaccionantes b ] B [ a ] A [ d ] D [ c ] C [ eq
K
b ) B ( a ) A ( d ) D ( c ) C ( pP
P
P
P
K n c pK
(
RT
)
K
n
)
b
a
(
)
d
c
(
n
Alexander Fleming… 20 años insuperables en tu preparación
PRACTICA 2 NIVEL I
1. A 425 ºC la KC del siguiente proceso vale 300: 2 H2(g)+ CO(g) ⇌ CH3OH(g)
Si las concentraciones de todas las especies son iguales a 0.1 M, ¿se encuentra el sistema en equilibrio?
Rpta: ……….
2. La descomposición del NaHCO3 tiene lugar según la reacción: 2 NaHCO3(s) ⇌ Na2CO3(s) + CO2(g) + H2O(g) ; Kc= 2.5x10-4 Si en un matraz de dos litros partimos de 2’5 moles de NaHCO3(s), 0.15 moles de Na2CO3(s) + 2.5x10–2 moles de CO2(g) y 4x10–2 moles de H2O(g) razona hacia dónde se producirá la reacción.
Rpta: ……….
3. Un recipiente de 306 cm3 contiene a 35 ºC una mezcla en equilibrio de 0.384 g. de NO2 y 1.653 g. de N2O4 Determina: a) La presión en el recipiente y la densidad de la mezcla. b) El valor de KC y KP para la reacción N2O4 (g) ⇌ 2 NO2 (g).
Sol: a) P = 2’18 atm. ρ = 6’66 g/L. b) KC = 0’0126; KP = 0’32.
4. En un recipiente de 5 L. se introducen un mol de dióxido de
azufre y otro de oxígeno, y se calienta el sistema a 1.000 ºC, con lo que se da la reacción:
2 SO2 (g) + O2 (g) ⇌ 2 SO3 (g)
a) Establece la cantidad de trióxido de azufre formado si en el equilibrio hay 0’15 moles del dióxido.
b) ¿Qué valor tiene KC a esa temperatura?
Sol: a) 0.85 mol. b) Kc= 279.2
5. Dada la siguiente reacción: 2 NO(g) ⇌ N2(g) + O2(g) a 500 ºC, calcula la KC a dicha temperatura sabiendo que las concentraciones en el equilibrio son: [N2 (g)] = [O2 (g)] = 0’05 M y [NO (g)] = 0’02 M. ¿Cuál será el valor de KP?
Sol: KC = KP = 6.25.
6. Calcula la constante de equilibrio KP, a 2.000 ºC, del siguiente equilibrio:
CO2 (g) ⇌ CO (g) + 21 O2 (g)
para el cual el grado de disociación es 0’018 a la presión de 1 atm.
Sol: KP = 1.73x10–3
7. Al calentar el cloruro de nitrosilo, NOCl, se disocia según:
NOCl (g) ⇌ NO (g) + 1/2 Cl2 (g)
Cuando se calienta a 350 ºC en un volumen de 1 L. una muestra de NOCl puro que pesa 1.75 g, el grado de disociación es del 56.8 %. Calcúlense KC, KP y la presión total en el sistema a esta temperatura.
Sol: KC = 0.115; KP = 0.82; P = 1.75 atm.
8. En un recipiente de 1 L. y a la temperatura de 400 ºC el amoníaco
se encuentra dis-ociado en un 40 % en nitrógeno e hidrógeno moleculares, cuando la presión de todo el sis-tema es 710 mm Hg, según la reacción:
2 NH3 (g) ⇌ N2 (g) + 3 H2 (g). Calcula:
a) La presión parcial de cada uno de los componentes en el equilibrio.
b) KC y KP.
Sol: a) P (NH3) = 0.400 atm; P (N2) = 0.133 atm; P (H2) = 0.400 atm. b) KC =1.74x10–5; KP = 0.053.
9. En un matraz de 250 cm3 a la temperatura de 27 ºC se introdujeron 213 mg. de fosgeno, COCl2. Cuando se hubo alcanzado
el equilibrio, la presión que se alcanzó en el matraz fue de 230 mm Hg. Calcula:
a) El grado de disociación del fosgeno.
b) La presión parcial de cada componente gaseoso en la mezcla. c) El valor de las constantes KC y KP.
La reacción de disociación del fosgeno es: COCl2 (g) ⇌ CO (g) + Cl2 (g)
Sol: a) 43 %. b) P (COCl2) = 0.12 atm; P (CO) = 0.09 atm; P (Cl2) = 0.09 atm. c) KC = =2.7x10–3; KP = 0.067.
10. A 200 ºC y 1 atm. de presión el pentacloruro de fósforo se
disocia según la reacción:
PCl5 (g) ⇌ PCl3 (g) + Cl2 (g)
en un 48’5 %. Calcula el grado de disociación a la misma temperatura de 200 ºC pero a una presión de 10 atm.
Sol: 17’3 %.
11. Un mol de etanol puro se mezcla con un mol de ácido acético
puro a 25 ºC. Cuando se alcanza el equilibrio, se forman 2/3 de moles de acetato de etilo y 2/3 de moles de agua. Calcula la constante de equilibrio a esa temperatura para la reacción:
CH3CH2OH (l) + CH3COOH (l) ⇌ CH3COOCH2CH3 (l) + H2O (l)
Sol: KC = 4.
12. En el equilibrio a 100 ºC de la reacción:
H2 (g) + CO2 (g) ⇌ H2O (g) + CO (g)
se ha medido el valor KP = 0.772. Responde razonadamente: a) ¿Cuáles serán las concentraciones en el equilibrio si inicialmente están presentes 2’0 moles de H2 y 2’0 moles de CO2 en un recipiente de 10 L?
b) ¿Cuáles serán las nuevas concentraciones de los reactivos si una vez alcanzado el equilibrio se introducen 0’5 moles adicionales de H2 a la mezcla?
Sol: a) [H2] = [CO2] = 0.1065 M; [H2O] = [CO] = 0.0935 M. b) [H2] = 0.146 M;
[CO2] = 0.096 M; [H2O] = [CO] = 0.104 M.
13. A una determinada temperatura se introducen en un recipiente
de 2 litros 128 g. de SO2. ¿Cuántos gramos de O2 deberán añadirse para que en el equilibrio la mitad del SO2 se oxide a SO3?
Para la reacción 2 SO2 (g) + O2 (g) ⇌ 2 SO3 (g) , se sabe que KC = 2.33.
Sol: 43.5 g.
14. Se sabe que la constante de equilibrio KP para la reacción de descomposición del pentacloruro de fósforo en tricloruro de fósforo y cloro (PCl5 (g) ⇌ PCl3 (g) + Cl2 (g)) es de 1.05 a 250 ºC. Sabiendo que las presiones parciales del pentacloruro de fósforo y del tricloruro de fósforo en el equilibrio son, respectivamente, 0.875 atm. y 0.463 atm:
a) ¿Cuál es la presión parcial del cloro en el equilibrio a 250 ºC? b) ¿Cuál será el valor de KC a esta temperatura?
c) A la vista de los resultados obtenidos, di si la descomposición del pentacloruro de fósforo a 250 ºC será o no un proceso espontáneo.
Sol: a) 1.98 atm. b) KC = 0.024. c) El proceso es espontáneo. 16. En un cilindro metálico cerrado, de volumen V, se tiene el
siguiente proceso quími-co en equilibrio:
2 A(g) + B(s) ⇌ 2 C(s) +2 D(g) ; ΔHº < 0.
Indica razonadamente el sentido hacia el que se desplazará el equilibrio si:
a) Se duplica la presión.
b) Se reduce a la mitad la cantidad de los componentes B y C. c) Aumenta la temperatura.
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17. Suponiendo que la reacción A(g) + 3 B(g) ⇌ 2 C(g) , exotérmica, estuviese en equilibrio, indica razonadamente tres procedimientos para que el equilibrio se desplace a la derecha.
Rpta: ………..
18. En un recipiente cerrado se introducen oxígeno y el doble
número de moles de NO, los cuales reaccionan parcialmente para dar NO2 en condiciones de presión y temperatura tales que se mantienen todas las especies en estado gaseoso:
2 NO + O2 ⇌ 2 NO2 ; ΔH = -112’5 kJ.
Una vez que se alcanza el equilibrio a dicha temperatura, indica y justifica cómo variará el número de moléculas de NO2 en equilibrio por:
a) Aumento de la temperatura a presión constante. b) Extracción de NO del recipiente.
c) Adición de un catalizador.
d) Disminución del volumen del recipiente.
19. A 298 K la KP del equilibrio N2O4 (g) ⇌ 2 NO2 (g), es igual a 0.15. a) Razona en qué sentido evolucionará, hasta alcanzar el equilibrio, una mezcla de los dos gases en la que ambos tengan presión parcial igual a 1 atm.
b) Si una vez alcanzado el equilibrio se comprime la mezcla, indica si la cantidad de dióxido de nitrógeno aumentará, disminuirá o no variará. Justifica la respuesta.
Rpta: ………..
20. A la temperatura de 35 ºC disponemos en un recipiente de 310
cm3 de capacidad de una mezcla gaseosa en equilibrio que contiene 0.385 g. de NO2 y 1.660 g. de N2O4. Con-testa razonadamente a las siguientes cuestiones:
a) Calcula, a la temperatura de 35 ºC, KP y KC de la reacción de disociación del tetróxido de dinitrógeno (N2O4 (g) ⇌ 2 NO2 (g)). b) A 150 ºC, el valor numérico de KC es 3.20. ¿Cuál debe ser el volumen del recipiente para que estén en equilibrio un mol del tetróxido y dos moles del dióxido?
c) ¿Cómo respondería el equilibrio a un aumento de presión? Contesta razonadamente.
Sol: a) KC = 0.0125; KP = 0.315. b) 1.25 L.
NIVEL II
1. En el equilibrio del siguiente sistema: A + 2B C Las concentraciones son:
[A] = 0,6 mol/L [B] = 0,5 mol/L [C] = 0,3 mol/L Halla kc
A. 1 B. 2 C. 3 D. 4 E. 5
2. Determine kc para un sistema en equilibrio que tiene un volumen de 2 L si los moles de fosgeno (COCl2) son 0,8; los de monóxido de carbono 0,6; y los de cloro 0,4
COCl2(g) CO + Cl2(g) A. 0,15 B. 0,25 C. 0,5 D. 0,3 E. 0,75
3. La constante de equilibrio kc para el sistema que se muestra a continuación es 49 a 500 °C
H2(g) + I2(g) 2HI(g)
Si en un vaso de 1 L se introducen 1 mol de H2 y 1 mol de I2 y se cierra hasta alcanzar el equilibrio a 500°C determina la concentración de H2 en equilibrio:
A. 9/2 B. 9/7 C. 4/3 D. 2/9 E. 7/9
4. Se tiene inicialmente 8 mol de H2 y 8 mol de I2 los que se hacen reaccionar según:
H2(g) + I2(g) 2 HI(g)
Determine la constante de equilibrio kc si en el equilibrio se han encontrado 2 mol de H2
A. 6 B. 18,3 C. 36 D. 9 E. 1,85 5. En un sistema homogéneo representado por:
2 H2(g) + O2(g) 2H2O(g)
se tiene inicialmente 24 mol de H2, 16 mol de O2 y 2 mol de vapor de agua. Halla el valor de la constante kc del sistema en el equilibrio si se han encontrado 8 mol de H2. El volumen total es 1 L
A. 0,63 B. 0,18 C. 3,6 D. 0,36 E. 0,2
6. Inicialmente reaccionan 12 mol de N2 con 24 mol de H2 según N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)
Halla el valor de kc si en el equilibrio se han encontrado 12 mol de NH3 y además el volumen del sistema es de 10 L
A. 45 B. 2,13 C. 11,1 D. 3,6 E. 13,33
7. Si se tienen inicialmente 4 mol de H2 y 4 mol de Cl2 para formar cloruro de hidrógeno, determina cuántos mol de hidrógeno existen en el equilibrio si kp = 4 a 1 000 K
Cl2(g) + H2(g) 2HCl(g) A. 4 B. 2 C. 4,2 D. 1,8 E. 0,16
8. En un recipiente de 1 L se han introducido 4 mol de N2 y 8 mol de H2 para efectuar la siguiente reacción:
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)
Al llegar al equilibrio se obtienen 4 mol de amoníaco. Calcula el valor de kc en el equilibrio
A. 4 B. 3 C. 2 D. 1 E. 5
9. Inicialmente reaccionan 1 mol de CO y 1 mol de vapor de agua. CO + H2O CO2 + H2
Determine la constante de equilibrio kc a 27 °C sabiendo que en el equilibrio ha reaccionado el 60% del vapor de agua. El volumen total del sistema es 6 L
A. 4/9 B. 2/5 C. 3/2 D. 2/3 E. 9/4
10. En un recipiente de 200 cm3 se colocan 46 g de tetraóxido de nitrógeno. Si al calentarlo se disocia en un 80 % en dióxido de nitrógeno, calcula la cantante de equilibrio kc
N2O4 2 NO2 A. 25 B. 32 C. 23 D. 48 E. 64
11. Al reaccionar a 100 °C 1mol de ácido acético con 1 mol de alcohol etílico, se forman 2/3 mol de acetato de etilo y 2/3 mol de agua. Si todos son líquidos en la reacción
CH3 COOH + CH3 CH2OH CH3 COOC2H5 + H2O Calcula la constante de equilibrio kc a 100 °C
A. 0,25 B. 0,40 C. 2,25 D. 4,00 E. 8,00
12. En un recipiente se tiene H2; I2 y HI en equilibrio de tal manera que la presión total del sistema es 2 atm. Halla kp si en el equilibrio la presión parcial del hidrógeno es 0,4 atm y la del yodo es 0,4 atm.
A. 7 B. 8 C. 9 D. 10 E. 11 13. En la reacción: PCl3 + Cl2 PCl5
Calcula kx si a 100°C reaccionan 2,15 mol de PCl3 y 1 mol de Cl2 para producir 0,76 mol de PCl5
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14. Para la reacción: S(s) + 2 CO(g) SO(g) + 2 C(s)
calcula el valor de kp si en un frasco que contiene azufre sólido en exceso se introduce gas CO a una presión de 2 atm y al final se observa una presión de equilibrio en el sistema de 1,05 atm A. 95 B. 59 C. 81 D. 9,5 E. 8,1
15. Los procesos mostrados se acompañan de su respectivas constantes de equilibrio a 1 123 K
C(s) + CO2(g) 2 CO(g) kp’ = 1,3x1014 CO(g) + Cl2(g) COCl2(g) kp’’ = 6,0x10 3 Halla el valor de kp para:
C(s) + CO2(g) + 2 Cl2(g) 2 COCl2(g) A. 7,8x1014 B. 7,8x109 C. 46,8 D. 4,68x1017 E. 4,68x107 16. Para la siguiente ecuación a 27°C
3 A(s) + 4 B(g) 3 C(g) + D(g) ¿Cuál es la relación entre kc y kp?
A. 9/4 B. 3/2 C. 1/5 D. 1 E. 1/0,82
17. Las corrientes de equilibrio de las reacciones han sido medidas a 823 K
CaO(s) + H2(g) Ca(s) + H2O k1 = 67 CaO(s) + CO(g) Ca(s) + CO2(g) k2 = 201
Con estos datos calcule la constante de equilibrio de la reacción: CO2 + H2 CO + H2O
A. 67 B. 15,61 C. 0,137 D. 0,33 E. 0,2 18. Para el equilibrio: H2 + CO2 H2O + CO
la constante de equilibrio es 3 a 2 000 K
Calcula la concentración del agua al final, si se introducen inicialmente 1 mol de H2, 1 mol de CO2 y 1 mol de H2O en un volumen de 1 L
A. 1,5 B. 5 C. 0,5 D. 0,33 E. 3
19. A 1000 K la síntesis del HCl presenta el siguiente equilibrio : H2(g) + Cl2(g) HCl(g) kc = 4
Si se parte de 1 mol de cada reactante, halla las molaridades del H2 y Cl2 una vez alcanzado el equilibrio.
A. 0,5; 1,0; 11, 2 L B. 0,5; 2,5; 112 L C. 0,5; 0,5; 22, 44
D. 0,2; 0,2; 44,8 L E. 0,1; 0,1; 22, 4 L 20. Para la reacción en la fase gaseosa
3H2(g) + N2(g) 2 NH3(g)
las presiones parciales de H2 y N2 son 0,4 atm y 0,8 atm respectivamente: La presión total del sistema es 2,0 atm. ¿Cuánto vale kp si el sistema está en equilibrio?
A. 1 B. 50 C. 25 D. 125 E. 12,5 21. Para la ecuación: 2A(g) B(g) + C(g) kc = 0,25
Halla kc para la reacción, si se produce a la misma temperatura: 3 B(g) + 3C(g) 6A(g)
A. 16 B. 4 C. 64 D. 0,4 E. 6,4
22. Se tiene inicialmente 4 mol de H2 y 4 mol de Cl2 para formar cloruro de hidrógeno (HCl). Determina cuántos mol de hidrógeno existe en equilibrio si a 727 ºC se tiene que Kp = 4 A. 1 B. 2 C. 3 D. 4 E. 5
23. Una mezcla de equilibrio para la reacción: 2 H2S(g) 2 H2(g) + S2(g)
tenía 1 mol de H2S; 0,2 moles de H2 y 0,8 moles de S2 en un recipiente de 2 L de capacidad. Halla kc.
A. 0,004 B. 0,08 C. 0,016 D. 0,032 E. 0,160 24. Determine el proceso para el que kc = kp
A. H2(g) + N2(g) NH3(g) B. NO(g) + O2(g) NO2(g) C. H2(g) + Br2(g) HBr(g)
D. NH3(g) + O2(g) NO(g) + H2O(v) E. C(s) + O2(g) CO(g)
25. A 500 °C se tiene el sistema en equilibrio: I2(g) + H2(g) HI(g)
Para el cual, se tiene las siguientes presiones parciales: I2: 2 atm H2: 2 atm HI: 8 atm
Calcula kp
A. 3,2 B. 4,8 C. 0,16 D. 6,4 E. 2,4
26. En un recipiente, inicialmente vacío, cuya capacidad es 10 L se ubican 18,4 g de N2O4 Si alcanzando el equilibrio, se disocia el 20 % del N2O4 en NO2 halla kp: N2O4 NO2
A. 0,4 B. 4x10 3 C. 4 x 10 5 D. 4 E. 0,4
27. A 200 ºC 1 mol H2 y 2 mol de CO2 reaccionan para producir CO y H2O Si el 80 % del H2 se transforma en H2O calcula kc si la operación se realiza en un recipiente de 20 L
H2(g) + CO2(g) H2O(v) + CO(g) A. 1 B. 2,6 C. 2,8 D. 3,8 E. 6 28. Para la siguiente reacción en equilibrio:
H2(g) + I2(g) HI(g) Moles equilibrio: 2 2 4 Presión total es 1,6 atm.
Halla kp a 448ºC:
A. 2 B. 4 C. 8 D. 16 E. 20
29. Halla el grado de disociación de 0,1 mol de PCl5 contenidos en un recipiente de 1 L si kp para este proceso es de 0,82 a 127 ºC
PCl5 PCl2 + Cl2
A. 70 % B. 60 % C. 59 % D. 40 % E. 30 % 30. Si Kc para la reacción es 49 a determinada temperatura si se
colocan 0,4 moles A y B en un recipiente de 2 litros a esa temperatura. Indica cuál es la concentración de C y D en el equilibrio: A + B C + D
A. 0,075 M ; 0,025 M B. 0,025 M ; 0,025 M C. 0,750 M ; 0,075 M D. 0,075 M ; 0,075 M E. 0,025 M ; 0,075 M
31. Halla kp a 100 K si la presión en el equilibrio es 10 atm para la reacción química donde la disociación es de 40%:
C(g) + CO2(g) 2 CO(g) A. 3,05 B. 3,85 C. 4,85 D. 4,05 E. 4,5
Nivel III
01. En una autoclave de 5
se coloca una mezcla de limaduras de hierro y agua. La autoclave se cerró y se calentó a 1000 °C. Alcanzando el equilibrio se encontró 1,1 g de H2 y 42,5 g de H2O. Hallar el KC de la reacción:Alexander Fleming… 20 años insuperables en tu preparación
a) 2,9.10 –3 b) 0,14.10 –2 c) 4,1.10 –5 d) 1,5.10 –3 e) 2,5.10 –4
02. En un matraz de un litro de capacidad a 100°C se mezclan 3 molg de C2H5OH con 1 molg de CH3 – COOH; calcular la concentración en (molg/
) de CH3 – COO – CH5 formado.SI el Kc = 4 de la siguiente reacción:
C2H5 OH + CH3 – COOH CH3 – COO – C2H5 + H2O a) 0,8 b) 0,9 c) 4,4 d) 1,3 e) 2,6
03. Se introduce en un recipiente de 6
a 1260 K, una molg de agua y una molg de CO, el 45% del agua reaccionan con el monóxido de carbono. Hallar la constante de equilibrio (Kc) de la reacción.H2O + CO CO2 + H2 a) 0,82 b) 0,74 c) 0,67 d) 0,57 e) 0,44 04. Para la siguiente reacción en equilibrio:
PCl5 (g) PCl3 (g) + Cl2 (g)
A 270°C, existen 0,32 molg PCl5; 0,4 molg PCl3 y 0,4 molg Cl2 en un recipiente de 12
de capacidad. Calcular el Kp del proceso en ATM. a) 3,64 b) 0,84 c) 2,68 d) 1,38 e) 1,8505. A 900 K se inyecta en un recipiente P. (ATM) de COCl2 (g). Cuando se alcanza el equilibrio, la presión total en el recipiente es 5/4 p (ATM). Calcular el Kp en ATM para la reacción.
COCl2(g) CO(g) + Cl2(g) a) 3/4 P b) 1/2 P c) 1/3 P d) 1/4 P e) P
06. En el sistema en equilibrio: HI(g) H2(g) + I2(g)
Se tiene 2 molg HI; 1 molg I2 y 1 molg H2. La constante específica de la velocidad de reacción directa es Kd = 0,018; a 490 °C. Calcular la constante específica de la velocidad de reacción inversa (Ki). a) 0,072 b) 0,84 c) 0172
d) 0,272 e) 0,146
07. En la siguiente reacción en equilibrio en un recipiente de un litro de capacidad a 527°C.
H2 + S2 H2 S
Se observa 2 molg H2; 1 molg S2 y 0,8 molg H2S. Calcular el Kc de la reacción en(
/molg).a) 0,84 b) 0,32 c) 0,48 d) 1,42 e) 0,16
08. La siguiente reacción en equilibrio a 127°C y en un recipiente de un litro de capacidad, tienen un Kc = 9
H2 I2 HI
Si inicialmente se tiene 1 molg H2 y 1 molg I2. Calcular la concentración de HI en el equilibrio.
a) 1,2 molg/
b) 0,6 molg/
c) 2,4 molg/
d) 3,6 molg/
e) 1 molg/
09. El KC = 1.10 –4 para N2 + O2 NO a 3000° C, si el reactor tiene 3 de capacidad. Calcular la concentración de No i se colocan 1,2 molg N2 y 1,2 molg 0,2 inicialmente.
a) 3,98.10 –3 molg/
b) 1,14 molg/
c) 0,43.10 –2 molg/
d) 1,36.10 –5 molg/
e) 1,42.10 –6 molg/
10. En un sistema en equilibrio se tiene 2 molg de A y 8 molg de B. Si la presión de la mezcla en equilibrio es 10 ATM. Calcular el Kp de la reacción: A(g) 2B(g)
a) 0,23 ATM b) 83,4 ATM c) 40 ATM d) 32 ATM e) 61,3 ATM
11. Se encontró que la composición de equilibrio para la siguiente reacción era:
CO(g) + H2O(g) CO2(g) + H2(g) Equilibrio 0,1 0,1 0,4 0,1
Se añadieron entonces 0,3 molg de H2 en el reactor de 1
. ¿Cuál será la nueva concentración de CO2(g) una vez restablecido el equilibrio?.a) 0,07 M b) 0,40 M c) 0,8 M d) 0,33 M e) 0,47 M
12. En un recipiente de 2,0
se pone COCl2 (g) se calienta hasta descomponerlo parcialmente.COCl2(g) CO(g) + Cl2(g)
Cuando se alcanza el equilibrio, la concentración de COCl2 es 0,4 molg/
. Luego se añade más COCl2 al recipiente y cuando se restablece el equilibrio la concentración de COCl2 es 1,6 molg/
. ¿Cómo habrá cambiado la concentración del CO?.a) Se habrá reducido a la mitad b) Se habrá duplicado
c) F.D. d) No habrá cambiado
e) Se habrá triplicado
13. A 1000 °C y presión total e 1 ATM, el agua se encuentra disociado en un 0,002% de acuerdo a la siguiente reacción en equilibrio.
H2O(g) H2(g) + O2(g) ¿Cuál será el valor de Kp de la reacción?. a) 2.10 –15 ATM b) 2.10 –6 ATM
c) 4.10 –15 ATM d) 5.10 –8 ATM e) 3.10 –14 ATM
14. El hidrógeno y el yodo reaccionan a 699 K según la siguiente reacción: H2(g) + I2(g) HI(g)
Si se coloca una molg de H2 y una molg de I2 en una vasija de 10
y se permite que reaccionan. ¿Qué masa de HI estará presente en el equilibro sabiendo que Kc = 64?.a) 204, 8 g b) 201,4 g c) 401,2 g d) 201,8 g e) 501,8 g
15. Las constantes de equilibrio de las reacciones siguientes han sido medidos a 823 K.
CaO(s) + H2 Ca(S) + H2O K1 = 67 CaO(s) + CO Ca(s) + CO2 K2 = 489 Con estos datos, calcúlese la constante de equilibrio de la reacción. CO2 + H2 CO + H2O K3 = ?
a) 0,137 b) 489 c) 67
d) 1,461 e) 15,61
16. Calcular la concentración molar de los iones hidrógeno en una solución acuosa de NH3 a 25°C; al 0,5 M; si Ki = 1,8.10 –5 M a) 3,3.10 –12 b) 4,1.10 –11 c) 8,4.10 –10 d) 1,8.10 –5 e) 0,5
17. Calcular el porcentaje de ionización de una solución acuosa de CH3 – COOH al 0,1 M; se halla a 25°C, si su constante de ionización es 1,8. 10 –5 M
a) 1,84% b) 2,1% c) 25%
