CINÉTICA Y EQUILIBRIO QUÍMICO

CINÉTICA Y EQUILIBRIO QUÍMICO

EL ESTADO DE EQUILIBRIO

El equilibrio es un estado en el que no se aprecian cambios a pesar del tiempo transcurrido.

Cuando una reacción química está en equilibrio, las concentraciones de reactivos y productos permanecen constantes y no se observan cambios macroscópicos visibles en el sistema. A nivel molecular en cambio la actividad es intensa puesto que las moléculas de reactivo continúan colisionando para generar producto y éstos a su vez reaccionan para descomponerse en los reactivos precursores. En estas reacciones reversibles las velocidades directa e inversa para un sistema reactivo se igualan, produciéndose entonces este “estado transitorio”, susceptible a cambios de temperatura, presión y concentración.

C

URSO

: Q

UÍMICA

M

ENCIÓN

M

ATERIAL

QM N° 22

CINÉTICA DE LAS REACCIONES QUÍMICAS

La cinética química estudia la rapidez con que ocurre una reacción química. El concepto cinético implica movimiento como función del tiempo asi que es necesario definir el término de velocidad de una reacción química:

“velocidad de reacción es el cambio en la concentración de un reactivo o producto con respecto al tiempo”

Considerando la notación general para representar una reacción, A + B → C + D podemos afirmar que:

La velocidad α

^{∆ C} [ ] ^{∆ D} [ ] ^{∆ A} [ ] ^{∆ B} [ ]

∆t

−

∆t

−

∆t

∆

α α α

t

Donde

^{∆ c} [ ]

∆t

= aumento de la concentración del producto C, respecto al tiempo.

-

^{∆ A} [ ]

∆ t

= disminución de la concentración del reactante A, respecto al tiempo.

EL ORDEN DE UNA REACCIÓN QUÍMICA

Para entender y controlar la velocidad de una determinada reacción química es importante conocer el camino o mecanismo de dicha reacción, recordando que éste sólo se puede determinar experimentalmente.

El Mecanismo de una reacción es una secuencia de reacciones elementales o parciales (etapas) que se llevan a cabo en una reacción. La velocidad de una reacción múltiple (muchos intermediarios) siempre estará determinada por aquella “semietapa” más lenta.

• En cinética química se utiliza el término “orden de reacción” para indicar los exponentes en la ley de velocidad.

• Es de orden cero en relación a un reactante, si la velocidad es independiente a la concentración de dicho reactante (exponente cero).

• Es de primer orden en relación a un reactante, si al duplicar la concentración del reactante, también se duplica la velocidad, es decir, la alteración que experimenta el reactante es de la misma magnitud que experimenta la velocidad (exponente 1).

• Es de segundo orden en relación a un reactante, si la modificación que experimenta la velocidad de reacción es el cuadrado de la modificación que experimenta la concentración del reactante (exponente 2).

• Se suele decir que el orden de la reacción, en general, es la suma de los exponentes de sus reactantes.

LA ENERGÍA DE ACTIVACIÓN

Para que dos o más reactantes den origen a la formación de productos, es preciso que sus moléculas choquen con cierto ángulo y orientación adecuados. La orientación espacial y el ángulo de encuentro se define como geometría de colisión. Además de esta condición, las moléculas deben chocar con energía suficiente para formar un “complejo activado”, esto es un estado intermediario donde las moléculas se aproximan lo suficiente para establecer nuevos enlaces entre sus átomos rompiendo los enlaces “antiguos”.

+

No todas las colisiones entre las moléculas reactantes son efectivas: se dice que un choque entre las moléculas reactantes es efectivo cuando es capaz de conducir a la formación del complejo activado.

La energía mínima necesaria para que haya colisiones efectivas es denominada energía de activación. La energía de activación es, por lo tanto, la energía que debe ser suministrada a los reactantes para que la reacción se inicie.

Los siguientes gráficos representan el recorrido de una reacción exergónica y una endergónica respecto a la energía de los reactantes y productos.

F

Reactantes Complejo

activado

Productos

FACTORES QUE MODIFICAN LA VELOCIDAD DE UNA REACCIÓNQUÍMICA Temperatura

Si se aumenta la temperatura, la velocidad de reacción aumenta. Esto se debe al aumento de la energía cinética, la que provoca un aumento del número de moléculas con energía superior a la energía de activación. Existiendo más colisiones efectivas, la velocidad de reacción aumenta.

Concentración de los reactantes Ley de Acción de las Masas:

“La velocidad de una reacción es directamente proporcional al producto de las concentraciones molares de los reactantes, elevadas a potencias que son iguales a los respectivos coeficientes de la ecuación química”.

• Este enunciado es válido en reacciones elementales, es decir, aquellas que se realizan en una sola etapa. Si la reacción se realiza en varias etapas, la semireacción más lenta es la que limita la velocidad de reacción. En este caso, las potencias no son iguales a los coeficientes de la ecuación, por lo tanto deben determinarse experimentalmente.

Para una reacción general:

aA + bB → cC + dD Tenemos

v = k [ A ] ^a · [ B ] ^b

Ejemplos:

1) 2 H₂ + O₂ → ^{2 H}2O v = k · [ H₂]² · [O₂] 2) N2 + 3 H2 → ^{2 NH3} v = k · [ N2] · [H2]³ 3) H2 + I2 → ^{2 HI} v = k · [ H2] · [I2] EN RESUMEN:

• Las leyes de la velocidad siempre se determinan en forma experimental. Con las concentraciones de reactivo y la velocidad inicial es posible determinar el orden de una reacción y consecuentemente la constante de velocidad para ésta.

• El orden para una reacción se define en todos los casos respecto a las concentraciones de los reactivos, no de lo productos.

• El orden de un reactivo no se relaciona con el coeficiente estequiométrico de éste en la reacción global (salvo que sea una reacción elemental).

Catalizadores

Son sustancias que normalmente disminuyen la energía de activación de una reacción química. Los catalizadores no se alteran, no siendo, por lo tanto, reactantes, pero modifican notoriamente la velocidad de una reacción. Los catalizadores no alteran el ∆H en la reacción, sino que disminuyen la energía de activación. Incluso pueden formar parte de un “intermediario” de la reacción pero en etapas subsecuentes se regeneran.

Un catalizador acelera una reacción porque involucra en ella una serie de pasos elementales con cinéticas más favorables que aquellas existentes en su ausencia

Catálisis heterogénea

Se define como aquella donde catalizador y reactivo (sustrato) se encuentran en fases distintas (catalizador sólido y reactivos líquidos o gaseosos). El ejemplo industrial más evidente es la formación de amoníaco a partir de nitrógeno e hidrógeno gaseosos. La adición de una pequeña cantidad de hierro y algunos óxidos a la reacción en un reactor permite un aumento considerable en la velocidad de la reacción de formación.

Catálisis homogénea

En esta catálisis, reactivo y catalizador se encuentran en la misma fase, generalmente líquida. La catálisis ácida y básica son los mejores ejemplos de reacciones homogéneas catalizadas.

Ejemplos de reacciones con catalizador:

1. Síntesis del agua:

H2 + ½ O2 → ^H2O Se utiliza platino finamente dividido, como catalizador.

H2 + ½ O2 →^{Pt H}2O

Con su uso, la reacción se produce a temperatura ambiente. Sin este catalizador la reacción necesitaría temperaturas sobre 1500ºC.

Esta catálisis es llamada catálisis heterogénea, porque estando los reactantes (H₂ y O₂) en estado gaseoso, el catalizador (Pt) está en estado sólido, constituyendo así un sistema heterogéneo.

2. Síntesis de SO3:

SO_2(g) + ½ O_2(g) → ^SO3(g)

Usando catalizador gaseoso (NO₂) la reacción ocurre en medio gaseoso.

Los reactantes y el catalizador están en estado gaseoso, constituyendo así un sistema homogéneo. La catálisis es entonces homogénea.

3. Descomposición del agua oxigenada:

H₂O₂₍ℓℓℓℓ) → ^H2O₍ℓℓℓℓ) + ½ O_2(g)

El catalizador es un anión OH^- (medio básico, acuoso). Por lo tanto, en medio básico se acelera esta reacción y en medio ácido acuoso (H⁺) producirá un efecto contrario, disminuyendo la velocidad de descomposición.

A las sustancias que actúan anulando o disminuyendo el efecto de un catalizador o simplemente que disminuye la velocidad de una reacción se denominan inhibidores.

Luz

Ciertas reacciones, denominadas reacciones fotoquímicas son favorecidas por la incidencia de la luz.

Ejemplos:

H₂ + Cl₂ ^Luz→ 2 HCl (reacción de fotosíntesis)

2 AgBr ^Luz→ 2 Ag + Br2 (reacción de fotólisis)

El Estado Físico de los reactantes

Cuanto más íntimo es el contacto entre los reactantes, más rápida será la reacción. Así también los mismos reactantes en fase gaseosa tendrán una velocidad de reacción mayor que en fase líquida y éste mayor que en fase sólida.

Por eso, se acostumbra a disolver los reactantes antes de hacerlos reaccionar, aumentando así la superficie de contacto entre ellos.

Por ejemplos: NaCl_(s) + AgNO_3(s) → prácticamente no hay reacción NaCl(ac) + AgNO3(ac) → ^AgCl(s) + NaNO3(ac)

(reacción instantánea)

Presión total sobre un sistema

Solamente influye en sustancias gaseosas. En este caso cuanto mayor es la presión, mayor es la velocidad de reacción. El número de colisiones efectivas entre reactantes será mayor cuanta más presión haya en el sistema. Si los reactivos son gaseosos el volumen ocupado será menor si la presión del sistema es mayor, por lo tanto se infiere que el las posibilidades de colisiones eficaces aumentan al igual que la rapidez con la que la reacción ocurre.

EQUILIBRIO QUÍMICO

La mayor parte de las reacciones químicas son reversibles en mayor o menor grado, ya que si los productos formados no se retiran por completo del sistema, tienden a reaccionar para regenerar a los reactantes que les dieron origen.

Hay otras reacciones químicas cuyos productos no logran regenerar a los reactantes, ya que han escapado del sistema, son ejemplos de estas reacciones las combustiones. Estas son llamadas reacciones irreversibles y con las cuales no se logra el estado de equilibrio.

Ejemplos:

→

←¹

2 2 2 3

N + 3 H 2 NH

→

←¹

2 2

C + CO 2 CO

→

←¹

2 2 2

H + I 2 HI

La reacción que se indica con el sentido de la flecha hacia la derecha, se llama reacción directa (1) y la reacción que se indica con el sentido de la flecha hacia la izquierda se llama reacción inversa (2).

Podemos escribir la expresión de la ley de acción de las masas para los dos sentidos de la reacción reversible.

→

←¹₂

aA + bB cC + dD

Sentido directo: v1 = k1 · [ A ]^a · [ B ]^b Sentido inverso: v₂ = k₂ · [ C ]^c · [ D ]^d

Se verifica que la velocidad de la reacción directa (V₁) va disminuyendo y la velocidad de la reacción inversa (V2) va aumentando con el tiempo, debido al consumo constante de A y B, y a la formación constante de C y D. Después de un cierto tiempo, variable según la naturaleza de la reacción, las concentraciones de A, B, C y D permanecen inalteradas. En este punto, las velocidades V₁ y V₂ se igualan y diremos que se ha logrado el equilibrio químico.

A + B C + D

A + B C + D

C + D A + B

Debe destacarse que este equilibrio es dinámico, por lo tanto, la reacción no se detiene, simplemente, como las velocidades directa e inversa son iguales, en estado de equilibrio, las cantidades de reactantes y productos permanecen constantes.

Otra observación que es conveniente señalar es que, en una reacción reversible, los catalizadores influyen igualmente en la reacción directa e inversa.

Ley de Acción de las masas en el Equilibrio

Analizando una reacción general, en equilibrio

→

←₂¹

aA + bB cC + dD

podemos aplicar la ley de acción de las masas a los dos sentidos:

v₁ = k₁ · [ A ]^a · [ B ]^b v2 = k2 · [ C ]^c · [ D ]^d Como en el equilibrio v1 = V2 , tenemos

k₁ [ A ]^a · [ B ]^b = k₂ [ C ]^c · [ D ]^d

[ ] [ ] [ ] [ ]

c d

1

a b

2

k C — D k = A — B

1

2

La reacciónk es constante y se llama constante de equilibrio, en términos de concentración.

k

[ ] [ ] [ ] [ ]

c d

c a b

C — D k = A — B

Ejemplo:

N₂ + 3 H₂

←   →

^{2 NH3}

[ ]

[ ] [ ] ^{( ( ) ) ( )}

2 2

3 -2

c 3 4

2 2

k NH moles/l

= unidades moles/l

moles/l

N — H =

El equilibrio químico puede analizarse desde un punto de vista cinético y termodinámico.

El tiempo que en realidad emplea un sistema para alcanzar el equilibrio puede ser muy corto o muy largo. En el caso de la reacción:

H⁺ + OH^-

←   →

^H2O

La expresión de la constante de equilibrio, con el valor numérico de Kc a 25ºC es de:

2

H O

=5,55 — 10

+ -

H — OH

 

 

   

   

15

La velocidad de esta reacción ha sido medida y resulta ser muy elevada; el sistema alcanza el equilibrio en un tiempo inferior al microsegundo.

Para la reacción siguiente, que a primera vista parece semejante.

2 H₂ + O₂

←   →

^{2 H2O}

La expresión de la constante de equilibrio es:

[ ] [ ] [ ]

²

2

83 2

2 2

H O (25ºC)

H — O

=10

La velocidad a la que esta reacción alcanza el equilibrio bajo condiciones normales es muy baja. Si se mezclan O2 y H2 en un recipiente y se examina el contenido de este recipiente diez años después, no se podrá hallar una cantidad mensurable de agua.

La constante de equilibrio no proporciona información alguna acerca de la velocidad con la que el sistema alcanza el equilibrio. Un sistema puede poseer una constante de equilibrio muy grande y alcanzar el equilibrio muy lentamente. Por el contrario, una reacción puede poseer una pequeña constante de equilibrio y alcanzar el equilibrio rápidamente.

Concluyendo:

La constante de equilibrio nos indica si la reacción es termodinámicamente posible, pero no nos indica si es cinéticamente factible.

Para expresar las correspondientes constantes de equilibrio es necesario tener presente la siguiente situación:

La concentración de una sustancia presente en un sistema en equilibrio, como fase sólida o líquida pura, es constante y como tal está incluida en la constante de equilibrio, por lo que no debe anotarse la sustancia sólida o líquida pura en la expresión de la constante de equilibrio.

Ejemplo:

H⁺ + OH^-

←   →

^H2O

[ ]

[ ]

2

+ -

H O

15

H + OH H O 5,55—10

+ -

H — OH

=

 

 

[H2O] es una constante por ser líquido puro y equivale a 55,5 moles por litro (o sea 1000/18).

Este valor se incorpora a la constante de equilibrio.

[ ] [ ]

15 15

14 +

2

1 5,55—10 55,5—10 - H O 55,5 1—10

H — OH

= = =

Desplazamiento de Equilibrios Químicos

PRINCIPIO DE LE CHATELIER

Henri Louis Le Chatelier (1850 - 1936) enunció en 1884 el siguiente principio conocido como principio de Le Chatelier o principio de fuga:

“Cuando se ejerce una acción perturbadora sobre un sistema en equilibrio, éste se desplaza de tal forma que trata de contrarrestar dicha acción”.

Las acciones perturbadoras pueden ser:

a) presión sobre el sistema b) temperatura

c) concentración de los reactantes y productos.

PRESIÓN SOBRE EL SISTEMA

Cuando mayor es la presión aplicada sobre el sistema en equilibrio, mayor es el desplazamiento para el lado donde ocurre una disminución de volumen, éste será el lado que contiene menor número de moles de sustancias gaseosas. Lo inverso ocurre cuando la presión disminuye.

Resumiendo:

• Un aumento en la presión del sistema desplazará el equilibrio hacia el lado más descompensado, vale decir, donde exista menor cantidad de moles (menor volumen).

• Una disminución en la presión del sistema en, saca al sistema del estado transitorio de equilibrio y por tanto éste se desplaza en aquel sentido donde exista mayor volumen (mayor número de moles),

Ejemplos:

i) En el equilibrio gaseoso:

N2 + 3 H2 2 NH3

↓ ↓ ↓ 1 vol 3 vol 2 vol

Disminución de presión ⇒ desplazamiento en sentido 2 Aumento de presión ⇒ desplazamiento en sentido 1

ii) En equilibrio gaseoso:

N2 + O2 1



2

→

← 

^{2 NO}

Un aumento o disminución en presión no afecta al equilibrio ya que ambos (reactantes y productos) ocupan igual volumen.

1



2

→

← 

INFLUENCIA DE LA TEMPERATURA

Aumentando la temperatura de un sistema en equilibrio, éste se desplaza en el sentido endotérmico de la reación, en cambio si disminuye la temperatura, el equilibrio se desplaza en el sentido exotérmico de la reacción.

La ecuación de Arrhenius relaciona la temperatura de un sistema en equilibrio con su constante y determina la espontaneidad de ésta como una función logarítmica:

∆G = -R—T—LnK

_eq

La ecuación anterior permite establecer, que el único parámetro termodinámico que modifica el valor de la constante de equilibrio para un sistema, es la TEMPERATURA.

Resumiendo:

• En una reacción endotérmica (de izquierda a derecha), el aumento de la temperatura del sistema, saca a la reacción del equilibrio, por tanto, éste se desplaza hacia los reactantes aumentando su concentración y consecuentemente disminuyendo el valor de la constante de equilibrio. La disminución de la temperatura en cambio, provocará el desplazamiento del equilibrio en el sentido exotérmico (hacia los productos). Esto permite que la concentración de productos aumente, al igual que la constante de equilibrio.

• En una exotérmica (de izquierda a derecha), el aumento de la temperatura en el sistema, desplaza el equilibrio en el sentido endotérmico (hacia los reactantes), disminuyendo el valor de la constante de equilibrio. En cambio, si la temperatura disminuye, el sentido del equilibrio se orienta hacia el aumento en la concentración de productos (desplazamiento hacia la derecha). con ello la constante de equilibrio aumenta.

Esta reacción es exotérmica en el sentido 1 y, consecuentemente endotérmica en el sentido 2, por lo tanto:

Aumento de temperatura ⇒ desplazamiento en sentido 2 Disminución de temperatura ⇒ desplazamiento en sentido 1 Ejemplo: N₂ + 3 H₂ ¹



2

→

← 

^{2 NH3 ∆}H = - 26 Kcal

o bien N₂ + 3 H₂ ¹



2

→

← 

^{2 NH3} + 26 Kcal

INFLUENCIA DE LAS CONCENTRACIONES

Un aumento de la concentración de una de las sustancias presente en el sistema, desplazará al equilibrio para el lado opuesto de donde se encuentra esa sustancia. Viceversa, disminuyendo la concentración el equilibrio se desplazará para el mismo lado en que se encuentra la sustancia.

Ejemplo:

2SO + O 1 2SO

2 2 ← → 2 3

• aumento de concentración de SO2 u O2 ⇒ desplazamiento en sentido 1

• aumento de concentración de SO3 ⇒ desplazamiento en sentido 2

• disminución de concentración de SO2 u O2 ⇒ desplazamiento en sentido 2

• disminución de concentración de SO3 ⇒ desplazamiento en sentido 1

TEST EVALUACIÓN-MÓDULO 22

1. El único factor que no acelera la velocidad de una reacción es

A) dividir finamente los reactantes para favorecer las interacciones.

B) aumentar la temperatura de los reactantes.

C) adicionar mayor cantidad de reactantes.

D) disminuir la presión de un sistema gaseoso reactivo.

E) adicionar un catalizador específico a la reacción.

2. Para una reacción química, la velocidad directa de reacción depende de diversos factores, excepto

A) la temperatura de reacción.

B) la concentración de los reactantes.

C) la concentración de los productos.

D) un catalizador.

E) la presión sobre un sistema gaseoso.

3. Experimentalmente se observa que la velocidad de formación de la sustancia C, a través de la reacción 2 A_(g) + B_(g) → C_(g), es independiente de la concentración de B y se cuadruplica cuando la concentración de A se duplica. La expresión de la velocidad de reacción (v) es A) v = k [A] [B]

B) v = k [A]² C) v = k [A]⁴ D) v = k [2A]² [B]

E) v = k [C]

[A]²[B]

4. De acuerdo a la teoría de las colisiones, el factor que disminuye la velocidad de una reacción es

A) incrementar la presión en reactantes gaseosos.

B) la presencia de un catalizador específico para la reacción.

C) aumentar el grado de división de un reactante sólido.

D) elevar la temperatura.

E) disminuir la concentración de un reactante.

5. Experimentalmente se determina que una reacción es de segundo orden con relación a un reactivo A. Entonces, es correcto afirmar que al

A) duplicar la concentración del reactivo A, la velocidad se duplica.

B) mantener constante la concentración del reactivo A, la velocidad se cuadruplica.

C) duplicar la concentración del reactivo A, la velocidad disminuye a la mitad.

D) cambiar la concentración del reactivo A no se afecta le velocidad de reacción.

E) duplicar la concentración de A, la velocidad se hace cuatro veces mayor.

6. Al estudiar la velocidad de la reacción A + B → C, se realizaron tres experimentos obteniendo los siguientes valores

[A] (mol/ ℓ ) [B] (mol/ ℓ ) v0 (mol/ ℓ —s)

Exp. 1 0,01 0,01 2,2—10^-4

Exp. 2 0,02 0,01 4,4—10^-4

Exp. 3 0,02 0,02 17,6—10^-4

Con estos datos se puede concluir que la constante de velocidad, k, de la reacción en unidades (L²—mol^-2—s^-1) es

A) 0,22 B) 44,0 C) 176 D) 220 E) 440

7. De una reacción química entre dos reactivos A y B, se han obtenido los siguientes datos experimentales:

[A]

(mol/litro)

[B]

(mol/litro)

v0

(mol/litro s)

Experiencia 1 0,10 0,20 32

Experiencia 2 0,10 0,10 8

Experiencia 3 0,30 0,10 24

Analizando los datos obtenidos en los experimentos, se puede decir que la ecuación de velocidad de reacción es

A) v₀ = k [A] [B]

B) v₀ = k [A]² C) v₀ = k [B]

D) v₀ = k [A] [B]² E) v0 = k [A]² [B]

8. ¿Cuál(es) de las siguientes variaciones aumenta la cantidad de las colisiones efectivas entre los reactantes en una reacción química?

A) disminuir la temperatura en los reactantes gaseosos.

B) aumentar la superficie de reacción de un reactante sólido.

C) disminuir la presión en reactantes gaseosos.

D) agregar solvente a las soluciones reactantes.

E) aumentar la presión en los reactantes líquidos.

9. De acuerdo a la ley de velocidad, se establece que: V = k [A]² [B]. El orden de esta reacción es de orden

A) 0 B) 1 C) 2 D) 3 E) 1/2

10. Si la velocidad de una reacción está descrita por la ley de velocidad V = k [A]² [B]. Entonces,

¿en cuál de los siguientes casos, la velocidad de la reacción no cambia?

A) duplicando la concentración de A y B.

B) duplicando la concentración de A y disminuyendo a la mitad la concentración de B.

C) disminuyendo a la mitad la concentración de A y duplicando la concentración de B.

D) disminuyendo a la mitad la concentración de A y cuadruplicando la concentración de B.

E) duplicando la concentración de A y cuadruplicando la concentración de B.

11. Para una reacción química que ha llegado al equilibrio, se puede afirmar que A) la velocidad directa e inversa son iguales.

B) al retirar parte de los productos, estos no se vuelven a generar.

C) la constante de equilibrio no varía por un cambio en la temperatura.

D) son escasas, debido a que la mayoría no llega a un equilibrio.

E) al retirar parte de los productos estos no se vuelven a generar.

12. De acuerdo con el principio de Le Chatelier, las acciones perturbadoras para un equilibrio pueden ser todas excepto:

A) aumento o disminución en la presión de un sistema.

B) adición de un catalizador.

C) concentración de reactantes.

D) aumento o disminución en la temperatura de un sistema en equilibrio.

E) concentración de productos.

13. Dadas las siguientes reacciones en equilibrio

(1) N₂O₄

←   →

^{2 NO2 ; KC1} = 4,7 — 10^-3 (2) 2 N₂O₄

←   →

^{4 NO2 ; KC2} = 2,2 — 10^-5

Se puede inferir que para la reacción (3) ½ N₂O₄

←   →

^NO2, el valor de la constante de equilibrio KC3 es

A) mayor que KC1

B) menor que K_C2

C) mayor que KC2, pero menor que KC1

D) la mitad que K_C1 E) la raíz cuadrada de KC2

14. ¿Cuál de los siguientes factores no afecta el equilibrio químico, para cualquier sistema?

A) la presión.

B) la temperatura en una reacción exotérmica.

C) la temperatura en una reacción endotérmica.

D) la concentración de los reactantes.

E) la concentración de los productos.

15. Para la reacción en equilibrio H⁺ + OH^-

←   →

^H2O, se puede deducir que I) la constante de equilibrio de la reacción dada es Kc = Kw

II) el valor de la constante de equilibrio para esta reacción es ₊

1

_-

[H ] [OH ]

^{= 10}

14

III) la constante de equilibrio para esta reacción es menor que la constante de equilibrio para el agua.

A) sólo I B) sólo II C) sólo III D) I y II E) II y III

16. Dada la siguiente ecuación óxido – reducción

Pb(s) + 2 H⁺

←   →

^{Pb2+(ac) + H2 (g)}

¿Cuál de las siguientes alternativas, desplazará el equilibrio?

I) agregar OH^-.

II) pulverizar el plomo.

III) aumentar la presión sobre el sistema.

A) sólo I B) sólo II C) I y II D) I y III E) I, II y III

17. Dos moles de monóxido de carbono gaseoso, CO, reaccionan con dos moles de dióxido de nitrógeno gaseoso, NO2, de acuerdo a la siguiente reacción:

CO (g) + NO2 (g)

←   →

^{CO2 (g) + NO (g)}

Al establecerse el equilibrio, se verifica que tres cuartas partes (3/4) de cada uno de los reactantes se han transformado en productos. Por lo tanto, el valor de la constante de equilibrio es

A) 0,56 B) 1,70 C) 3,00 D) 5,62 E) 9,00

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18. Al establecerse el equilibrio químico en la reacción

N2 (g) + O2 (g)

←   →

^{2 NO (g)}

¿Cuál(es) de los siguientes factores alteraría(n) el estado de equilibrio de la reacción?

I) aumento de presión.

II) presencia de un catalizador.

III) disminución de la concentración de O_{2 (g).}

A) sólo I B) sólo II C) sólo III D) sólo I y III E) I, II y III

19. Para una reacción que se encuentra en equilibrio

A) un catalizador cambia el valor de la constante de equilibrio.

B) si la reacción fuera H₂ + ½ O₂

←   →

^H2O, la constante de equilibrio es K_c = [H⁺] [OH^-].

C) tanto para reacciones exotérmicas como endotérmicas, la temperatura hace variar a la constante de la misma manera.

D) la presión para un sistema gaseoso modifica el equilibrio, pero no a la constante de equilibrio.

E) la presión para un sistema gaseoso modifica tanto al equilibrio como a la constante.

20. Se tiene la siguiente reacción en equilibrio A + B

←   →

AB, cuyo sistema presenta coloración levemente azulina, además se conocen las coloraciones de cada una de las especies por separado

sustancia color

A Amarillo

B Incolora

AB azul

Si agregamos mayor cantidad de B, es correcto afirmar que A) la coloración del sistema no se modifica.

B) la coloración del sistema sería más verdosa.

C) el sistema se vuelve incoloro.

D) el sistema se vuelve de un azul más intenso.

E) la coloración del sistema sería totalmente amarilla.

DOQM22