TEMA 10.-Equilibrio químico.

(Editorial edebé, 2º de Bachillerato, tema 7).

1.-Reacción irreversible. Ejemplo.

2.-Reacción reversible. Ejemplo.

2.1.-Reacción directa. Reacción inversa. Equilibrio.

2.2.-Equilibrio homogéneo.

2.2.1.-Constante de equilibrio (Kc). Deducción cinética.

2.2.2.-Ley de acción de masas. Ecuación.

2.2.3.-Características del equilibrio.

2.2.4.-Significado de la constante.

2.2.5.-Relación entre Kc y los coeficientes de la ecuación química.

2.2.6.-Relación entre Kc y Kc de la reacción inversa.

2.2.7.-Relación entre Kc de una reacción global y las Kc de las reacciones parciales.

2.2.8.-Grado de disociación ().

2.2.9.-Problemas de equilibrios homogéneos en fase gas.

-Conocidas las concentraciones de equilibrio calcular la constante de equilibrio.

-Conocida la constante de equilibrio calcular las concentraciones de equilibrio.

-Grado de disociación.

2.2.10.-Cociente de reacción (Qc ). Información.

2.2.11.-Constante de equilibrio Kp . Ecuación.

2.2.11.1.-Presión parcial de un gas. Ecuaciones.

2.2.11.2.-Características de Kc y Kp .

2.2.11.3.-Relación entre ambas constantes. Coincidencia.

2.2.11.4.-Problemas.

2.3.-Equilibrio heterogéneo. Kc y Kp . Problemas.

3.-Alteración del equilibrio. Principio de Le Chatelier.

3.1.-Cambios en las concentraciones. P00.-Ejercicios.

3.2.-Cambios de presión. P00.-Ejercicios.

3.3.-Cambios de temperatura. P00.-Ejercicios.

3.4.-Adición de un gas noble. Añadir o quitar sólido o líquido. Catalizadores. P00.-Ejercicios.

1.-Reacción irreversible. Ejemplo.

-Aquellas que transcurren en un sólo sentido. Ejemplo: la descomposición del carbonato de calcio en un horno abierto: CaCO3 (s) + Q ! CO2 (g) ! + CaO (s). Al desaparecer un producto no podemos recuperar los reactivos.

2.-Reacción reversible. Ejemplo.

-Aquellas que transcurren en ambos sentidos. Con la “teoría de los choques eficaces” se puede justificar la reversibilidad de las reacciones en estado gas y generalizar al estado líquido y disoluciones acuosas.

2.1.-Reacción directa. Reacción inversa. Equilibrio.

-Ambas reacciones reciben el nombre de reacción directa (hacia la derecha, !) y reacción inversa (hacia la izquierda, !). Ambos procesos transcurren hasta que se alcanza una situación donde las cantidades de reactivos que desparecen para formar productos se recuperan ya que los productos se descomponen para formar reactivos. En esta situación las velocidades directa e inversa son iguales (fig. 1-p170) y las concentraciones de reactivos y productos permanecen constantes (fig. 2-p170). Recibe el nombre de equilibrio químico.

-En el equilibrio las moléculas (partículas) de los reactivos siguen chocando y forman productos (por lo tanto, la velocidad directa no es cero; no ha terminado la reacción directa), pero lo que desaparece se recupera debido a los choques de las moléculas de los productos (por lo tanto, la velocidad inversa no es cero; no ha terminado la reacción inversa). En las reacciones reversibles se pone entre reactivos y productos una doble flecha.

2.2.-Equilibrio homogéneo.

-Un equilibrio se denomina homogéneo cuando todas las especies químicas presentes se encuentran en la misma fase (estado). (Gases o disoluciones acuosas).

2.2.1.-Constante de equilibrio (Kc). Deducción cinética.

-Supongamos el equilibrio en fase gas: H2 (g) + I2 (g) ! 2 HI (g). Si estudiamos por separado ambas reacciones (la directa y la inversa): H2 (g) + I2 (g) ! 2 HI (g) vd = Kd [H2][I2]

H2 (g) + I2 (g) ! HI (g) + HI (g). vi = Ki [HI][HI] = Ki [HI]2

-En el equilibrio vd = vi ; por lo tanto, Kd [H2][I2]=Ki [HI]2; Kd / Ki =[HI]2/ [H2][I2] ; el cociente de dos constantes es una nueva constante: K (depende de la temperatura como Kd y Ki); constante de equilibrio referida a concentraciones: Kc.

2.2.2.-Ley de acción de masas. Ecuación.

[C]c"[D]d ! siempre productos (derecha r. q.)

-En general, para una reacción: a A + b B ! c C + d D, se cumple: Kc = ------------- .

[A]a"[B]b ! siempre reactivos (izquierda r. q.)

-La lectura de la ecuación anterior recibe el nombre de “ley de acción de masas” (“ley del equilibrio químico”; “ley de Guldberg y Waage”): “en una reacción química reversible cuando se alcanza el equilibrio, a cierta temperatura, se cumple que el producto de las concentraciones de los Productos, elevadas a sus coeficientes respectivos, partido por el producto de las concentraciones de los Reactivos, elevadas a sus coeficientes, es una constante a dicha temperatura”.

2.2.3.-Características del equilibrio.

-El equilibrio químico es dinámico (los reactivos se transforman en productos y los productos en reactivos) / Las concentraciones de reactivos y productos permanecen constantes. / Se alcanza el equilibrio con independencia del sentido de partida. / Es independiente de las cantidades iniciales de reactivos y / o productos.

P01.-Ejercicio 1-p. 170: equilibrio químico

-Equilibrio estático: no se produce ningún cambio; ejemplo: una sustancia en un recipiente (un vaso con agua).

-Equilibrio dinámico: se producen cambios, pero la velocidad a la que sucede el cambio en un sentido es la misma que la del cambio en sentido opuesto ! el sistema no presenta ningún cambio global; ejemplo: una mezcla de reactivos y productos en una reacción química (velocidad de reacción en un sentido = velocidad de reacción en sentido contrario).

P02.-Ejercicio 2-p. 170: equilibrio químico

-Si la vd = vi ! las concentraciones (reactivos y productos) permanecen constantes. Supongamos la reacción A ! B ; vd = "[A] / t ; vi = "[B] / t ; en el equilibrio vd = vi ! "[A] / t = "[B] / t ! [A] = [B]

P03.-Ejercicio 3-p. 170: equilibrio químico

-Recipiente cerrado para que los gases no escapen a la atmósfera e impidan la reacción en sentido contrario.

-Temperatura constante para que no cambie el número de choques y la energía de los mismos.

P04.-Ejercicio 4-p. 172: equilibrio químico. Papel milimetrado. La tabla, modificada, puede ser la siguiente:

t	[SO2-1]	[O2-1]	[SO3-1]	[SO2-2]	[O2-2]	[SO3-2]	[SO2-3]	[O2-3]	[SO3-3]
0	0,200	0,200	0,000	0,205	0.082	0,346	0.000	0,000	0,100
1	0,030	0,115	0,171	0,125	0,042	0,430	0,032	0,016	0,068
2	0,030	0,115	0,171	0,125	0,042	0,430	0,032	0,016	0,068
3	0,030	0,115	0,171	0,125	0,042	0,430	0,032	0,016	0,068

P05.-Ejercicio 5-p. 172: equilibrio químico

[NOBr]2 [SO2]2 [O2] [H2O]2 [SO2]2 [NO]4 [H2O]6

Kc = ------------------ ; Kc = ---------------- , Kc = ----------------- ; Kc = ------------------ ;

[NO]2 [Br2] [SO3]2 [H2S]2 [O2]3 [NH3]4 [O2]5

P06.-Ejercicio 39-p. - 194: Kc

[NO]2[Cl2] [NO2 ]2[O2]½ [C6H5COO][H3O+]

Kc = ----------------; Kc = ------------------- ; Kc = --------------------------

[NOCl] [N2O5 ] [C6H5COOH]

2.2.4.-Significado de la constante.

[C]c "[D]d

- a A + b B ! c C + d D ; Kc = ------------- .

[A]a "[B]b

-¿Qué información (significado) proporciona Kc? Al ser un cociente de concentraciones proporciona información sobre el grado de transformación de reactivos en productos. Casos:

• Kc >> 1: la reacción se ha verificado casi por completo; en el equilibrio casi todo es producto (numerador grande y denominador pequeño).

• Kc > 1: en el equilibrio predominan los productos sobre los reactivos.

• Kc < 1: en el equilibrio predominan los reactivos sobre los productos.

• Kc << 1: la reacción se ha verificado de forma inapreciable; en el equilibrio casi todo es reactivo (numerador pequeño y denominador grande).

2.2.5.-Relación entre Kc y los coeficientes de la ecuación química.

[C]c[D]d

- a A + b B ! c C + d D Kc = ------------- ; si x reactivos y productos por “n”: n.a A +n.b B ! n.c C + n..d D

[A]a[B]b

[C]cn[D]dn ( [C]c[D]d)n [C]c[D]d

Kc = ------------- = --------------- = [ ----------- ]n = (Kc)n ;

[A]an[B]bn ([A]a[B]b)n [A]a[B]b

-“si una ecuación, de constante de eq. q. Kc, la multiplicamos por n, reactivos y productos, la nueva constante es (Kc)n ”

2.2.6.-Relación entre Kc y Kc de la reacción inversa.

[C]c[D]d [A]a[B]b 1 1

- a A + b B ! c C + d D Kc = ------------- ; c C + d D ! a A + b B Kc = ------------- = -------------- = ----- ;

[A]a[B]b [C]c[D]d [C]c[D]d Kc

-----------------

[A]a[B]b

-“si en una ecuación, de constante Kc, cambiamos reactivos por productos (reacción inversa) la nueva constante, Kc, es la inversa de la constante reacción inicial”; Kc =1 / Kc.

2.2.7.-Relación entre Kc de una reacción global y las Kc de las reacciones parciales.

-spongamos la reacción global: H2A ! A2" + 2 H+ , que se puede descomponer en dos reacciones: H2A ! HA" + H+ K' K' =[HA"][H+] / [H2A] (1)

HA" ! A2" + H+ K'' K''=[A2"][H+] / [HA"] (2)

----------------------------------------------------------

H2A ! A2" + 2 H+ Kc Kc = [A2"][H+]2/ [H2A] (3)

"despejamos de (1) [H2A] y de (2) [A2"] y lo llevamos a (3), simplificamos y queda: Kc = K' · K'' ! “si una reacción es suma de otras (reacciones simultáneas) la constante es el producto de las constantes de las reacciones parciales”.

P07.-Ejercicio 6-p. 172: equilibrio químico ;

-la primera parte como anteriores ; Kc-b = K1/2c-a ; Kc-c = K2c-a

P08.-Ejercicio 7-p. 173: equilibrio químico

H2CO3 (aq) ! H+(aq) + HCO3" (aq) K1 = 4,2 . 10"7

HCO3" (aq) ! H+(aq) + CO32" (aq) K2 = 4,8 . 10"11

--------------------------------------------------------------------------------

H2CO3 (aq) ! 2 H+(aq) + CO32" (aq) K = K1 . K2 = 2,0 . 10"17

[H+] [HCO3"] [H+] [CO32"] [H+]2[CO32"] ! [CO32"] = [HCO3"] K2 / [H+]

K1 = ------------------ ; K2 = ----------------- ; K = ---------------- ! K = K2.K1

[H2CO3] [HCO3"] [H2CO3] ! [H2CO3] = [H+] [HCO3"] / K1

P09.-Ejercicio 41-p. - 194: Kc .

Cl2(g) ! Cl (g) + Cl (g) Kc = 1,4 . 10"38 ; Kc = [Cl][Cl] / [Cl2] ;

-un valor tan pequeño significa que el numerador es pequeño y el denominador muy grande; en el equilibrio la concentración del reactivo es >> que la del producto; el equilibrio está muy desplazado hacia la izquierda.

Cl (g) + Cl (g) ! Cl2(g) Kc' = [Cl2] / [Cl][Cl]

1 1 [Cl2] 1

-relación entre las constantes: ------ = ------------------- = ---------- = Kc' ; Kc' = ------------- = 7,1 . 1037 (muy grande)

Kc [Cl][Cl] / [Cl2] [Cl][Cl] 1,4 . 10"38

P10.-Ejercicio 42 "p. - 194: Kc .

[C][B]

Kc = ------------ " 1! [C][B] " 1· [A][B] ! el producto (x) de las concentraciones de los productos " el producto de las

[A][B] concentraciones de los reactivos

P11.-Ejercicio 43"p. - 194: Kc .

N2O4 (g) ! 2 NO2 (g) [NO2]2 0,0482

[ ]e (mol / L) 0,491 0,048 Kc = -----------; Kc = ---------- ; Kc = 4,7 . 10"3 (mol / L)

[N2O4] 0,491

1/2 N2O4 (g) ! NO2 (g) [NO2] 0,048

[ ]e (mol / L) 0,491 0,048 Kc = -----------; Kc= ---------- ; Kc' = 6,8 . 10"2 (mol/L)1/2

[N2O4]1/2 0,4911/2

Kc' = (Kc)1/2

2.2.8.-Grado de disociación ().

disociado ! la misma unidad (mol, mol/L, atm) disociado

 = -------------; es frecuente expresarlo en % ;  = ------------- . 100

inicial ! la misma unidad inicial

-los moles en el equilibrio, y por lo tanto las [ ], se pueden expresar como: n0 (1 " ); n0 son los moles iniciales.

2.2.9.-Problemas de equilibrio homogéneo en fase gas.

-Conocidas las concentraciones de equilibrio (o datos para calcularlas) calculamos la constante de equilibrio.

-Conocida la constante de equilibrio y los moles iniciales calculamos las concentraciones de equilibrio (o moles, masa).

-Grado de disociación. Si tenemos moles iniciales y Kc calculamos la cantidad que se ha disociado (“x ”) y a continuación . Otras veces conocemos  y Kc para calcular n0. En algunos casos conocemos  y n0 para calcular Kc.

P12.-Ejemplo 1-p. 174:

N2 (g) + 3 H2 (g) ! 2 NH3 (g) V = 5,00 L ; t = 500 0C

me (g) 84,28 4,20 9,61 [NH3]2 (0,11)2

M (g / mol) 28,0 2,0 17,0 Kc = ------------ = ------------------ = 0,27 (L/mol)2

ne (mol) 3,01 2,10 0,57 [N2] [H2]3 (0,60) (0,42)3

[ ]e (mol / L) 0,60 0,42 0,11

P13.-Ejemplo 2-p. 174:

H2 (g) + I2 (g) ! 2 HI (g) Kc = 46,00 ; t = 4900C

[ ]e (mol / L) ¿? 0,0031 0,0027

[HI]2 (0,0027)2

Kc = ------------ ; 46,00 = ----------------- ; [H2] = 5,11 . 10"5 mol / L

[H2] [I2] [H2] (0,0031)

P14.-Ejercicio 44 " p. - 194: [ ]e

2 NO (g) + O2 (g) ! 2 NO2 (g) Kc = 6,44 . 105 (mol / L) (230 0C)

[ ]e (mol / L) 0,054 ¿? 15,5

[NO2]2 15,52

Kc = -------------- ; 6,44 . 105 = --------------; [O2] = 0,128 mol / L

[NO]2[O2] 0542 [O2]

P15.-Ejercicio 46"p. - 194: Kc

CO2 (g) + H2 (g) ! CO (g) + H2O (g)

n0 (mol) 3 1 0 0

n e (mol) 3"x 1"x x x

n e (mol) 3"x 1"x 0,8 0,8 x = 0,8 mol

n e (mol) 3"0,8 1"0,8 0,8 0,8

n e (mol) 2,2 0,2 0,8 0,8 [CO][H2O ] (0,8 / V)2 0,82

[ ]e (mol / L) 2,2 / V 0,2 / V 0,8 / V 0,8 / V Kc = ------------- ; Kc = -----------------=--------- = 1,45

[CO2][H2] (2,2/V)(0,2/V) 2,2 .0,2

P16.-Ejercicio 47"p. - 194: Kc

2 H2 (g) + O2 (g) ! 2 H2O (g) V = 1,0 L ; el aumento de temperatura es para que tenga

m0 (g) 1,04 8,32 0,00 lugar la reacción, no es una alteración del equilibrio.

M (g / mol) 2,0 32,0 18,0

n0 (mol) 0,52 0,26 0,00

[ ]0 (mol / L) 0,52 0,26 0,00

[ ]e (mol / L) 0,52"2x 0,26"x 2x [ ] = n / V ; n = m / M ; 2x = 2,16/18,0 / 1,0 ; x = 0,06

[ ]e (mol / L) 0,52"2 . 0,06 0,26"0,06 2 . 0,06 Kc = [H2O]2 / [H2]2[O2] ; Kc = 0,122 / 0,402 . 0,20 ;

[ ]e (mol / L) 0,40 0,20 0,12 Kc = 0,45 L / mol

P17.-Ejemplo 3-p. 175:

2 NH3 (g) ! N2 (g) + 3 H2 (g) V = 4,00 L

m0 ( g) 15,64 9,80 0,00 cantidad que desaparece para alcanzar el eq.: 2x

M (g / mol) 17,0 28,0 2,0 (mol ) (también x , 3x , x/2 , ...; hay que mirar

n0 (mol) 0,92 0,35 0,00 los coeficientes)

ne (mol) 0,92"2x 0,35+x 3x según el enunciado: 0,92"2x = 0,70 ! x = 0,11

ne (mol) 0,92"2 . 0,11 0,35+0,11 3 . 0,11 [N2] [H2]3 0,12 . (0,083)3

ne (mol) 0,70 0,46 0,33 Kc = ------------- ; Kc = ---------------- =

[ ]e (mol / L) 0,18 0,12 0,083 [NH3]2 0,182

Kc = 2,12 . 10"3 (mol / L)2

P18.-Ejemplo 4-p. 176:

Br2 (g) + H2 (g) ! 2 HBr (g) Kc = 0,50 ; V = 0,50 L

n0 (mol) 2 3 0 x tiene unidad de concetración (mol / L); en el

[ ]0 (mol / L) 4 6 0 libros x tiene unidad mol.

[ ]e (mol / L) 4"x 6"x 2x [HBr]2 (2x)2

[ ]e (mol / L) 2,73 4,73 2,54 Kc = ----------- ; Kc = --------------- ;

[Br2][H2] (4"x)(6"x)

4x2

0,50 = ----------------- ; 3,5 x2 + 5x "12 = 0 ; x1 = 1,27 mol / L ; x2 = "2,70 mol / L

24+x2"10x

(aceptamos x1 ya que x2 no tiene sentido: desaparece y después de desaparecer tengo más que al principio).

P19.-Ejercicio 48"p. - 194: [ ]e

2 HI (g) ! H2 (g) + I2 (g) Kc = 0,022 (490 0C)

[ ]0 (mol / L) 2,1 . 10"3 0 0

[ ]e (mol / L) 2,1 . 10"3"2x x x Kc = [H2][I2] / [HI]2 ; 0,022 = x2 / (2,1 . 10"3"2x)2 ;

[ ]e (mol / L) 2,1 . 10"3"2x x x (calculamos la ecuación de 2º grado y la resolvemos;

[ ]e (mol / L) 2,1 . 10"3"2.2,4 . 10"4 2,4.10"4 2,4.10"4 calculamos la raíz cuadrada de ambos miembros;

[ ]e (mol / L) 1,6 . 10"3 2,4.10"4 2,4.10"4 aceptamos la solución + ): x = 2,4 . 10"4 mol / L

P20.-Ejercicio 49"p. - 194: [ ]e

PCl5 (g) ! PCl3 (g) + Cl2 (g) Kc = 0,045 mol / L ; V = 1,0 L ;

n0 (mol) 1,0 0,00 0,00

[ ]0 (mol / L) 1,0 0,00 0,00

[ ]e (mol / L) 1,0"x x x Kc = [PCl3][Cl2] / [PCl5] ; 0,045 = x2 / (1,0"x) ;

[ ]e (mol / L) 1,0"0,19 0,19 0,19 (calculamos la ecuación de 2º grado y la resolvemos;

[ ]e (mol / L) 0,81 0,19 0,19 x2+0,045x"0,045 = 0 ; aceptamos la + ): x = 0,19 mol / L

P21.-Ejercicio 50"p. - 194: [ ]e

N2(g) + 3 H2 (g) ! 2 NH3 (g) Kc = 2,0 (l/mol)2 ; V = 1,0 L

n0 (mol) 0 0 n0

ne (mol) x 3x n0"2x según el enunciado x = 2,0 mol

ne (mol) 2,0 3 . 2,0 n0"2 . 2,0

ne (mol) 2,0 6 n0"4,0 Kc = [NH3]2 / [N2][H2]3 ; 2,0 = (n0"4,0)2 / 2,0 . (6,0)3

[ ]e (mol / L) 2,0 6,0 n0"4,0 n0 = 33,4 mol (solución +)

[ ]e (mol / L) 2,0 6,0 33,4"4,0

[ ]e (mol / L) 2,0 6,0 29,4

P22.-Ejemplo 5-p. 177:

2 SO3 (g) ! 2 SO2 (g) + O2 (g) V = 0,80 L ; Kc = 0,22 mol/ L

n0 (mol) n0 0 0

ne (mol) n0"2x 2x x según el enunciado: x = 2 mol

ne (mol) n0"2 . 2 2 . 2 2 [SO2]2[O2] 52 . 2,5

ne (mol) n0"4 4 2 Kc = --------------- ; 0,22 = ----------------

[ ]e (mol / L) n0"4 / 0,80 5 2,5 [SO3]2 (n0"4 / 0,80)2

[ ]e (mol / L) 16,85 5 2,5 obtenemos la ecuación de 2º grado y

aceptamos la solución +: n0 = 17,48 mol

cantidad disociada 2x 2 . 2

 =------------------------ . 100 ;  = ----- . 100 ;  = -------- . 100 ;  = 23 %.

cantidad inicial n0 17,48

P23.-Ejemplo 6-p. 178:

PCl5 (g) ! PCl3 (g) + Cl2 (g) V = 0,5 L ;  = 62,5 %

n0 (mol) 0,075 0 0

[ ]0 (mol / L) 0,15 0,00 0,00

[ ]e (mol / L) 0,15"x x x x lo calculamos con :  = (x / [ ]0) . 100 ;

[ ]e (mol / L) 0,15"9,38 . 10"2 9,38 . 10"2 9,38 . 10"2 x = 9,38 . 10"2 mol / L; x = 0,625 . 0,15;

[ ]e (mol / L) 5,63 . 10"2 9,38 . 10"2 9,38 . 10"2

[PCl3 ] [Cl2 ] (9,38 . 10"2)2

Kc = ----------------- ; Kc = ---------------- ; Kc = 0,156 mol / L

[PCl5] 5,63 . 10"2

P24.-Ejercicio 51"p. - 194: 

N2O4 (g) ! 2 NO2 (g) Kc = 5,8 . 10"3 (mol / L)

[ ]0 (mol / L) 0,02 0,00

[ ]e (mol / L) 0,02"x 2x Kc = [NO2]2 / [N2O4] ; 5,8 . 10"3 = (2x)2 / (0,02"x) ;

[ ]e (mol / L) 1,0"4,8 . 10"3 2 . 4,8 . 10"3 (calculamos la ecuación de 2º grado y la resolvemos;

[ ]e (mol / L) 0,995 " 1,0 9,6 . 10"3 4x2+5,8 . 10"3x"1,2 . 10"4 = 0 ; aceptamos la + ):

(no pide las [ ]e) x = 4,8 . 10"3 mol / L ;

 = (disociado / inicial) . 100 ;  = (4,8 . 10"3 / 0,02) . 100 ;  = 24 % ; (cantidad disociada e inicial en la misma unidad).

P25.-Ejercicio 8-p. 178: equilibrio químico homogéneo en fase gas-Kc

2 SO2 (g) + O2 (g) ! 2 SO3 (g) ; dato: V = 2,0 l ;

me (g) 4,0 4,0 20,0 [SO3]2 (0,125)2 (mol/l)2

M (g / mol) 64,0 32,0 80,0 Kc = --------------- ; Kc = --------------------------------------;

ne (mol) 0,063 0,125 0,250 [SO2]2 [O2] (0,032)2 (mol/l)2 (0,063) (mol/l)

[ ]e (mol/L) 0,032 0,063 0,125 Kc = 242,2 (l /mol)

P26.-Ejercicio 9-p. 178: equilibrio químico homogéneo en fase gas-[ ]e

N2(g) + 3 H2 (g) ! 2 NH3 (g) Kc = 2,38 . 10"3 (l/mol)2 (T = 1.000 K)

[ ]e (mol/l) 1,03 1,62 ¿?

[NH3]2 [NH3]2

Kc = ------------- ; 2,38 . 10"3 = -------------- ; [NH3]= 0,102 mol/l

[N2] [H2]3 1,03 (1,62)3

P27.-Ejercicio 10-p178: equilibrio químico homogéneo en fase gas-Kc

PCl5 (g) ! PCl3 (g) + Cl2 (g) Kc = ¿? ; dato: V = 10 l

n0 (mol) 1,00 0,00 0,00

ne (mol) 1,00"x x x ! enunciado dice: ne"PCl5 = 0,30 mol ! x = 0,70 mol

ne (mol) 0,30 0,70 0,70 [PCl3] [Cl2] (0,07)2 (mol/l)2

[ ]e (mol/l) 0,03 0,07 0,07 Kc = ---------------- ; Kc = ------------------- ; Kc = 0,163 mol/l

[PCl5] 0,03 (mol/l)

P28.-Ejercicio 11-p. 178: equilibrio químico homogéneo en fase gas-Kc

2 SO3 (g) !2 SO2 (g) + O2 (g) Kc = ¿? ; dato: V = 1,0 l

m0 (g) 80,0 0,0 0,0

M (g/mol) 80,0

n0 (mol) 1,0 0,0 0,0

ne (mol) 1,0"2x 2x x ! según el enunciado: 2x = 0,60 ; x = 0,3 mol

ne (mol) 0,4 0,6 0,3 [SO2]2 [O2] (0,6)2 (mol/l)2 (0,3) (mol/l)

[ ]e (mol/l) 0,4 0,6 0,3 Kc = ---------------; Kc = -------------------------------- = 0,675 mol/l

[SO3]2 (0,4)2 (mol/l)2

P29.-Ejercicio 12-p178: equilibrio químico homogéneo en fase gas-Kc

2 HCl (g) ! H2 (g) + Cl2 (g) Kc =¿? ; dato: V = 10,0 l

m0 (g) 104,39 2,00 0,00

M (g/mol) 36,5 2,0

n0 (mol) 2,86 1,00 0,00

ne (mol) 2,86"2x 1,00+x x ! según el enunciado: 2,86"2x = 1,30 ; x = 0,78 mol

ne (mol) 1,30 1,78 0,78

[ ]e (mol/l) 0,13 0,178 0,078

[H2] [Cl2] (0,178)(mol/l) (0,078)(mol/l)

Kc = -------------- ; Kc = ----------------------------------- = 0,82

[HCl]2 (0,13)2 (mol/l)

P30.-Ejercicio 13-p. 178: equilibrio químico homogéneo en fase gas-[ ]e

A) opción-1 N2O4 (g) ! 2 NO2 (g) Kc = 0,58 mol / l ; dato: V = 2,00 l

n0 (mol) 0,10 0,00

ne (mol) 0,10"x 2x ! x = desaparece o formado (mol)

[ ]e (mol/l) (0,10"x) / 2 2x / 2 [NO2]2 x2

[ ]e (mol/l) (0,10"x) / 2 x Kc=----------; 0,58=------------; resolvemos la ec. de 2º grado ! x=0,08 mol

[ ]e (mol/l) 0,01 0,08 [N2O4] 0,10"x / 2

B) opción-2 N2O4 (g) ! 2 NO2 (g) Kc = 0,58 mol / l ; dato: V = 2,00 l

n0 (mol) 0,10 0,00

[ ]0 (mol/l) 0,10/2,00 0,00

[ ]0 (mol/l) 0,05 0,00

[ ]e (mol/l) 0,05"x 2x ! x = desaparece o formado (mol/l)

[ ]e (mol/l) 0,05"0,04 2.0,04 [NO2]2 (2x)2

[ ]e (mol/l) 0,01 0,08 Kc=----------; 0,58=----------; resolvemos la ec. de 2º grado ! x=0,04 mol/l

[N2O4] 0,05"x (se descarta x ="0,18 mol/l)

P31.-Ejercicio 14-p: 178: equilibrio químico homogéneo en fase gas-[ ]e

I2 (g) ! 2 I (g) Kc = 3,80 . 10"5 mol/l (T = 1.000 K) ; dato: V = 2,30 l

n0 (mol) 0,0456 0,0000

[ ]0 (mol/l) 0,0198 0,0000 [ I ]2 (2x)2

[ ]e (mol/l) 0,0198"x 2x Kc = ------ ; 3,80 . 10"5 = ------------ ; x = 4,29 . 10"4 mol/l

[ ]e (mol/l) 0,0194 0,0009 [ I2 ] 0,0198"x (se descarta la ")

P32.-Ejercicio 15-p. 178: equilibrio químico homogéneo en fase gas-

A) opción"1 PCl5 (g) ! PCl3 (g) + Cl2 (g) Kc = 0,00793 mol /l ; dato. V = 1,00 l

m0 (g) 3,13 0,00 0,00

M (g / mol) 208,5 [PCl3 ] [Cl2 ] x2

n0 (mol) 1,5 . 10"2 0,00 0,00 Kc = -----------------; 0,00793 = --------------- ;

[ ]0 (mol / l) 1,5 . 10"2 0,00 0,00 [PCl5] 1,5 . 10"2"x

[ ]e (mol / l) 1,5 . 10"2"x x x x = 7,64 . 10"3 mol / l (descartamos "1,56 . 10"2)

[ ]e (mol / l) 1,5.10"2"7,64.10"3 7,64 . 10"3 7,64 . 10"3  = (disociado / inicial) .100;  = (x / [ ]0).100 ;

[ ]e (mol / l) 7,36.10"3 7,64 . 10"3 7,64 . 10"3  = (7,64.1 0"3/1,5. 10"2).100;  = 51 %

B) opción"2 PCl5 (g) ! PCl3 (g) + Cl2 (g) x =  . [ ]0 / 100 !x = .[ ]0 (luego se pasa a %)

m0 (g) 3,13 0,00 0,00

M (g / mol) 208,5 [PCl3 ] [Cl2 ] (1,5 . 10"2)2

n0 (mol) 1,5 . 10"2 0,00 0,00 Kc = ----------------- ; 0,00793 = ------------------- ;

[ ]0 (mol / l) 1,5 . 10"2 0,00 0,00 [PCl5] 1,5 . 10"2(1" )

[ ]e (mol / l) 1,5 . 10"2"x x x  = 0,51 !  = 51 %

[ ]e (mol / l) 1,5 . 10"2" .[ ]0 .[ ]0 .[ ]0

[ ]e (mol / l) 1,5 . 10"2(1" ) 1,5 . 10"2 1,5 . 10"2.

2.2.10.-Cociente de reacción (Qc). Información.

-Si aplicamos la ley del equilibrio químico a una situación de no equilibrio, en un sistema reversible, obtenemos un

valor que se conoce como cociente de reacción y se representa por Qc.

[C]c"[D]d

-En general, para una reacción: a A + b B ! c C + d D, se cumple: Qc = ------------- .

[A]a"[B]b

-Qc informa del sentido que adquiere fundamentalmente la reacción química hasta que se alcanza el equilibrio. Casos:

• Qc > Kc : el sistema químico no está en equilibrio; para conseguir Qc = Kc, Qc tiene que disminuir ! disminuye el numerador, en el cociente de reacción, o aumenta el denominador ! reacción hacia la izquierda.

• Qc = Kc ! hay equilibrio.

• Qc < Kc : el sistema químico no está en equilibrio; para conseguir Qc = Kc, Qc tiene que aumentar ! aumenta el numerador, en el cociente de reacción, o disminuye el denominador ! reacción hacia la derecha.

P33.-Ejemplo 7-p. 179:

H2 (g) + I2 (g) ! 2 HI (g) Kc = 54,3 ; T = 703 K

[ ] (mol / L) 0,21 0,16 1,78

[HI]2 (1,78)2

Qc = ------------ ; Qc = ------------------ ; Qc = 94,3; Qc " Kc ! no hay equlibrio! Qc tiene que disminuir! disminuye

[H2] [I2] (0,21) (0,16) el numerador y aumenta el denominador: hacia la izquierda (!).

P34.-Ejercicio 16-p. 179: equilibrio químico homogéneo en fase gas-Qc

2 HF (g) ! H2 (g) + F2 (g) Kc = 1,0 . 10"13

[ ] (mol / l) 0,45 1,0 . 10"3 3,0 . 10"3 Qc = [F2] [H2] / [HF]2 ;

Qc = (3,0 . 10"3) (1,0 . 10"3) / (0,45)2 ; Qc = 1,48 . 10"5 ! Qc > Kc ! el sistema no está en equilibrio; para alcanzar el equilibrio Qc tiene que diminuir ! tiene que aumentar el denominador y disminuir el numerador ! el sistema evoluciona hacia la izquierda, forma más reactivo.

P35.-Ejercicio 52"p. - 194: Qc

N2(g) + 3 H2 (g) ! 2 NH3 (g) Kc = 0,11 (L / mol)2 , t = 500 0C

[ ]0 (mol / L) 0,001 0,003 0,002 calculamos Qc y lo comparamos con Kc

[NH3]2 (0,002)2

Qc = ------------- = -------------------- = 1,33 . 106 (L / mol)2 ; Qc " Kc ! no hay equilibrio; para conseguir Qc = Kc tiene

[N2][H2]3 (0,001)(0,003)3 que disminuir Qc ! el denominador debe aumentar y el numerador disminuir ! se tiene que descomponer amoníaco: !

P36.-Ejercicio 53"p. - 195: Qc

H2 (g) + I2 (g) ! 2 HI (g) Kc = 46,0 a 4900C ; para saber si está en equilibrio calculamos Qc

[ ] (M) 0,002 0,002 0,002

[HI]2 (0,002)2

Qc = ----------- = ------------------- = 1 ; Qc " Kc ! no hay equilibrio; para conseguir Qc = Kc tiene que aumentar Qc !

[H2][I2] (0,002)(0,002) el denominador debe disminuir y el numerador aumentar: !

2.2.11.-Constante de equilibrio Kp . Ecuación.

[C]c"[D]d

-Supongamos un equilibrio homogéneo (estado gas): a A (g) + b B (g) ! c C (g) + d D (g), Kc = -------------- .

[A]a"[B]b

-Si aplicamos la ecuación general de los gases a cada uno de los gases de la mezcla, tendremos: PA . V = nA . R . T ; PA = (nA / V) . R . T ; PA = [A] . R . T; PA recibe el nombre de presión parcial del gas A; si despejamos [A] = PA / R . T; si repetimos el mismo razonamiento con los otros gases: [B] = PB / R . T ; [C] = PC / R . T ; [D] = PD / R . T ; si las concentraciones anteriores las llevamos a la ley del equilibrio químico:

PC PD

(------)c (------)d

R T R T PcC . Pd D (R T)a+b PcC . Pd D PcC . PdD

Kc = --------------------- = ------------. ---------- = ------------- . (R T) (a+b) " (c+d) = ------------- . (R T) "[ (c+d) " (a+b)]

PA PB PaA . PbB (R T)c+d PaA . PbB PaA . PbB

(------)a (------)b

R T R T

[(c+d) " (a+b)] = n ; el cociente de las presiones parciales se representa por Kp y recibe el nombre de “constante de equilibrio referida a las presiones parciales” .

PcC . Pd D

Kp =------------- ; Kp tiene unidad de presión ! Kc = Kp . (RT) "n ! Kp = Kc . (RT) n

PaA . PbB

2.2.11.1.-Presión parcial de un gas. Ecuaciones.

-Presión parcial de un gas A es la presión que ejercería el gas A si estuviera sólo en todo el recipiente de volumen V.

-La presión total de una mezcla de gases es la suma de la preiones parciales: PT = PA + PB + PC + PD + ...

-La presión parcial de un gas, en una mezcla de gases, se puede expresar en función de la fracción molar del gas y de la presión total: PA . V=nA . R . T ; PT . V =nT . R . T ; si dividimos miembro a miembro ambas ecuaciones: PA = XA . PT

(XA es la fracción molar del gas A).

2.2.11.2.-Características de Kc y Kp .

-Ambas constantes son características de cada equilibrio. / Dependen de la temperatura. / Dependen de los coeficientes estequiométricos de la ecuación. / No dependen de la cantidades iniciales de reactivos y productos. / No dependen del sentido de partida para alcanzar el equilibrio.

2.2.11.3.-Relación entre ambas constantes. Coincidencia.

-Relación: Kc = Kp . (RT) "n , Kp = Kc .(RT) n . Coincidencia: si n = 0 ! Kc = Kp.

P37.-Ejemplo 8-p. 181:

N2 (g) + 3 H2 (g) ! 2 NH3 (g) V = 2,0 L ; Kc = 2,37 . 10"3 (L / mol)2 ; T = 1.000 K

Kc = Kp . (RT) "n ; R = 0,082 atm . L / mol . K (el valor 8,31 es termodinámica); n = nP " nR ; n = (2)"(1+3) ; n = "2 mol ; 2,37 . 10"3 = Kp . ( 0,082 . 1000) "("2) ; Kp = 2,37 . 10"3 / . ( 0,082 . 1000) +2 ; Kp = 3,5 . 10"7 atm"2

P38.-Ejemplo 9-p. 182:

N2O4 (g) ! 2 NO2 (g) PT = 0,1 atm ; Kp = 0,17 atm

n0 (mol) 2 0

ne (mol) 2"x 2x

-para calcular  [(  = (x / n0) . 100)] necesito conocer x, que puedo calcular con Kp y las presiones parciales en función de x ( P = X . PT) ; para calcular X necesito los moles totales en el equilibrio ( nT = 2"x +2x = 2+x);

PN2O4 = [(2"x) / (2+x)] . 0,1 ; PNO2 = (2x / 2+x) . 0,1; Kp = P2NO2 / PN2O4 ; 0,17=[(2x / 2+x) . 0,1 ]2 / [(2"x) / (2+x)]. 0,1

resolvemos la ecuación y aceptamos la solución +: x = 1,09 mol

 = (x / n0) . 100 ;  = (1,09 / 2) . 100 ;  = 55%

PN2O4 = [(2"1,09) / (2+1,09)] . 0,1 ; PN2O4 = 0,029 atm; PNO2 = (2 . 1,09 / 2+1,09) . 0,1; PNO2 = 0,07 atm

P39.-Ejercicio 17-p. 182: equilibrio químico homogéneo en fase gas-P

PCl5 (g) ! PCl3 (g) + Cl2 (g) Kp = 1,05 atm (a 205 0C)

P (atm) 0,875 0,463 ¿? Kp = PPCl3 . Pcl2 / PPCl5 ; 1,05 = 0,463 . Pcl2 / 0,875; PCl2 = 1,98 atm.

P40.-Ejercicio 18-p. 182: equilibrio químico homogéneo en fase gas-P

N2O4 (g) ! 2 NO2 (g) Kp = 0,143 atm (a 25 0C) ; V = 1,0 L

P0 (atm) 0,05 0,00 (un tratamiento equivalente, para las presiones parciales, a las [ ])

Pe (atm) 0,05"x 2x (también: 0,05"2x 4x; 0,05" x/2 x; 0,05" 3/2 x 3x; ...)

Pe (atm) 2,20 . 10"2 5,60 . 10"2 Kp = P2NO2 / PN2O4 ; 0143 = (2x) /0,05-x! 4x2+0,143x"7,15.10"3=0 ! x1 = 2,80 . 10"2 atm , x2 = "6,38 . 10"2 atm ; aceptamos la solución +;

PT = PN2O4 + PNO2 = 7,8 . 10"2 atm

P41.-Ejercicio 19-p. 182: equilibrio químico homogéneo en fase gas-relación Kc y Kp

Kc = Kp (RT)"n ; n = nPRODUCTOS " nREACTIVOS ; n = 2"1 =1 (equilibrio químico homogéneo en fase gas; no hay sólidos o líquidos); Kc = 1,80. (0,082 . 523)"1 = 4,20 . 10"2

PCl5 (g) ! PCl3 (g) + Cl2 (g) Kp = 1,80 atm (a 205 0C, 523 K) ; V = 2 L

n0 (mol) 0,1 0,0 0,0 Kc = 4,20 . 10"2 mol / l

ne (mol) 0,1"x x x Para calcular  tenemos que calcular x !

[ ]e (mol / l) (0,1"x)/2 x/2 x/2 Kc = [PCl3][Cl2] / [PCl5] !

(x / 2)2 x1 = 5,88 . 10"2 mol

4,20 . 10"2 = -------------- ; x2 + 8,4 . 10"2 x "8,4 . 10"3 = 0

(0,1"x) / 2 x2 = "1,43 . 10"2 mol [se descarta: (").(") = +; desaparece x y después de desaparecer tengo más que al principio];  = (desaparece/inicial).100 ;  = (5,88 . 10"2 / 0,19).100 =59%

P42.-Ejercicio 20-p. 182: equilibrio químico homogéneo en fase gas-relación Kc y Kp

2NH3 (g) ! N2 (g) + 3 H2 (g) ; datos:  = 30 % ; T = 423 K ; PT = 200 atm ;

n0 (mol) n0 0 0 (suposición: sólo tengo inicialmente n0 mol de NH3 )

ne (mol) n0"2x x 3x  = (2x / n0) . 100 ! 2x = 0,3 n0 ! x = 0,15 n0

ne (mol) n0" 0,3 n0 0,15 n0 3 . 0,15 n0 (se puede arrastrar  y al introducir el valor será 0,3)

ne (mol) n0" 0,3 n0 0,15 n0 0,45 n0

ne (mol) 0,7 n0 0,15 n0 0,45 n0 nT = 0,7 n0 + 0,15 n0 + 0,45 n0 = 1,3n0 ;

-calculamos las fraciones molares de reactivos y productos (X = n / nT) y después las presiones parciales (P = X . PT):

XNH3 = 0,7 n0 / 1,3 n0 ! XNH3 = 0,54 ! PNH3 = 0,54 . 200 = 108 atm // XN2 = 0,15 n0 / 1,3 n0 ! XNH3 = 0,12 ! PN2 = 0,12 . 200 = 24 atm // XH2 = 0,45 n0 / 1,3 n0 ! XH2 = 0,35 ! PH2 = 0,35 . 200 = 70 atm

Kp = PN2 . P3H2 / P2NH3 ; Kp = 24 . 703/1082 = 706 atm2 ! Kc = Kp (RT)"n ; Kc = 706 . (0,082 . 423)"2 = 0,6 (mol/L)2

2.3.-Equilibrio heterogéneo. Kc y Kp . Problemas.

-En un equilibrio químico heterogéneo las sustancias presentes no están en la misma fase (estado).

-Para expresar el equilibrio en función de las concentraciones hay que tener en cuenta que la concentración de los sólidos y los líquidos puros permanece constante a una determinada temperatura; [la concentración molar de una sustancia pura (sólido, líquido) es una magnitud intensiva y no depende de la cantidad de sustancia que tenemos en la reacción (depende de la densidad, [ ] = n / V = m/M / V = d / M, que es una magnitud intensiva)].

CaCO3 (s) ! CaO (s) + CO2 (g) K'c = [CaO][CO2] / [CaCO3] ; K'c . [CaCO3] / [CaO] = [CO2] ; al ser las [ ] constantes lo englobamos en una misma constante: Kc = [CO2]; de forma similar: Kp = PCO2

-Por lo tanto, en el cálculo de Kc no aparecen las concentraciones de las sustancias puras en estado sólido o líquido.

-Por lo tanto, en el cálculo de Kp no aparecen las presiones parciales de las sustancias puras en estado sólido o líquido.

P43.-Ejemplo 10-p. 184:

P4 (s) + 6 Cl2 (s) ! 4 PCl3 (l) Kc = 1 / [Cl2]6 ; Kp = 1 / P6Cl2

2 PbS (s) + 3 O2 (g) ! 2 PbO (s) + 2 SO2 (g) Kc = [SO2]2 / [O2]3 ; Kp = P2SO2 / P3O2

P44.-Ejemplo 11-p. 184:

CaCO3 (s) ! CaO (s) + CO2 (g) PT = 0,105 atm ; t = 350 0C ; T = 623 K

-calculamos Kp ya que conocemos la presión total y la presión parcial del CO2 (único gas): PT = PCO2 = 0,105 atm

Kp = PCO2 ; Kp = 0,105 ; Kc = Kp . (RT)"n ; n = 1"0 = 1 mol (gases); Kc = 0,105 . (0,082 . 623)"1 ; Kc = 2,06 . 10"3

P45.-Ejemplo 12-p. 184:

2 HgO (s) ! 2 Hg (g) + O2 (g) Kp = 0,186 ; t = 380 0C ; T = 653 K

Pe (atm) 2x x Kp = P2Hg . PO2 ; Kp = (2x)2 . x ; 0,186 = 4x3 ; x = 0,36

PHg = 2 . 0,36 = 0,72 atm ; PO2 = 0,36 atm ; PT = PHg + PO2 ; PT = 1,08 atm.

P46.-Ejercicio 21-p. 184: equilibrio químico heterogéneo en fase gas-Kc y Kp

Kc = [CO2] ; Kp = PCO2 ; la concentración y la presión de los sólidos, al no variar, está incluida en la constante.

Kc = 1 / [Cl2] ; Kp = 1 / PCl2 ;

Kc = 1 / [CO2] ; Kp = 1 / PCO2 ;

Kc = [O2] ; Kp = PO2

P47.-Ejercicio 22-p. 184: equilibrio químico heterogéneo en fase gas-[ ] molar

[ ] = n / V ; [ ] = m/M / V = m / VM ; [ ] = d / M ; d en g / L y M en g / mol;

dH2O = 0,92 g/cm3 = 0,92g / 1 . 10"3 L = 920 g / L ; MH2O = 18,0 g / mol; [H2O] = 920 g/L / 18,0 g/mol = 51,1 mol/L

dCu = 8,94 g/cm3 = 8,94 g /1 . 10"3 L = 8.940 g / L ; MH2O = 63,5 g / mol; [Cu] = 8940 g/L / 63,5 g/mol = 141 mol/L

dCH3OH = 0,793 g/cm3 = 0,793 g /1 . 10"3 L = 793 g / L ; MCH3OH = 32,0 g / mol; [CH3OH] = 793 g/L / 32,0 g/mol = 24,8 mol/L

P48.-Ejercicio 23-p. 184: equilibrio químico heterogéneo en fase gas-P-Kp-Kc.

2 NaHCO3 (s) ! Na2CO3 (s) + CO2 (g) + H2O (g) t = 1200C; T=393 K; PT = 1.720 mm Hg

P0 (atm) 0,0 0,0 PT = x + x = 2x ! 2x = 1.720 ; x = 860

Pe (atm) x x x = 860 mmHg / 760 mm Hg/1 atm ;

x = 1,13 atm

Kp = PCO2 . PH2O ; Kp = x2 ; Kp = (1,13 atm)2 ; Kp = 1,28 atm2 ; Kc = Kp . (RT)"n ; n = (1+1)-0 =2 mol ;

Kc=1,28 atm2.[0,082 (atm.L/mol.K).393 (K)]"2 ; Kc = 1,23 . 10"3 (mol/L)

P49.-Ejercicio 24-p.184: eq. q. heterogéneo en fase gas-K de la reacción global conociendo K de las reacciones intermedias.

C (s) + CO2 (g) ! 2 CO (g) Kp = 121,5 (la copiamos tal como está para tener C (s) como reactivo)

CO2 (g) + H2 (g) ! CO (g) + H2O (g) Kp = 1,59 (cambiamos reactivos por productos para tener H2O (g))

C (s) + CO2 (g) ! 2 CO (g) Kp = 121,5

CO (g) + H2O (g) ! CO2 (g) + H2 (g) K'p = 1 / 1,59

C (s) + H2O (g) ! CO (g) + H2 (g) K = Kp . K'p = 121,5 . 1/1,59 = 76,4 atm

P50.-Ejercicio 25-p.184: eq. q. heterogéneo en fase gas-P parciales en el equilibrio.

C (s) + CO2 (g) ! 2 CO (g) Kp = 1,52 ; t = 700 0C ; PT = 4,50 atm

P0 (atm) P0 0,00 PT = P0"x + 2x ; 4,5 = P0 + x ; P0 = 4,5 " x

Pe (atm) P0"x 2x Kp = P2CO / PCO2 ; 1,52 = (2x)2 / P0"x ;

Pe (atm) 3,53"0,973 2 . 0,973 1,52 = 4x2 / 4,5"2x; 4x2 + 3,04 x " 6,75 = 0 ;

Pe (atm) 2,55 1,95 x1=0,973 atm ; (x2="1,73 se descarta por ser "); P0=3,53 atm;

P51.-Ejercicio 26-p. 184: eq. q. heterogéneo en fase gas-P parciales y [ ] en el equilibrio.

2 ICl (s) ! I2 (s) + Cl2 (g) Kp = 0,24 ; t = 250 C ; T = 298 K ; V = 1 L

n0 (mol) 2,0 0,0 0,0 Kp = PCl2 ; PCl2 = 0,24 atm;

[ ]0 (mol / L) 2,0 0,0 0,0 Kc = [Cl2] = x ; Kc = Kp(RT)"n ; n = 1"0 = 1 mol ;

[ ]e (mol / L) 2,0"2x x x Kc = 0,24 (0,082 . 298 )"1; Kc=9,82 . 10"3! [Cl2]=9,82.10"3 mol/L

-también: PCl2 = [Cl2] . R .T ; [Cl2] = PCl2 / R . T ; [Cl2] = ]=9,82.10"3 mol/L

P52.-Ejercicio 54"p.- 195: P"Kp"Kc

2 SO2 (g) + O2 (g) ! 2 SO3 (g) V = 1,0 L ; t = 300 0C ; T = 573 K

ne (mol) 1,30 1,06 0,50

[ ]e (mol / L) 1,30 1,06 0,50 P = [ ] . R . T (P: presiones parciales)

P (atm) 61,1 49,8 23,5 P = [ ] . 0,083 . 573 = [ ] . 47,0

(tenemos tres opciones: calculo Kc y luego lo paso a Kp; calculo Kp y luego lo paso a Kc; calculo Kc y Kp); elijo la 1ª:

Kc = [SO3]2 / [SO2]2[O2] ; Kc = (0,50)2 / (1,30)2 (1,06) ; Kc = 0,14 L / mol ;

Kc = Kp . (R . T)"n ; n = nP " nR ; n = 2 "(2+1) ; n = "1 mol; 0,14 = Kp (0,082 . 573)"("1) ; Kp = 2,98 . 10"3 atm"1

P53.-Ejercicio 55 " p. - 195: Kp

2 NO2 (g) ! 2 NO (g) + O2 (g) T = 600 K

[ ]e (M) 0,0146 0,00382 0,00191 calculamos Kc y luego lo pasamos a Kp;

Kc = [NO]2[O2] / [NO2]2 ; Kc = (0,00382)2 (0,00191) / (0,0146)2 ; Kc = 1,31 . 10"4 mol / L ; Kc = Kp . (R . T)"n ;

Kp = Kc . (R . T)n ; n = nP " nR ; n = (2+1)"2 ; n = 1 mol; Kp = 1,31 . 10"4 . (0,082 . 600)1 ; Kp = 6,44 . 10"3 atm

P54.-Ejercicio 56"p. -195: Pe

COCl2 (g) ! CO (g) + Cl2 (g) Kp = 1,0 . 10"3 atm ; T = 573 K

P0 (atm) 1,0 0,0 0,0

Pe (atm) 1,0"x x x Kp = PCO . PCl2 / PCOCl2 ; 1,0 . 10"3 = x2 / 1,0"x ;

Pe (atm) 1,0"0,031 0,031 0,031 x2 + 1,0 . 10"3 x "1,0 . 10"3 = 0 ; x = 0,031 atm

Pe (atm) 0,969 0,031 0,031 PT = PCOCl2 + PCO + PCl2 ; PT = 0,969+0,031+0,031=1,031 atm

P55.-Ejercicio 57"p.-195: Pe

N2O4 (g) ! 2 NO2 (g) Kp = 0,140 atm ; T = 298 K ; PT = 2,0 atm

P0 (atm) P0 0,0

Pe (atm) P0"x 2x Kp = P2NO2 / PN2O4 ; 0,140 = (2x)2 / (P0"x) (2 incognitas);

la 2ª ec. la sacamos de la presión total: PT = PN2O4 + PNO2 ; 2,0 = (P0"x) + 2x ; 2,0 = P0+ x ;

2,0 = P0 + x ! P0 = 2,0 " x

0,140 = (2x)2 / (P0"x)! 0,140= (2x)2 / [(2,0 " x) "x] ; 0,140 = (2x)2 / (2,0"2x) ; 0,28"0,28 x=4 x2 ; 4 x2+0,28x "0,28=0

x1 = 0,232 atm , x2 = "2,42 atm (la descartamos) ; P0 = 2,0 " 0,232 ; P0 = 1,77 atm

Pe (atm) 1,77"0,232 2 . 0,232

Pe (atm) 1,54 0,46

P56.-Ejercicio 58"p.-195: Pe

CO2 (g) + H2 (g) ! CO (g) + H2O (g) Kp = 0,70 ; T = 1.300 K

n0 (mol) 10 10 0 0

n e (mol) 10"x 10"x x x PT = 10 atm

[ ]e (mol / L) (10"x) / V (10"x) / V x / V x / V

PCO2 = XCO2 . PT ; PH2 = XH2 . PT ; PCO = XCO . PT ; PH2O = XH2O . PT ; necesitamos conocer X; X = n / nT ; para conocer n tenemos que calcular x ; x se puede calcular si conocemos Kc; para calcular Kc partimos de Kp.

Kc = Kp . (RT)"n ; n = nP "nR ; n = (1+1)"(1+1) ; n = 0 mol; Kc = 0,70 . (0,082 . 1300)0 ; Kc = 0,70 ;

Kc=[CO][H2O]/[CO2][H2]; 0,70= (x/V)2 / [(10"x)/V]2; simplificamos v ; calculamos la raíz de ambos miembros y aceptamos la +: 0,84= x / 10"x ; x = 4,57 mol ; nT = (10"x) +(10"x) + x + x ; nT = 20 mol ;

n e (mol) 10"4,57 10"4,57 4,57 4,57

n e (mol) 5,43 5,43 4,57 4,57

X 5,43 / 20 5,43 / 20 4,57 / 20 4,57 / 20

X 0,27 0,27 0,23 0,23

Pe (atm) 0,27 . 10 0,27 . 10 0,23 . 10 0,23 . 10

Pe (atm) 2,7 2,7 2,3 2,3

P57.-Ejercicio 59"p.-195: Kp"PT" Pe

H2 (g) + I2 (g) ! 2 HI (g) Kc = 50 ; V = 7,5 L ; t = 448 0C ; T = 721 K

n0 (mol) 0,50 0,50 0

se eleva la temperatura para facilitar la reacción (no es una alteración del equilibrio ya que no teniamos producto)

Kc= Kp . (RT)"n ; Kp = Kc . (R . T)n n = nP "nR ; n = (2)"(1+1) ; n = 0 mol ; Kp = Kc . (R . T)0 ; Kp=Kc ; Kp= 50

presiones parciales: P . V = n . R .T ; P = [ ] . R .T ; calculamos [ ]e con Kc ; Kc = [HI]2 / [H2][I2] ;

[ ]0 (mol / L) 0,07 0,07 0

[ ]e (mol / L) 0,07"x 0,07 "x 2x 50 = (2x )2 / (0,07"x)2 ; calculamos la raíz de ambos

[ ]e (mol / L) 0,07"0,05 0,07 "0,05 2 . 0,05 miembros y aceptamos la +: x = 0,05 mol / L

[ ]e (mol / L) 0,02 0,02 0,10 P = [ ] . 0,082 . 721 ; P = [ ] . 59,1

Pe (atm) 0,02. 59,1 0,02 . 59,1 0,10 . 59,1

Pe (atm) 1,2 1,2 5,9 PT = PH2 + PI2 + PHI ; PT = 1,2 +1,2 +5,9 ; PT = 8,3 atm

P58.-Ejercicio 60"p.-195: 

N2O4 (g) ! 2 NO2 (g) Kp = 0,17 atm ; T = 300 K ; PT = 1 atm

P0 (atm) P0 0,0

Pe (atm) P0"x 2x Kp = P2NO2 / PN2O4 ; 0,140 = (2x)2 / (P0"x) (2 incognitas);

la 2ª ec. la sacamos de la presión total: PT = PN2O4 + PNO2 ; 1 = (P0"x) + 2x ; 1,0 = P0+ x ; 1 = P0 + x ! P0 = 1 " x

0,17 = (2x)2 / (P0"x)! 0,17= (2x)2 / [(1 " x) "x] ; 0,17 = (2x)2 / (1"2x) ; 0,17"0,34 x=4 x2 ; 4 x2+ 0,34x "0,17=0

x1=0,17 atm , x2="0,25 atm (la descartamos); P0=1" 0,17 ; P0 = 0,83 atm ;  = (x / P0) . 100 ;  = (0,17 / 0,83).100=20%

P59.-Ejercicio 61"p.-195: Kc"Kp

Kc = [CO][H2] / [H2O]; la [C] (s) permanece cte. y su valor está incluido en Kc;

Kp =PCO . PH2 / PH2O; P parciales es para gases;

b) Kc = [NH3 ]2 [H2Se] ; la [(NH4)2Se ] (s) permanece cte. y su valor está incluido en Kc; Kp =P2NH3 . PH2Se .

P60.-Ejercicio 62"p.-195: relación Kc y Kp

Kc = Kp (RT)"n ; Kp = 0,12 atm2 ; t = 25 0C ; T= 298 K ; R = 0,082 atm . L / mol . K ; n = nP - nR (sólo gases); n = (1+1)"0 ; n = 2 mol ; Kc = 0,12 . (0,082 . 298)"2 ; Kc = 2,0 . 10"4 (mol / L)2

3.-Alteración del equilibrio. Principio de Le Chatelier.

-En un equilibrio químico, a determinada temperatura, las concentraciones molares y las presiones parciales de los reactivos y de los productos no cambian, permanecen constantes indefinidamente, excepto si se produce algún cambio (en las concentraciones, presiones o temperatura) que rompe el equilibrio.

-Cuando se altera el equilibrio el sistema evoluciona para volver a alcanzar el equilibrio. El principio de Le chatelier predice cualitativamente el sentido de evolución: “El sistema (la reacción química) evoluciona en el sentido de compensar la perturbación (cambio) externa”. También se puede predecir con el cociente de reacción.

3.1.-Cambios en las concentraciones. P00.-Ejercicios.

[C]c"[D]d

-Supongamos un equilibrio homogéneo (estado gas): a A (g) + b B (g) ! c C (g) + d D (g), Kc = -------------- .

[A]a"[B]b

-Principio de Le Chatelier:

*quitamos un reactivo: el sistema lo forma (evoluciona hacia la izquierda): !

*añadimos un reactivo: el sistema lo elimina (evoluciona hacia la derecha): !

*quitamos un producto: el sistema lo forma (evoluciona hacia la derecha): !

*añadimos un producto: el sistema lo elimina (evoluciona hacia la izquierda): !

3.2.-Cambios de presión. P00.-Ejercicios.

-Principio de Le Chatelier:

*aumenta la presión total (disminuye el volumen): el sistema evoluciona en el sentido de menor volumen (< número de moles de los gases).

*disminuye la presión total (aumenta el volumen): el sistema evoluciona en el sentido de mayor volumen (> número de moles de los gases)

-Supongamos el caso de la formación del amoníaco: N2(g) + 3 H2(g) ! 2 NH3 (g) ;

*Principio de Le chatelier: aumenta la presión total (disminuye el volumen): el sistema evoluciona en el sentido de menor volumen (< número de moles de los gases): hacia la derecha. ; disminuye la presión total (aumenta el volumen): el sistema evoluciona en el sentido de mayor volumen (> número de moles de los gases): hacia la izquierda.

3.3.-Cambios de temperatura. P00.-Ejercicios.

-Principio de Le Chatelier: a) aumenta la temperatura: el sistema se desplaza hacia la reacción endotérmica, b) disminuye la temperatura: el sistema se desplaza hacia la reacción exotérmica.

3.4.-Adición de un gas noble. Añadir o quitar sólido o líquido. Catalizadores. P00.-Ejercicios.

-Los gases nobles (no reaccionan), los sólidos o líquidos (no aparecen en la ley del equilibrio) y los catalizadores (modifican la velocidad en ambos sentidos) no alteran el equilibrio.

P61.-Ejemplo 14-p. 189: N2O4 (g) ! 2 NO2 (g) H0 = +58,0 kJ

a) Añadimos NO2 (producto): Principio de Le Chatelier: el sistema evoluciona para eliminarlo: hacia la izquierda;

b) Principio de Le Chatelier: disminuye la presión (aumenta el volumen) el sistema lo compensa evolucionando hacia el lado que tiene mayor número de moles en estado gas: hacia la derecha.

c) Principio de Le Chatelier: al aumenta la temperatura el sistema lo compensa evolucionando hacia la reacción endotérmica: hacia la derecha.

d) El He es un gas noble que no reacciona pero aumenta la presión total (suma de las presiones parciales) y a la vez disminuye las fracciones molares (aumenta el número de moles totales). Un efecto anula el otro y no queda alterado el equilibrio. (P = X . PT ; X = n / nT ).

P62.-Ejercicio 31-p. 189: alteraciones del equilibrio.

-un aumento en la temperatura el sistema lo compensa modificando las [ ] en el sentido de la reacción endotérmica.

H2 (g) + I2 (g) ! 2 HI (g) H0 = "9,45 kJ (exotérmica); por lo tanto, desaparecerá HI: ! .

PCl5 (g) ! PCl3 (g) + Cl2 (g) H0 = +92,5 kJ (endotérmica); por lo tanto, desaparecerá PCl5 : !.

P63.-Ejercicio 32-p. 189: alteraciones del equilibrio.

-aumenta la P y disminuye el V: el sistema se desplaza, para compensar la perturbación, hacia la parte de menor volumen, es decir, menor número de moles en estado gas: a) productos; b) no influye el volumen; c) reactivos.

P64.-Ejercicio 33-p. 189: alteraciones del equilibrio.

a) al añadir un reactivo el sistema restablece el equilibrio haciendo que desaparezca: !

b) al añadir un reactivo el sistema restablece el equilibrio haciendo que desaparezca: !

c) al quitar un reactivo el sistema restablece el equilibrio haciendo que se forme: !

P65.-Ejercicio 34-p. 189: alteraciones del equilibrio.

a) Para compensar una disminución de la temperatura la reacción evoluciona hacia la reacción exotérmica: !.

b) Aumenta la P y disminuye el V: el sistema se desplaza, para compensar la perturbación, hacia la parte de menor volumen, es decir, menor número de moles en estado gas: reactivos.

c) al añadir un producto el sistema lo elimina: !

d) ) al quitar reactivo el sistema lo forma: !

P66.-Ejercicio 35-p. 189: alteraciones del equilibrio.

4 HCl (g) + O2 (g) ! 2 H2O (g) + 2 Cl2 (g) H0 = " 115 kJ (reacción exotérmica)

aumenta la temperatura: el sistema se desplaza en el sentido de la reacción endotérmica: !

aumenta la presión total disminuyendo el volumen: el sistema evoluciona en el sentido que disminuye el número de moles (gases): !

c) añadimos un reactivo: el sistema restablece el equilibrio eliminando reactivo: !

quitamos un producto: el sistema lo formará: !

no afecta al equilibrio ya que aumenta la velocidad en ambos sentidos.

al añadir un gas noble (He) aumenta la presión total y , proporcionalmente, disminuye la X de cada gas: por lo tanto, las presiones parciales de cada gas no cambian (P=X · PT).

P67.-Ejemplo A : equilibrio y alteración del equilibrio

N2O4 (g) ! 2 NO2 (g) Kc = 4,66 · 10"3 mol/L , t = 22 0C ; V = 0,60 L .

n0 (mol) 0,80 0

[ ]0 (mol/L) 1,33 0 Kc = [NO2]2 / [N2O4] ; 4,66 · 10"3 = (2x)2 / (1,33 " x) ;

[ ]e (mol/L) 1,33 " x 2x resuelvo la ecuación y acepto la solución positiva : x = 0,039 M

[ ]e (mol/L) 1,3 " 0,039 2 · 0,039

[ ]e (mol/L) 1,261 0,078

-La segunda parte es una alteración del equilibrio. El problema pide las nuevas concentraciones en el equilibrio, pero primero hago un razonamiento cualitativo (pp. de Le Chatelier) para conocer si fundamentamente se desplaza hacia la derecha o hacia la izquierda : al reducir el volumen el sistema se desplaza hacia el lado de menor volumen en estado gas (reactivo). Por lo tanto calculo los moles y la nueva concentración y luego planteo de nuevo el equilibrio:

[ ] (mol/L) 1,261 0,078

n0 (mol) 1,261 · 0,6 0,078 · 0,6

n0 (mol) 0,757 0,047 V = 0,3 L

[ ]0 (mol/L) 2,5 0,157

[ ]e (mol/L) 2,5 + x 0,157 " 2x (desaparece producto, fundamentalmente, para formar reactivo)

4,66 · 10"3 = (0,157 " 2x)2 / (2,5 + x) ; x = 0,024 M (acepto la +)

[ ]e (mol/L) 2,5 + 0,024 0,157 " 2 · 0,024

[ ]e (mol/L) 2,524 0,109

P68.-Ejemplo B : equilibrio y alteración del equilibrio

-Con lo datos iniciales calculo Kc que utilizo en la segunda parte.

SO2 (g) + NO2 (g) ! SO3 (g) + NO (g) V = 0,75 L

ne (mol) 0,15 0,30 0,60 0,45

[ ]e (mol/L) 0,2 0,4 0,8 0,6

Kc = [SO3] · [NO] / [SO2] · [NO2] ; Kc = 0,8 · 0,6 / 0,2 · 0,4 ; Kc = 6

-Realizo un razonamiento cualitativo para saber hacia donde se desplaza el equilibrio al añadir un producto (0,3 mol SO3) (pp. de Le Chatelier): como es un producto el sistema lo elimina y forma reactivo; por lo tanto hacia la izquierda.

n0 (mol) 0,15 0,30 0,60 + 0,30 0,45

[ ]0 (mol/L) 0,2 0,4 1,2 0,6

[ ]e (mol/L) 0,2 + x 0,4 + x 1,2 " x 0,6" x (nuevo equilibrio)

[ ]e (mol/L) 0,2 + 0,043 0,4 + 0,043 1,2 " 0,043 0,6 " 0,043

[ ]e (mol/L) 0,243 0,443 1,157 0,557

6 = (1,2 " x) · (0,6 " x) / (0,2 + x) · (0,4 + x) ; 5 x2 + 5,4 x " 0,24 = 0 ; x1= " 1,12 molL que descarto; x2 = 0,043 mol/L

P69.-Ejercicio 36 - p. 193 : alteraciones del equilibrio.

A (g) ! B (g) + C (g) t = 250 0C

a) [ ]e (mol / L) 0,30 0,20 0,20 Kc = [B][C] / [A]; Kc = (0,20)2 / 0,30 = 0,133 mol / L

b) Razonamiento cualitativo (pp. de Le Chatelier): si aumenta el volumen el sitema compensa la perturbación desplazándose hacia el lado de mayor nº de moles en estado gas, productos, hasta restablecer el equilibrio.

n0 (mol) 0,30.V 0,20.V 0,20.V

[ ]0 (mol/L) 0,30.V / 2V 0,20.V / 2V 0,20.V / 2V Kc = [B][C] / [A]; 0,133 = (0,10+x)2 / 0,15"x

[ ]0 (mol/L) 0,15 0,10 0,10 x2 + 0,33x "0,0095=0 ; x1 = 0,0266 mol / L

[ ]e (mol/L) 0,15"x 0,10+x 0,10+x (x2 = "0,357 mol / L se descarta)

[ ]e (mol/L) 0,15"0,0266 0,10+0,0266 0,10+0,0266

[ ]e (mol/L) 0,123 0,127 0,127

P70.-Ejercicio 37 -p. 193 : alteraciones del equilibrio.

CO2 (g) + H2 (g) ! CO (g) + H2O (g) V = 10 L ; t = 1.250 0C ;

n0 (mol) 0,61 0,39 0,00 0,00

ne (mol) 0,61"x 0,39"x x x

ne (mol) 0,35 0,39"x x x 0,61-x=0,35; x = 0,26 mol

ne (mol) 0,35 0,39"0,26 0,26 0,26

ne (mol) 0,35 0,13 0,26 0,26 Kc = [CO][H2O] / [CO2][H2];

[ ]e (mol / L) 0,035 0,013 0,026 0,026 Kc = (0,026)2/ (0,035)(0,013) ; Kc = 1,49 ;

-añadimos un reactivo: el sistema evoluciona en el sentido de eliminarlo: !

n0 (mol) 0,35 0,13+0,22 0,26 0,26 1,49 = (0,026+x)2 / (0,035"x)2 ; x1 =.... ; x2 = .... ;

n0 (mol) 0,35 0,35 0,26 0,26 también: calculamos la raiz cuadrada de ambos

[ ]0 (mol / L) 0,035 0,035 0,026 0,026 miembros y aceptamos la + (la " es la que hemos

[ ]e (mol / L) 0,035"x 0,035"x 0,026+x 0,026+x descartado en otros casos): x = 7,52 . 10"3 mol /L

[ ]e (mol / L) 0,028 0,028 0,034 0,034

P71.-Ejercicio 38-p. 193 : alteraciones del equilibrio.

PCl5 (g) ! PCl3 (g) + Cl2 (g) V = 10 L

a) [ ]e (mol / L) 0,80 0,20 0,20 Kc = [PCl3][Cl] / [PCl5] ; Kc = (0,20)2 / 0,80 ; Kc =0,05

b) -añadimos 2 moles de reactivo: el sistema lo elimina: !

PCl5 (g) ! PCl3 (g) + Cl2 (g) Kc = 0,05 (no ha cambiado al no cambiar la tª)

n0 (mol) 0,80 . 10+2 0,20 . 10 0,20 . 10 Kc = [PCl3][Cl2] / [PCl5] ;

n0 (mol) 10 2 2 0,05 = (0,2+x)2 / (1"x) ;

[ ]0 (mol / L) 1 0,2 0,2 x2 + 0,45x " 0,01 = 0 ; x1 = 0,02 mol / L ;

[ ]e (mol / L) 1"x 0,2+x 0,2+x (descartamos x2 = "0,47 mol / L)

[ ]e (mol / L) 1"0,02 0,2+0,02 0,2+0,02

[ ]e (mol / L) 0,98 0,22 0,22

c) si disminuye el volumen el sistema se desplaza hacia el lado de menor volumen, menor número de moles gas: !

PCl5 (g) ! PCl3 (g) + Cl2 (g) Kc = 0,05 (no ha cambiado al no cambiar la tª)

n0 (mol) 0,80 . 10+2 0,20 . 10 0,20 . 10 Kc = [PCl3][Cl] / [PCl5] ; V = 5 L

n0 (mol) 8 2 2 0,05 = (0,4"x)2 / (1,6+x) ;

[ ]0 (mol / L) 1,6 0,4 0,4 x2 " 0,85x + 0,08 = 0 ; x1 = 0,11 mol / L ;

[ ]e (mol / L) 1,6+x 0,4"x 0,4"x (descartamos x2 = +0,74 mol / L)

[ ]e (mol / L) 1,6+0,11 0,4"0,11 0,4"0,11

[ ]e (mol / L) 1,71 0,29 0,29

P72.-Ejercicio 45"p. - 194: alteración del equilibrio

-no dan la ecuación; supongamos reactivos y productos en el orden del enunciado y miramos si la ecuación que sale tiene sentido; ajustamos la ecuación; la 1ª parte permite calcular Kc; la 2ª es una alteración del equilibrio.

2ª-parte SO3 (g) + NO (g) ! NO2 (g) + SO2 (g) V = 0,76 L

n0 (mol) 0,60 0,40 0,10 0,80 añadimos más de un reactivo (NO) (“a” moles):

n0 (mol) 0,60 0,40+a 0,10 0,80 el sistema lo elimina: !

ne (mol) 0,60"x (0,40+a)"x 0,10+x 0,80+x según el enunciado: 0,10+x = 0,30! x=0,20 mol

ne (mol) 0,60"0,20 (0,40+a)"0,2 0,30 0,80+0,20

ne (mol) 0,40 0,20+a 0,30 1,00 para calcular “a” podemos aplicar la ley del eq.q.

[ ]e (mol / L) 0,40/0,76 (0,20+a)/0,76 0,30/0,76 1,00/0,76 (no conocemos Kc; lo calculamos con la 1ª parte)

[ ]e (mol / L) 0,53 (0,20+a)/0,76 0,40 1,32 (también podemos simplificar en la ec. del eq.q.)

Kc = [NO2][SO2] / [SO3][NO] ; 0,33 = 0,40 . 1,32 / 0,53 . (0,20+a)/0,76 ; a = 2,09 mol

1ª-parte SO3 (g) + NO (g) ! NO2 (g) + SO2 (g) V = 0,76 L

ne (mol) 0,60 0,40 0,10 0,80

[ ]e (mol / L) 0,79 0,53 0,13 1,05 (también podemos simplificar en la ec. del eq.q.)

Kc = [NO2][SO2] / [SO3][NO] ; Kc = 0,13 . 1,05 / 0,79 . 0,53 ; Kc = 0,33

P73.-Ejercicio 63"p.-195: alteración del equilibrio

a) es una reacción exotérmica, al aumentar la temperatura, el equilibrio se desplaza en el sentido de la reacción endotérmica: el equilibrio se desplaza hacia la izquierda (!).

b) es una reacción endotérmica, al aumentar la temperatura, el equilibrio se desplaza en el sentido de la reacción endotérmica: el equilibrio se desplaza hacia la derecha (!).

P74.-Ejercicio 64"p.-195: alteración del equilibrio

-Aumenta la P y disminuye el V: el sistema se desplaza, para compensar la perturbación, hacia la parte de menor volumen, es decir, menor número de moles en estado gas: a) producto; b) reactivo.

P75.-Ejercicio 65"p.-195: alteración del equilibrio

a) al añadir un reactivo el sistema restablece el equilibrio haciendo que desaparezca: !

b) al quitar un reactivo el sistema restablece el equilibrio haciendo que se forme: !

c) al quitar un reactivo el sistema restablece el equilibrio haciendo que se forme: !

P76.-Ejercicio 66"p.-195: alteración del equilibrio

aumenta la temperatura y el sistema se desplaza en el sentido de la reacción endotérmica: !

retiramos un producto y el sistema evoluciona en el sentido de formarlo: !

Aumenta la P y disminuye el V: el sistema se desplaza, para compensar la perturbación, hacia la parte de menor volumen, es decir, menor número de moles en estado gas: reactivo.

al añadir un gas inerte no cambian las presiones parciales y el sistema no se desplaza en ningún sentido.

P77.-Ejercicio 67"p.-195: alteración del equilibrio

a) al añadir un reactivo el sistema restablece el equilibrio haciendo que desaparezca: !

b) al quitar un producto el sistema restablece el equilibrio haciendo que se forme: !

c) disminuye la temperatura y el sistema se desplaza en el sentido de la reacción exotérmica: !

d) Disminuye la P y aumenta el V: el sistema se desplaza, para compensar la perturbación, hacia la parte de mayor volumen, es decir, mayor número de moles en estado gas: reactivo.

e) un catalizador modifica simultáneamente la velocidad directa y la inversa; el eq. q.no se desplaza en ningún sentido.