SOLUCION EJERCICIOS

UNIDAD 3 - PASO 3 - EQUILIBRIO QUÍMICO Y DE FASES

MARIA CLARITZA RAMON CODIGO: 36069976

GRUPO_ 8

RESENTADO A LA TUTORA: ANGELLY ARIAS

UNIVERSIDAD NACIONAL ABIERTA Y A DISTANCIA _ UNAD

ESCUELA DE CIENCIAS BASICAS TECNOLOGIA E INGENIERIA _ ECTBI PROGRAMA DE INGENIERIA DE ALIMENTOS

CURSO DE FISICOQUIMICA 7 DE ABRIL DE 2017

NEIVA (H)

Ejercicio 3. Se coloca una mezcla de 0.7 moles de H2 y 0.7 moles de I2 en un recipiente de acero inoxidable de 2.0 L de capacidad a una temperatura T = 420 °C. La reacción que ocurre dentro del recipiente se describe como sigue:

H₂+I₂↔2 HI

Si se conoce que, el valor de la constante de equilibrio para la reacción es 53.2 a esa temperatura determine las concentraciones de los reactivos y productos en el equilibrio y luego, sabiendo que el valor de la constante de equilibrio a una temperatura T = 600 ° C es 58.2, determine la entalpía estándar de formación para esta reacción

Solución DATOS: H_{2 = 0,7 moles} I₂=0,7 mole V= 2 L T°= 420°C Kc= 53,2 T°2 = 600°C Kc = 58,2 H₂+I₂↔2 HI

Cantidad inicial mol 0,7 0,7 0 En el equilibrio (mol) 0,7 – x 0,7 –x 2x

Las concentraciones en equilibrio se calculan con el volumen del recipiente que es 2 L. Si se sustituyen estos valores en la Kc, quedara una ecuación con la incognita: el valor de x . Al resolver la ecuación se obtienen los valores de las concentraciones en

equilibrio HI ¿ ¿ ¿2 ¿ I ¿ K_c=¿

Se saca la raíz cuadrada a ambos miembros de la ecuación se obtiene:

√

Kc= 2 x

0,7−x=

√

53,2=7,29

Se obtiene una ecuación con una incognita 2 x =(7,29)(0,7−x )

2 x =5,10−7,29 x=0,54

Con el valor de x se calculan las concentraciones de las especies en el equilibrio:

[

HI

]

=2 x 2l=1,08 mol l

[

I 2

_]

=

[

H2

_]

=0,7− x 2l =0,38 mol /l

Ejercicio 8. La constante de equilibrio para la síntesis de amoniaco es 6.8 x 105 _{a 298 K}

y su reacción química es:

3 H₂(g)+N₂(g )↔ 2 N H₃(g)

Prediga su valor a 400 K si se conoce que la entalpía estándar de formación del

compuesto NH3 es -46,11 kJ/mol

Solución

1. Aplicamos la ecuación de Vant Hoff:

ln

(

kc

)2

(

kc

)1

=−∆U ° R

[

1 T₂− 1 1

]

Datos del problema

T1= 298K

∆ H°= -46,11 kJ/mol = -46110 J/mol T2= 400 K

K2= ?

Reemplazamos los datos en la ecuación de Vant Hoff:

ln

(

kc

)

2 6,8 x 105= −(−46110 j mol) 8,314 j /mol

[

1 298 ° k− 1 400 ° k

]

ln

(

kc

)

2 6,8 x 105= (46110 j mol) 8,314 j/mol

[

0,0033−0,0025

]

ln

(

kc

)

2 6,8 x 105=4,44

(

kc

)

2=e 4,44 ∗6,8 x 105

(

kc

)

2=5,76 x 10 7

Ejercicio 10: Se tiene un recipiente a una temperatura T = 373 K con la reacción de

descomposición en equilibrio del tetróxido de dinitrógeno en dióxido de nitrógeno como sigue:

N₂O₄↔ 2 N O₂

Dentro del recipiente hay 0,1 atm de N2O4 y 0,8 atm de NO2 y se conoce que la

constante de equilibrio a esa temperatura tiene un valor Kp = 6,4. Describa qué cambios

tendrá el sistema si se le agrega 0,1 atm de NO2 a la mezcla.

N₂O₄↔ 2 N O₂

Solución

Al aumentar la presión el equilibrio se dezplazara hacia la izquierda que es donde mas moles gaseoso hay.

Ejercicio 13. A 300°C la constante de velocidad de la reacción de obtención de propeno C3H6 es de 2.3x10⁻10 _seg⁻1 _{y a 520°C es de 1.26x10}⁻4 _seg⁻1_{. Con} base a lo anterior calcule los valores de la energía de activación y posteriormente, utilice este valor para determinar cuál será el valor de la constante de velocidad a una temperatura de 600 °C

Solución DATOS T1= 300°C + 273 = 573 K T2= 520°C + 273=793°K E= ? V1 = 2,3 x10 ¹⁻ ⁰ seg⁻¹ V2= 1,26 x 10 seg⁻⁴ ⁻¹ ln

(

K1 K₂

)

= −E_a R

(

−1 T 1+ 1 T 2

)

ln

(

2,3 x 10⁻¹⁰ 1,26 x 10⁻⁴

)

= −E_a 8,314∗10⁻ ³ J /molK

(

−1 573 K + 1 793 K

)

−13,213= −Ea 8,314∗10⁻ ³(−0,005) −13,213= −−0,005 8,314∗10⁻ ³Ea −13,213 −0,0601=Ea 219,8 KJ /mol=E_a

b. utilice este valor para determinar cuál será el valor de la constante de velocidad a una temperatura de 600 °C

ln

(

K2 K₁

)

= −E_a R

(

1 T 1− 1 T 2

)

Sustituimos los valores,

ln

(

K2 2,3 x 10⁻¹⁰ seg⁻ ¹

)

= −219,8 KJ /mol 8,314 x 10−3KJ /molK

(

1 573° K− 1 873 ° K

)

K₂ 2,3 x 10⁻ ¹⁰seg ⁻¹=¿e −219,8 KJ / mol 8,314 x 10−3 KJ / molK

(

1 573° K− 1 600° K

)

K₂=e −219,8 KJ / mol 8,314 x 10−3 KJ /molK

(

1 573° K− 1 600 ° K

)

_{∗2,3 x 10⁻ ¹⁰ seg ⁻¹} K2=2,97 x 10−17se g−1→ 600 °C

Ejercicio 17. Al descomponerse cierta sustancia gaseosa a 40 °C, la presión parcial en función del tiempo se presenta a continuación:

Tiempo (min) 0 20 40 70 80

Presión (mmHg) 350 195 110 45 33

Determine el orden de reacción y la constante de velocidad para la reacción de descomposición estudiada.

Solución.

Convertimos los mmHg a atmosfera teniendo en cuenta que 1 at equivale a 760 mmHg:

Tiempo (min) 0 20 40 70 80

Presión (mmHg) 350 195 110 45 33

Atmosfera (at ) 0,460526 0,256579 0,144737 0,059211 0,0039474

Hallamos las concentraciones de la sustancia a partir de las presiones que las convertimos en atmosferas, aplicando la siguiente formula:

[

S

]

= Ps

[

S₀

_]

= 0,460526 at 0,82 at l mol K∗313 K = 0,460526 256,6 l mol =0,0016 mol /l

[

S₂₀

]

= 0,256579 at 0,82 at l mol K∗313 K = 0,256579 256,6 l mol =0,00099 mol/l

[

S₄₀

_]

= 0,144737 at 0,82 at l mol K∗313 K = 0,144737 256,6 l mol =0,00056 mol /l

[

S₇₀

_]

= 0,059211at 0,82 at l mol K∗313 K = 0,059211 256,6 l mol =0,00023 mol/l

[

S₈₀

]

= 0,0039474 at 0,82 at l mol K∗313 K =0,0039474 256,6 l mol =0,00015mol /l Tiempo (min) 0 20 40 70 80 Presión (mmHg) 350 195 110 45 33 Atmosfera (at ) 0,460526 0,256579 0,144737 0,059211 0,0039474 [S] 0,0016 0,00099 0,00056 0,00023 0,00015

Para determinar si una reacción es de orden cero, primer o segundo orden, una forma de resolución puede ser asumiendo ecuación de velocidad correspondiente con la cual se calculan los valores de k para los diferentes intervalos de medición. Una reacción corresponde a un determinado orden cuando los valores de k calculados utilizando la ecuación para ese orden, resultan constantes.

Comprobamos con la ecuación para la reacción de orden cero: ∆

[

A

]

∆ t =−K

t=0 min t=20 min [S]o= 0,0016 [S]=0,00099 −0,00061 20 =3,05 x 10 −5 min−1K =3,05 x 10−5min−1 Segundo intervalo

t= 20 min t=40 min [S]o= 0,00099 [S]=0,00056 −0,00043

20 =2,15 x 10

−5

min−1K=2,15 x 10−5min−1 Tercer intervalo

t= 40 min t=70 min [S]o= 0,00056 [S]=0,00023 −0,00033

30 =1,1 x 10

−5

min−1K =1,1 x 10−5min−1

Cuarto interval

t= 70 min t=80 min [S]o= 0,00023 [S]=0,00015 −0,00008

10 =8 x 10

−6

min−1K =8 x 10−6min−1

Como se puede apreciar los valores de k calculados para cada intervalo no resultaron constantes, por lo que se comprueba la reacción no es de orden cero.

Comprobamos con la ecuación de primer orden: ∆

[

A

]

∆ t =−K [ A] Primer intervalo:

t=0 min t=20 min [S]o= 0,0016 [S]=0,00099 −0,00061

20 =−K (0,0016) K=1,90 x 10

−2

min−1

Segundo intervalo

t= 20 min t=40 min [S]o= 0,00099 [S]=0,00056 −0,00043

20 =−k (0,00099) K=2,17 x 10

−2

min−1 Tercer intervalo

−0,00033

30 =−k (0,00056 ) K=1,96 x 10

−2

min−1

Cuarto interval

t= 70 min t=80 min [S]o= 0,00023 [S]=0,00015 −0,00008

10 =−k (0,00023) K=3,47 x 10

−2_min−1

Como se puede apreciar los valores de k calculados para cada intervalo resultaron constantes. Con este cálculo ya se puede aseverar que la reacción es de primer orden, pero a continuación se harán los cálculos para una reacción de segundo orden, con el fin de comparar los resultados.

Comprobamos con la ecuación de segundo orden: ∆

[

A

]

∆ t =−K [ A]² Primer intervalo:

t=0 min t=20 min [S]o= 0,0016 [S]=0,00099 −0,00061

20 =−K (0,0016)² K=11,91min

−1

Segundo intervalo

t= 20 min t=40 min [S]o= 0,00099 [S]=0,00056 −0,00043

20 =−k (0,00099)² K =21,93 min

−1

Tercer intervalo

t= 40 min t=70 min [S]o= 0,00056 [S]=0,00023 −0,00033

30 =−k (0,00056 )² K =35,076 min

−1

Cuarto interval

−0,00008

10 =−k (0,00023)² K =151,22min