EQUILIBRIO QUÍMICO. Variación de la concentración con el tiempo (H 2 + I 2 2 HI) 2. LEY DE ACCIÓN DE MASAS. CONSTANTE DE EQUILIBRIO (K C )


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1 EQUILIBRIO QUÍMICO 1. QUÉ ES UN EQUILIBRIO QUÍMICO? Es una reacción que nunca llega a completarse, pues se produce simultáneamente en ambos sentidos (los reactivos forman productos, y a su vez, éstos forman de nuevo reactivos). Es decir, se trata de un equilibrio dinámico. Cuando las concentraciones de cada una de las sustancias que intervienen (reactivos o productos) se estabiliza, es decir, se gastan a la misma velocidad que se forman, se llega al EQUILIBRIO QUÍMICO. Equilibrio de moléculas (H + I HI) Concentraciones (mol/l) Equilibrio químico [HI] [I ] [H ]. LEY DE ACCIÓN DE MASAS. CONSTANTE DE EQUILIBRIO ( C ) Para una reacción cualquiera (a A + b B +... c C + d D +...) se define la constante de equilibrio ( C ) de la siguiente manera: c [ C] [ D] [ A] [ B] d c a b Variación de la concentración con el tiempo (H + I HI) siendo las concentraciones medidas en el equilibrio (no confundir con las concentraciones iniciales de reactivos y productos). Se observa que c es constante (dentro un mismo equilibrio) si se parte de cualquier concentración inicial de reactivo o producto. En la reacción anterior: H (g)+ I (g) HI (g) Tiempo (s) c [ HI] [ H ] [ I ]

2 El valor de C, dada su expresión, depende de cómo se ajuste la reacción. Es decir, si la reacción anterior la hubiéramos ajustado como: ½ H (g) + ½ I (g) HI (g), la constante valdría la raíz cuadrada de la anterior. La constante C cambia con la temperatura. ATENCIÓN!: Sólo se incluyen las especies gaseosas y/o en disolución. Las especies en estado sólido o líquido tienen concentración constante, y por tanto, se integran en la constante de equilibrio. Significado del valor de c concentración concentración concentración C > 10 C 10 0 C < 10 - tiempo tiempo tiempo 3. CONSTANTE DE EQUILIBRIO ( P ). RELACIÓN CON C. En las reacciones en que intervengan gases es mas sencillo medir presiones parciales que concentraciones. Así en una reacción tipo: a A + b B c C + d D, se observa la constancia de p viene definida por: p p c d C D P a d pa pd En la reacción: SO (g) + O (g) SO 3 (g) P p() SO p() SO() 3 p O De la ecuación general de los gases: p V n R T se obtiene: n p R T Molaridad R T V [ SO ] () RT P C () RT [ SO ] () RT [ ] () O RT 3 1 Vemos, pues, que P puede depender de la temperatura siempre que haya un cambio en el nº de moles de gases c d c c d d pc pd [ C] ()[ RT] () D RT P C () RT a d a a b b p p [ A] () RT [ ] () B RT A D n donde n = incremento en nº de moles de gases (n productos n reactivos )

3 3.1.MAGNITUD DE C Y P. Ejemplos: El valor de ambas constantes puede variar entre límites bastante grandes: H (g) + Cl (g) HCl(g) ; c (98 ) =, x La reacción está muy desplazada a la derecha (en realidad se puede sustituir el símbolo por ). H (g) + I (g) HI(g); c (698 ) =,0 Se trata de un verdadero equilibrio (hay concentraciones apreciables de reactivos y productos). N (g) + O (g) NO (g); c (98 ) =,3 x La reacción está muy desplazada a la izquierda, es decir, apenas se forman productos. 4. GRADO DE DISOCIACIÓN (). Se utiliza en aquellas reacciones en las que existe un único reactivo que se disocia en dos o más moléculas más pequeñas. Es la fracción de un mol que se disocia (tanto por 1). En consecuencia, el % de sustancia disociada es igual a 100. Ejemplo: En un matraz de litros se introducen moles de PCl (g) y 1 mol de PCl 3 (g) y se establece el siguiente equilibrio: PCl (g) PCl 3 (g) + Cl (g). Sabiendo que c (0 ºC) = 0,04; a) cuáles son las concentraciones de cada sustancia en el equilibrio?; b) cuál es el grado de disociación? a) Equilibrio: PCl (g) PCl 3 (g) + Cl (g) Moles inic.: 1 0 Moles equil. x 1 + x x conc. eq(mol/l)( x)/ (1 + x)/ x/ C 1 x [ PCl3 ] [ Cl ] [ PCl ] x x 0,04 Resolviendo la ecuación de segundo grado, se deduce que x = 0,8 moles 0,8 [PCl ] 0,34 M ; 1 0,8 [PCl 3 ] 0,6 M ; 0,8 [Cl ] 0,06 M b) Si de moles de PCl se disocian 0,8 moles en PCl 3 y Cl, de cada mol de PCl se disociarán 0,14. Por tanto, = 0,14, lo que viene a decir que el PCl se ha disociado en un 14 % RELACIÓN ENTRE C Y. Sea una reacción A B + C.

4 Si llamamos c = [A] inicial y suponemos que en principio sólo existe sustancia A, tendremos que: Equilibrio: A B + C Conc. Inic. (mol/l): c 0 0 conc. eq(mol/l) c(1 ) c c C [ PCl3 ] [ Cl ] c c c [ PCl ] c () 1 1 En el caso de que la sustancia esté poco disociada ( C muy pequeña): << 1 y C = c, con lo que se tiene de manera inmediata. En caso de duda, puedes despreciar, y si ves que < 0,0, puedes dejar el resultado, mientras que si > 0,0 conviene que no desprecies y resuelvas la ecuación de segundo grado. También se sabrá si hacer la aproximación en el caso de que haya más de dos grados de magnitud entre la constante de equilibrio, c y la concentración inicial. Ejemplo: Utilizar la expresión de la constante en función de en el ejemplo anterior: En un matraz de litros se introducen moles de PCl (g) y 1 mol de de PCl 3 (g) y se establece el siguiente equilibrio: PCl (g) PCl 3 (g) + Cl (g). Sabiendo que c (0 ºC) = 0,04, cuál es el grado de disociación?. Equilibrio: PCl (g) PCl 3 (g) + Cl (g) Conc. inic.: / 1/ 0 conc. eq(mol/l) 0,4(1 ) 0,+0,4 0,4 C [ PCl ] [ Cl ] (0, 0,4 )0,4 [ PCl ] 0,4 (1 ) 3 0,04 En este caso y dado el valor de la constante no debe despreciarse a frente a 1, por lo que deberíamos resolver la ecuación de segundo grado: = 0,14. COCIENTE DE REACCIÓN (Q) En una reacción cualquiera: a A + b B c C + d D se llama cociente de reacción a: c [ C] [ D] Q [ A a ] [ B ] Tiene la misma fórmula que la C pero a diferencia de ésta, las concentraciones no tienen porqué ser las del equilibrio. Si Q = c entonces el sistema está en equilibrio. Si Q < c el sistema evolucionará hacia la derecha, es decir, aumentarán las concentraciones de los productos y disminuirán las de los reactivos hasta que Q se iguale con C. d b

5 Ejemplo: Si Q > c el sistema evolucionará hacia la izquierda, es decir, aumentarán las concentraciones de los reactivos y disminuirán las de los productos hasta que Q se iguale con C. En un recipiente de 3 litros se introducen 0,6 moles de HI, 0,3 moles de H y 0,3 moles de I a 490ºC. Si c = 0,0 a 490ºC para HI(g) H (g) + I (g) a) se encuentra en equilibrio?; b) Caso de no encontrarse, cuantos moles de HI, H e I habrá en el equilibrio? a) 0,3 0,3 [H ] [I ] Q 3 3 0, [HI] 0,6 3 Como Q > c el sistema no se encuentra en equilibrio y la reacción se desplazará hacia la izquierda. b) Equilibrio: HI(g) I (g) + H (g) Moles inic.: 0,6 0,3 0,3 Moles equil. 0,6 + x 0,3 x 0,3 x conc. eq(/ mol ) l 0,6 x 0,3 x 0,3 x C 0,3 x 0,3 x 3 3 0,6 x 3 0,0 Resolviendo la ecuación se obtiene que: x = 0,163 moles Equil: HI(g) I (g) + H (g) Mol eq: 0,6+x0,163 0,3 0,163 0,3 0,163 n(hi) = 0,93 mol ; n(i ) = 0,14 mol ; n(h ) = 0,14 mol 6. MODIFICACIONES DEL EQUILIBRIO. El Principio de Le Chatelier establece que si una reacción en equilibrio es perturbada desde el exterior, el sistema evoluciona en el sentido de contrarrestar los efectos de dicha perturbación. Si un sistema se encuentra en equilibrio (Q = c ) y se produce una perturbación: Cambio en la concentración de alguno de los reactivos o productos. Cambio en la presión (o volumen). Cambio en la temperatura. el sistema deja de estar en equilibrio y trata de volver a él.

6 a) Cambio en la concentración de alguno de los reactivos o productos. Si una vez establecido un equilibrio se varía la concentración algún reactivo o producto el equilibrio desaparece y se tiende hacia un nuevo equilibrio. - Si aumenta la concentración de algún reactivo, crecería el denominador en Q, y la manera de volver a igualarse a C sería que disminuyera la concentración de reactivos (en cantidades estequiométricas) y, en consecuencia, que aumentasen las concentraciones de productos, con lo que el equilibrio se desplazaría hacia la derecha, es decir, se obtiene más producto que en condiciones iniciales. Análogamente, podría argumentarse que, si aumentase la concentración de algún producto, el equilibrio se desplazaría a la izquierda, mientras que si disminuyese, se desplazaría hacia la derecha. Ejemplo: En el equilibrio anterior: PCl (g) PCl 3 (g) + Cl (g) ya sabemos que, partiendo de moles de PCl (g) en un volumen de litros, el equilibrio se conseguía con 1,4 moles de PCl, 0, moles de PCl 3 y 0, moles de Cl cuántos moles habrá en el nuevo equilibrio si una vez alcanzado el primero añadimos 1 mol de Cl al matraz? ( c = 0,04) Equilibrio: PCl (g) PCl 3 (g) + Cl (g) Moles inic.: 1,4 0, 0, + 1 Moles equil. 1,4 + x 0, x 1, x conc. eq(/ mol ) l 1,4 x 0, x 1, x C 0, x 1, x 1,4 x 0,04 Resolviendo la ecuación se obtiene que: x = 0,68 Equilibrio: PCl (g) PCl 3 (g) + Cl (g) n eq (mol) 1,4+0,68 0, 0,68 1, 0,68 1,718 0,8 1,8 conc (mol/l) 0,3436 0,064 0,64 El equilibrio se ha desplazado a la izquierda. Se puede comprobar como: 0,064 M 0,64 M 0,3436 M 0,04 b) Cambio en la presión (o volumen) En cualquier equilibrio en el que haya un cambio en el número de moles en sustancias gaseosas entre reactivos y productos, Al aumentar p (o disminuir el volumen) aumenta la concentración y eso lleva consigo que el sistema evolucione hacia donde menos moles de gases haya para así contrarrestar dicha variación.

7 Este desplazamiento del equilibrio al aumentar la presión, es válido y generalizable para cualquier equilibrio en el que intervengan gases. Lógicamente, si la presión disminuye, el efecto es el contrario. Si el número de moles gaseosos total de reactivos es igual al de productos se pueden eliminar todos los volúmenes en la expresión de C, con lo que éste no afecta al equilibrio (y por tanto, tampoco la presión). CUIDADO!: El cambio de presión apenas afecta a sustancias líquidas (incluyendo disoluciones) o sólidas, por lo que si en una reacción no interviene ningún gas, estos cambios no afectarán al equilibrio. c) Cambio en la temperatura. Se observa que, al aumentar T, el sistema se desplaza hacia donde se consuma calor, es decir, hacia la izquierda en las reacciones exotérmicas y hacia la derecha en las endotérmicas. Si disminuye T el sistema se desplaza hacia donde se desprenda calor (derecha en las exotérmicas e izquierda en las endotérmicas). Ejemplo: Hacia dónde se desplazará el equilibrio al: a) disminuir la presión? b) aumentar la temperatura? H O(g) + C(s) CO(g) + H (g) (H > 0) Hay que tener en cuenta que las concentraciones de los sólidos ya están incluidas en la C por ser constantes. C [ CO] [ H ] [ H O] a) Al bajar "p" el equilibrio se desplaza hacia la derecha (donde más moles de gases hay: 1 de CO + 1 de H frente a 1 sólo de H O) b) Al subir "T" el equilibrio también se desplaza hacia la derecha (donde se consume calor por ser la reacción endotérmica). d) Adición de un catalizador Los catalizadores son sustancias que aceleran las reacciones químicas. No afectaran al equilibrio químico ya que aceleran la reacción directa e inversa por igual. El único efecto es hacer que el equilibrio se alcanza más rápidamente. Principio de Le Chatelier. Variaciones en el equilibrio. Un cambio o perturbación en cualquiera de las variables que determinan el estado de equilibrio químico produce un desplazamiento del equilibrio en el sentido de contrarrestar o minimizar el efecto causado por la perturbación. [reactivos] > 0 [reactivos] < 0 [productos] > 0

8 [productos] < 0 T > 0 (exotérmicas) T > 0 (endotérmicas) T < 0 (exotérmicas) T < 0 (endotérmicas) p > 0 p < 0 Hacia donde menos nº moles de gases Hacia donde más nº moles de gases. Una visualización de cómo varían las cantidades en el equilibrio al variar las condiciones puede verse en: Importancia en procesos industriales. El saber qué condiciones favorecen el desplazamiento de un equilibrio hacia la formación de un producto es de suma importancia en la industria, pues se conseguirá un mayor rendimiento, en dicho proceso. Un ejemplo típico es la síntesis de Haber en la formación de amoniaco a partir de la reacción N (g) + 3 H (g) NH 3 (g), exotérmica. La formación de amoniaco está favorecida por altas presiones (menos moles gaseosos de productos que de reactivos) y por una baja temperatura. Por ello esta reacción se lleva a cabo a altísima presión y a una temperatura relativamente baja, aunque no puede ser muy baja para que la reacción no sea muy lenta. Hay que mantener un equilibrio entre rendimiento y tiempo de reacción. 7. EQUILIBRIOS HETEROGÉNEOS. Se habla de reacción homogénea cuando tanto reactivos como productos se encuentran en el mismo estado físico. En cambio, si entre las sustancias que intervienen en la reacción se distinguen varias fases o estados físicos, hablaremos de reacciones heterogéneas. Por ejemplo, la reacción: CaCO 3 (s) CaO(s) + CO (g) se trata de un equilibrio heterogéneo. Aplicando la ley de acción de masas se cumplirá que: [ CaO] [ CO ] (constante) [ CaCO ] 3 Sin embargo, las concentraciones (n/v) de ambas sustancias sólidas (CaCO 3 y CaO) son constantes, al igual que las densidades de sustancias puras (m/v) son también constantes. Por ello, agrupando las constantes en una sola a la que llamaremos C se tiene: [ CaCO ] 3 C CO C CO [ CaO] [ ] [ ] Análogamente: P = p(co ) ATENCIÓN!: En la expresión de C de la ley de acción de masas sólo aparecen las concentraciones de gases y sustancias en disolución, mientras que en la expresión de P únicamente aparecen las presiones parciales de las sustancias gaseosas.

9 EQUILIBRIO QUÍMICO Química º Bach Ejemplo: En un recipiente se introduce cierta cantidad de carbamato amónico, NH4CONH sólido que se disocia en amoniaco y dióxido de carbono cuando se evapora a ºC. Sabiendo que la constante P para el equilibrio NH4CONH(s) NH3(g) + CO(g) y a esa temperatura vale, Calcular C y las presiones parciales en el equilibrio. Equilibrio: NH4CONH(s) NH3(g) + CO(g) n(mol) equil. n x x x Luego p(nh3) = p(co) ya que la presión parcial es directamente proporcional al nº de moles. p =,3x10-4 = p(nh3) p(co) = 4p(CO) 3 Despejando se obtiene que: p(co) = 0,039 atm con lo que: p(nh3) = 0,078 atm. C 4 P,3 10 = = = 1,7 10 n 3 ( RT ) (0,08 98) PARTE II: EQUILIBRIOS DE SOLUBILIDAD Cuando tratamos de disolver una sustancia sólida (por ejemplo, una sal) en un disolvente, las partículas del sólido pasan al líquido, y la cantidad de sólido disminuye. Puede llegar un momento en que la disolución quede saturada por el sólido estableciéndose un equilibrio entre la disolución saturada y el propio sólido. El equilibrio de solubilidad se establece entre una sustancia sólida y esa sustancia disuelta en la disolución. Si la sustancia es iónica se disolverá en sus iones. La SOLUBILIDAD(s) es la concentración que alcanza un sólido en una disolución saturada. Se expresa en g/l o en g/100ml. Ésta depende de la Tª. PRODUCTO DE SOLUBILIDAD. Es un ejemplo de equilibrio de heterogéneo. El caso de una sustancia poco soluble como puede ser una sustancia iónica. Se establece equilibrio entre el sólido y sus iones en disolución: Ejemplo: PbI (s) Pb + (aq) + I - (aq) 13

10 EQUILIBRIO QUÍMICO Química º Bach En los equilibrios heterogéneos solo contribuyen a la constante de equilibrio las sutancias en disolución cuya concentración varía a lo largo del proceso. A la contante de equilibrio se le denomina producto de solubilidad, ps, y que en el caso de la sal PbI, adopta la forma; ps= [Pb + ][I - ] = 1, Si tenemos en cuenta Q ps nos referiríamos a unas condiciones cualesquiera: Si Q ps < ps no hay precipitado. La don está insaturada. Se puede disolver más sutancia SI Q ps = ps Hay equilibrio. La don está saturada. Se disuelve el sólido al igual que los iones precipitan. Si Q ps > ps La don esta sobresaturada. Precipita sustancia, hasta que disminuya la [] de iones. A pesar de que la solubilidad suele venir expresada en g, las concentraciones en el equilibrio se deben expresar en mol/l. RELACIÓN ENTRE LA SOLUBILIDAD Y EL PRODUCTO DE SOLUBILIDAD. Tratamos de determinar si cuanto mayor sea al valor de s de una sustancia, esta será más soluble. La estequiometria del compuesto nos permite relacionar su solubilidad con la concentración de los iones que resultan del mismo. AgCl (s) Ag + (aq) +Cl - (aq) s s s s= [Ag + ][Cl - ]= s s=s PbI (s) Pb + (aq)+ I - (aq) s s s s= [Pb + ][I - ] = s (s) =4s 3 14

11 EQUILIBRIO QUÍMICO Química º Bach Fe(OH) 3 (s) Fe 3+ (aq) + 3(OH) - (aq) s s 3s s= [Fe 3+ ][OH - ] -3 = s (3s) 3 =7s 4 Ca 3 (PO 4 ) (s) 3Ca + (aq)+ PO 4-3 (aq) s 3s s s= [Ca + ] 3 [PO 4 3- ] = (3s) 3 (s) =108s Ejemplo : A ºC la solubilidad en agua del Cromato de plata es de, g/100ml. Calcula su ps. Ag CrO 4 (s) Ag + (aq) + CrO 4 + (aq) ps = [Ag + ] [CrO 4 - ]= (s) s=4s 3. s s s La solubilidad debe expresarse en mol/l, siendo la masa molecular: 331,8 g/mol, g/100ml= 6, mol/l ps = 4s 3 = 4 (6,1 10. ) 3 = 1, Ejemplo: El producto de solubilidad del cloruro de plata vale 1, a ºC. Calcula si se formará precipitado cuando añadamos a 1 l de disolución 0,01 M de AgNO 3, 100 ml de una disolución 1,00M de NaCl. Equilibrio a estudiar : AgCl (s) Ag + (aq) +Cl - (aq) Procedencia de iones de sales que se disocian totalmente; AgNO 3 Ag + + NO 3-0,01 0,01 0,01 NaCl Na + + Cl - 0,1 0,1 0,1 Se trata de calcular las concentraciones de los iones Ag + y Cl - en disolución. La concentración del ion Ag + proviene del nitrato, y como este se disocia totalmente tendremos 0,01 moles de Ag +. [Ag + ]= 0,01/1,1= mol/l [Cl - ]= 0,1/1,1= mol/l [Ag + ][Cl - ]= Como 8, >1, , se producirá precipitado. 1

12 EQUILIBRIO QUÍMICO Química º Bach EFECTO ION COMÚN Si en el disolvente donde vamos a disolver el sólido existen iones disueltos previamente, este alterará el equilibrio. Si existe algún ión común al procedente del sólido se producirá tal efecto. Al aumentar la concentración de uno de los iones que forman el precipitado, la concentración del otro debe disminuir con el objetivo de que s permanezca constante a una determinada Tª. De gran utilidad en análisis químico, para reducir la solubilidad de muchos precipitados, o para precipitar un ión. Supongamos que se estudia una disolución en las que están disueltas dos sustancias con un ion común AgCl y AgNO 3. Si el AgNO3 se agrega a una disolución de AgCl. La adición del efecto del ion común Ag + hará que el producto iónico sea mayor que el producto de solubilidad. Q= [Ag + ][Cl - ]> s Para restablecer el equilibrio precipitará parte del AgCl, como predice el principio de Le Chatelier, hasta que el producto iónico se a igual a s. El efecto de agregar un ion común es entonces la disminución de la solubilidad de la sal AgCl. Se observa que ahora [Ag + ]>[Cl - ] Ejemplo: Cuál será la solubilidad del cloruro de plata si añadimos nitrato de plata hasta una concentración final 0,00 M? AgCl(s) Ag + (ac) + Cl (ac) S = 1,7 x = [Ag + ] x [Cl ] = s s = [Ag ] = [Cl ] = = 1,7 10 = 1,3 10 M + 10 S Al añadir el AgNO 3, la [Ag + ] sube hasta x10 3 M, pues se puede despreciar la concentración que había antes. En consecuencia, el equilibrio se desplaza a la izquierda y la [Cl ], es decir, la nueva solubilidad, debe disminuir. s 10 1,7 10 = [ Cl ] = S = = + 3 [ Ag ] 10 8, 10 8 M 16

13 EQUILIBRIO QUÍMICO Química º Bach Ejemplo : En equilibrio de disolución de bromuro de plata cuya s =, x cuál será la nueva solubilidad si a ½ litro de disolución saturada se AgBr se le añaden 0, ml de una disolución 0,001 M de bromuro de potasio? Equilibrio: AgBr (s) Ag + (ac) + Br (ac) Conc. eq. (mol/l): c s s S =, x = [Ag + ] x [Br ] = s s = [ Ag ] = [ Br ] = =, 10 = 7, 10 M n(br ) 0 = 0, L 7,x10 7 mol/l = 3, mol n(br ) añad = 0,000 L 0,001 mol/l = 10 7 mol AgBr (s) Ag + (ac) + Br (ac) Conc. inic. (mol/l): c 7,x10 7 1,1x10 6 Conc. eq. (mol/l): c 7,x10 7 x 1,1x10 6 x S S =, x = (7,x10 7 x) (1,1x10 6 x) x = 3, x 10 7 s = (7, x , x 10 7 )M = 4,0 x10 7 M Formación de un complejo estable. Un ion complejo es un ion formado por más de un átomo o grupo de átomos. Ejemplos: [Al(OH) 4 ], [Zn(CN) 4 ], [AlF 6 ] 3, [Ag(NH 3 ) ] +. De esta manera, se pueden disolver precipitados añadiendo, por ejemplo, cianuro de sodio a electrolitos insolubles de cinc como el Zn(OH), ya que al formarse el catión [Zn(CN) 4 ], que es muy estable. Así, disminuirá drásticamente la concentración de Zn +, con lo que se disolverá más Zn(OH). Igualmente, pueden disolverse precipitados de AgCl añadiendo amoniaco. 17

14 EQUILIBRIO QUÍMICO Química º Bach PROBLEMAS PROPUESTOS. 1. La formación del NO4 a partir de óxido nítrico se explica mediante las dos reacciones siguientes: NO (g) + O (g) NO (g) y NO (g) NO4 (g); Qué relación existe entre las constantes de los dos equilibrios con la constante de equilibrio de la reacción global?. La constante del siguiente equilibrio: 3 H(g) + N(g) NH3(g) a 10 ºC y 00 atm es 0,: Cuál es la concentración de amoniaco cuando las concentraciones de H y N en el equilibrio son 0,0 mol/l y 0,10 mol/l respectivamente. Sol.[NH3]=0.01 M 3. Se ha estudiado la reacción del equilibrio siguiente: NOCl (g) NO (g) + Cl (g) a 73 y en un volumen de 1 litro. Inicialmente en el recipiente se introdujeron moles de NOCl. Una vez establecido el equilibrio se comprobó que se había disociado un 33 % del compuesto. a) Calcula c. b) Hacia dónde se desplazará el equilibrio si se aumenta la presión? Razona la respuesta.s-c= Para la reacción SbCl(g) SbCl3(g) + Cl(g), P, a la temperatura de 18 ºC, vale 9,3 10. En un recipiente de 0,40 litros se introducen 0, moles de SbCl y se eleva la temperatura a 18 ºC hasta que se establece el equilibrio anterior. Calcula: a) la concentración de las especies presentes en el equilibrio; b) la presión de la mezcla gaseosa. Sol. [SbCl]=0,36;[SbCl3]=0.174;[Cl]=0.174.PT= atm.. Calcula los valores de c y p a 0 C en la reacción de formación del yoduro de hidrógeno, H(g) + I(g) HI(g). sabiendo que el volumen del recipiente de reacción es de 10 litros y que partiendo de moles de I y 4 moles de H, se han obtenido 3 moles de yoduro de hidrógeno. Sol.c=p=7, 6. Cuando 30 g de ácido acético CH3COOH, reaccionan con 46 g de etanol CH3CHOH se forman 36,96 g de acetato de etilo CH3COO CHCH3 y una cierta cantidad de agua. Calcula la constante de equilibrio de la reacción de esterificación. Sol.c=3,80 7. En un recipiente de L se introducen a 00ºC 3 moles de HI, mol de H y 1 mol de I. Calcula la concentración de las distintas especies en equilibrio si sabemos que la constante del equilibrio HI I + H a dicha temperatura es c = 0,0. Sol.[HI]=0.86;[ I]=0.069; [H]=0,69 (COCIENTE DE REACCIÓN:EN EL CASO DE QUE SE PARTA DE SUSTANCIAS INICIALES EN TODOS LOS REACITIVOS Y PRODUCTOS PRESENTES HABRÁ QUE ESTUDIAR SU EVOLUCIÓN, YA QUE NO NECESARIAMENTE HA DE ESTAR DESPLAZADO A LA DERECHA) 8. En un recipiente metálico de,0 litros se introducen 8 g de N y 3,3 g de H. Se cierra y se clienta a 30 ºC. Una vez alcanzado el equilibrio, se encuentran,11 g de NH3. Calcular los valores de C y P de la reacción 3 H(g) + N(g) NH3(g) a dicha temperatura. Sol. p= 9,810 atm 9. En un recipiente cerrado de 400 ml, en el que se ha hecho el vacío, se introducen,03 g de yodo y 1,80 g de bromo. Se eleva la temperatura a 10 ºC y se alcanza el equilibrio: Br(g) + I(g) BrI(g). Calcula: a) las concentraciones molares y la presión total en el equilibrio; b) la composición en volumen de la mezcla gaseosa en el equilibrio; c) P para este equilibrio a 18

15 EQUILIBRIO QUÍMICO Química º Bach 10 ºC. Datos: C (10 ºC) = 80). Sol. [Br] = 0,001 M; [I] = 0,001 M; [BrI] = 0,038 M;Pt=1,39 atm Cálculo del grado de disociación. 10. En un recipiente de,0 litros de capacidad se introduce inicialmente amoniaco a una temperatura de 0 ºC y a la presión de 14,7 atm. A continuación se calienta el recipiente hasta 300 ºC y se aumenta la presión hasta 0 atm alcanzándose el equilibrio. Determina el grado de disociación del amoniaco a dicha presión y temperatura y las concentraciones de las tres sustancias en el equilibrio. Sol. α = 0,739; [NH3] = 0,160 M; [H] = 0,678 M; [N] = 0, 11. Una muestra de moles de HI se introduce en un recipiente de litros. Cuando se calienta el sistema hasta una temperatura de 900, el HI se disocia según la reacción: HI H + I, cuya constante es: C = 3, Determina el grado de disociación del HI. Sol α=0,4 1. El tetróxido de dinitrógeno se disocia parcialmente en dióxido de nitrógeno. A 60 ºC y 1,0 atm la densidad de mezcla en equilibrio es de,4 g/l. Calcular: a) el grado de disociación del NO4 en dichas condiciones; b) el grado de disociación a la misma temperatura pero a 10,0 atm. Sol. α=0,; α=0, A 00ºC y presión de 1 atmósfera, el PCl se disocia en PCl3 y Cl en 49, %. Calcule. a) c y p; b) El grado disociación a la misma temperatura pero a 10 atmósferas de presión. c) Explique en función del principio de Le Chatelier si el resultado obtenido en b) le parece correcto. DATOS: Masas atómicas; P = 30,97; Cl = 3,; R = 0,08 atml -1 mol -1. Sol. c=8, M; p=0.3 atm; α=0, A 00ºC y 10 atm, el amoniaco contenido en un recipiente se encuentra disociado en sus elementos en un 80 %. Calcule: a) El valor de la presión en el recipiente si la disociación fuese del 0 %, sin variar el volumen ni la temperatura. b) La temperatura que debería alcanzar el recipiente para que la disociación volviera a ser del 80 %, sin variar el volumen ni la presión aplicada en a). Sol. P=,3 atm; T= La reacción: CO(g) + HO(g) H(g) + CO(g), tiene una constante C de 8, a 900 ºC. En un recipiente de litros se mezclan 10 moles de CO y moles de HO a 900 ºC. Calcule en el equilibrio: a) Las concentraciones de todos los compuestos; b) La presión total de la mezcla. Datos: R=0,08 atmlmol 1 1. Sol.[CO]=0,184M;[HO]=0,0184M;[H]=0,1816M;[CO]= 0,1816 M; ptotal =, atm Principio de Le Chatelier. Desplazamientos del equilibrio. 16. a) Factores que influyen en la velocidad de una reacción. b) Factores que influyen en el equilibrio químico. Principio de Le Chatelier 17. Dado el proceso en fase gaseosa A + B C, a) establece la relación entre las constantes de equilibrio C y P; b) si el proceso es endotérmico, qué influencia ejerce sobre el mismo un aumento de temperatura?; c) si el proceso es exotérmico, qué influencia ejerce sobre el mismo un aumento de presión? Sol. P = C (RT) 1 19