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1 Ing. Roberto Velásquez Rondón

UNIVERSIDAD PRIVADA AUTÓNOMA DEL SUR CARRERA PROFESIONAL: FARMACIA Y BIOQUÍMICA FISICO QUÍMICA II

EQUILIBRIO QUÍMICO La mayoría de las reacciones químicas no terminan; esto es que al mezclar los reactivos en cantidades estequiométricas, no se convierten totalmente en productos. Las reacciones que no terminan y que pueden desplazarse hacia cualquier dirección se llaman reacciones reversibles. Su representación: a A(g) + b B(g) c C(g) + d D(g) Indica que la reacción es reversible, es decir, que puede producirse tanto a la derecha como a la izquierda de manera simultánea: cuando A y B reaccionan para formar C y D a la misma velocidad a la que C y D reaccionan para formar A y B, el sistema se encuentra en equilibrio. El equilibrio químico existe cuando dos reacciones opuestas se efectúan simultaneamente a la misma velocidad. La Constante de Equilibrio.- Supongamos que se ha dado la siguiente reacción reversible: 2A + B A2B 2 B La velocidad de la reacción hacia la derecha es: velocidad d = Kd A

   

Ten presente que: cuando se tiene un coeficiente (un número que va delante de un elemento o compuesto químico) en equilibrio se coloca como exponente. También que   significa concentración. Velocidad de la reacción hacia la izquierda es: velocidad i = Ki A2B Se tiene que Kd y Ki: constantes de velocidad para las reacciones hacia la derecha y hacia la izquierda respectivamente. Por definición ambas velocidades son iguales en el equilibrio: Velocidadd = Velocidadi Por lo que puede describirse: KdA2 B = KiA2B (en el equilibrio) Al dividir ambos lados de la ecuación por Kr A2 Bse obtiene:

Kd A2B = Ki A2 B

A cualquier temperatura: Kd y Ki son constantes lo cual será:

Kd = Kc llamada constante de equilibrio o simplemente K. Ki Kc =

A2B A2 B

Ten en cuenta que. la relación entre dos constantes es otra constante.

en el equilibrio

En general, la constante de equilibrio tiene la siguiente forma: aA + bB cC + dD CC reactivos productos Kc =

   Dd Aa  Bb

Ejemplos:

Productos Reactivos

 NO  N  O  2

1) N2(g) + O2(g)

2NO(g)

Kc =

2

2

La velocidad de una reacción química depende de varios factores, tales como la naturaleza de las sustancias reaccionantes, la temperatura, la presencia de catalizadores y la concentración o presión (en caso de gases).

2 Ing. Roberto Velásquez Rondón 2) CH4(g) + Cl2(g)

3) NH3(g)

CH3Cl(g) + HCl(g)

Kc =

1 3 N2(g) + H2(g) 2 2

4) SiF4(g) + 2H2O(g)

Kc =

SiO2(s) + 4 HF(g)

Kc =

CH3Cl  HCl CH4 Cl2  N21/2  H23/2  NH3 HF4 SiF4 H2O2

Un sólido (como el SiO2) no se incluye porque la cantidad de sólido presente en exceso, no tiene efecto alguno sobre el punto de equilibrio. También se le considera como sólido = 1 lo que lo excluye para los cálculos. Cuando se tienen en una reacción más de una fase (por ejemplo sólido y gaseoso) se considera equilibrio heterogéneo. 5) LaCl3(s) + H2O( g)

La ClO(s) + 2HCl(g)

Kc =

 HCl2  H2O

Constante de Equilibrio (Kp): La constante Kc se emplea para reacciones entre substancias gaseosas; en cambio Kp es establecida en función de las presiones parciales de los gases reaccionantes y cuyo valor es: a A(g) + b B(g) reactantes

Kp =

c C(g) + d D(g) productos

 PC c  PD d  PA  a  PB b

productos reactantes

Ejemplo: A 450ºC, las presiones parciales del H2; I2; y HI en equilibrio son respectivamente: 0,11 atm; 0,11 atm y 0,78 atm. Hallar la constante Kp del proceso si la reacción es: H2 + I2

0,78 2 Kp = 0,11 0,11

2HI

=

Kp =

 HI 2  H 2  I 2 

0,6084 Kp = 50,28 0,0121

Rpta.

La constante es un número adimensional, es decir, que no tiene unidades. Constante de la Fracción Molar (Kx) Se emplea cuando la reacción ocurre entre substancias líquidas o en solución. La constante de equilibrio que se deduce teóricamente es Kx expresados en función de las fracciones molares de cada uno de los cuerpos reaccionantes, esto es:

Kx =

fmCC fmDd fmAa fmBb

Si la disolución (solución) es muy diluída la fracción molar de cada cuerpo disuelto es prácticamente proporcional a la concentración molar (que es en lo que se mide a los reaccionantes y productos), por lo que entonces (y solo en estos casos) puede utilizarse la expresión Kc establecida en función de las concentraciones molares de los cuerpos que intervienen en la reacción.

Relación entre Kp y Kc Si se redondea la ecuación de los gases ideales, la concentración molar de un gas será:

3 Ing. Roberto Velásquez Rondón

P P  n ó concentración =   =  v RT RT Recuerda que … las concentraciones  , se miden en mol/litro ó M y que es: nº de moles n M= . En la anterior fórmula se ha despejado en PV = nRT vol. en litro v n P P  n  n nRT = PV = ó   = lo que daría: P =   RT  v RT  v  RT v

 n  v

Si hacemos:   = C (Siendo C el número de moles en la unidad de volumen) Finalmente tenemos:

Reemplazando (1) en: Kp =

(2)

Kp =

CRT  DRT ART  BRT

como Kc =

c

d

a

b

Cc Dd Aa Bb

(1)

P = CRT

 PC c  PD d  PA  a  PB b Siendo (C) (D) (A) (B): el número de moles en la unidad de volúmen.

la reemplazamos en (2) quedando RT

Kp = Kc  RT  c  d    a  b Recuerda que en una multiplicación de números con exponentes, éstos se suman y en una división estos se restan.

Haciendo n = (c + d) - (a + b) : significa cambio n = número de moles  n: cambio del número de moles

Kp = Kc(RT)n

Si n = O

Kp = Kc

Equilibrios Heterogéneos.- En este equilibrio participan especies en más de una fase, por ejemplo: 2HgO(s) 2Hg(l ) + O2(g) Se observa que hay: un sólido, un líquido y un gas. Ten presente que... ni los sólidos si los líquidos puros son afectados de manera significativa por lo que se considera la   como 1. Para la reacción se tiene: Kc = O2 y Kp = PO2 Ejemplo Escriba las constantes Kc y Kp para las siguientes reacciones reversibles: a) 2SO2(g) + O2(g)

SO3 SO22 O2

2SO3(g)

2

Kc =

b) 2NH3(g) + H2SO4(l )

Kp =

 PSO  2  PSO  2  PO  3

2

2

(NH4)2 SO4(S)

1 2 Kc = =  NH3 2 NH 3  

Kp =

1

 PNH3 2

=  PNH3

2

4 Ing. Roberto Velásquez Rondón

c) S(s) + H2SO3(ac) Kc =

H2S2O3(ac)

 H2S2O3  H2SO3

Kp es indefinida porque son acuosos (en solución) y Kp es solo para gases .

Debes saber que si la sustancia aparece con (l) entonces se trata de una sustancia pura y la   es 1 (y no se le toma en cuenta en el equilibrio); pero si aparece con (ac) ó (aq) significa que es acuoso y que está presente en solución, se le tomará en cuenta en el equilibrio. Factores que afectan el equilibrio Una vez que el sistema de reacción alcanza el equilibrio, permanece en dicho equilibrio hasta que es perturbado por algún cambio de condiciones. Pueden ser cuatro tipos de cambios: 1. Cambios de concentración. 2. Cambios de presión (cambios de volúmen para reacciones en fase gaseosa). 3. Cambios de temperatura. 4. Introducción de catalizadores. Este principio se conoce como principio de Le Chatelier: “Cuando se efectúa un cambio de condiciones en un sistema en equilibrio, dicho sistema responde de manera que tiende a reducir los cambios y alcanzar un nuevo estado de equilibrio”. No olvides que ... el valor de una constante de equilibrio cambia únicamente con la temperatura y que para reacciones en las que participan gases a temperatura constante, los cambios de volumen producen cambios de presión y viceversa. Ten presente que ... si se aumenta la temperatura a presión constante favorece la reacción hacia la derecha y si se disminuye la temperatura se favorece la reacción hasta la izquierda. También que si agregamos un catalizador a un sistema, cambia la velocidad de reacción es decir que lo único que cambia es el tiempo necesario para alcanzar el equilibrio.

FACTORES QUE AFECTAN AL EQUILIBRIO 1) Cambios de concentración: si se tiene el siguiente sistema: A + B

C + D

Kc =

C  D  A   B

Si se añade más cantidad de cualquier reactivo o producto al sistema, la tensión se aliviará desplazando el equilibrio en la dirección en que se consuma parte de la sustancia adicional. Si se añade más A ó B se produce la reacción hacia la derecha en mayor grado que la reacción inversa, hasta establecer el equilibrio. Si se añade más C ó D se producirá la reacción inversa en mayor grado hasta establecer el equilibrio. Cuando se remueve un reactivo o producto de un sistema en equilibrio, la reacción que produce esa sustancia se efectúa en mayor grado que la reacción inversa. Por ejemplo: al eliminar parte de C se favorece la reacción hacia la derecha hasta restablecer el equilibrio. Si se elimina A, se favorece la reacción inversa.

Cambio de concentración Aumenta la concentración de A ó B

Dirección del desplazamiento de A + B C + D derecha

5 Ing. Roberto Velásquez Rondón Aumenta la concentración de C ó D Disminución de concentración de A ó B Disminución de concentración de C ó D

izquierda izquierda derecha

2) Cambios de volumen y presión.- Los cambios de presión afectan muy poco a las concentraciones de sólidos o líquidos, por que son ligeramente comprensibles. Se tiene la siguiente reacción: A(g)

2D(g)

Cambio de Presión

Kc =

D2 A 

Dirección del desplazamiento de

(Cambio de Volumen)

A(g)

2D(g)

Aumento de presión

Hacia un número menor de moles de gas

(Disminución de volumen).

(Hacia la izquierda para esta reacción).

Disminución de presión

Hacia mayor número de gas

(Aumento de volumen).

(Hacia la derecha para esta reacción).

Ten presente que cuando no hay cambio en el número de moles de gases en una reacción, el cambio de presión (volumen) no afecta la presión de equilibrio. También que estos cambios de la dirección del desplazamiento solo se originan cuando los cambios de presión son provocados por cambios de volumen pero no ocurren cuando la presión total del sistema gaseoso se eleva produciendo simplemente otro gas que no reaccione. En este caso, la presión parcial de cada gas que reaccione permanece constante, de manera que el sistema preserva el equilibrio. 3) Cambio de temperatura.Debes saber que una reacción química puede ser exotérmica (produce calor de la reacción hacia afuera: libera calor) fuera y endotérmica (Produce calor de afuera hacia la reacción: absorbe calor) Por lo tanto si es reacción reversible, dentro un sentido será exotérmico y el otro será endotérmico Sea el siguiente sistema en equilibrio: Caso 1: Si se aumenta la temperatura: A(g) + B(g) C(g) + D(g) + x Kcal/mol El sentido de la reacción será:

(Reacción exotérmica)

(absorbe calor)

Caso 2: Si se disminuye la temperatura al equilibrio, el sentido de la reacción será: (libera calor) 4) Introducción de un catalizador.- Al añadir un catalizador a un sistema cambia la velocidad de la reacción pero esto no puede hacer que el equilibrio se desplace en favor de los productos o de los reactivos. No te olvides que la única función de los catalizadores es acelerar la velocidad de reacción para llegar al equilibrio. PROBLEMAS DESARROLLADOS

6 Ing. Roberto Velásquez Rondón 1) Se coloca un poco de Nitrógeno e Hidrógeno en un recipiente vacío de 5 litros a 500ºC. Al alcanzarse el equilibrio, se observa la presencia de 3 moles de N 2, 2 moles de H2 y 0,6 moles de NH3. Hallar el valor de Kc para la siguiente reacción: N2(g) + 3H2(g)

2NH3(g)

Datos Solución V = 5 litros Ten presente que ... en el cálculo de Kc intervienen concentraciones   molares (mol/litro) por tal razón lo N2 = 3 moles primero, que vamos a hacer es calcular la   de cada sustancia M = nº de moles /litros. H2 = 2 moles NH3 = 0,6 moles Kc = ?

3 mol = 0,6 M 5 litros 2 mol  H2 = 5 litros = 0,4 M 0,6 mol NH3 = 5 litros = 0,12 M

 N2  =

Kc =

NH32 N2 H23

=

0,12 2 0,6 0,4 3

= 0,37

Kc = 0,37

2) En una mezcla en equilibrio a 500ºC, se encuentra que PNH3 = 0,15 atm; PN2 = 1,4 atm y PH2 = 6,0 atm. Calcular Kp a 500ºC para la siguiente reacción: N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) Kp =

 PNH   PN   PH  3 3

2

2

=

0,15 2 1,4 6,0 3

Kp = 7,4 x 10-5

= 0,000074

3) Se ha hallado por medio del análisis, que una vasija de reacción dio la siguiente reacción en equilibrio: CO(g) + Cl2(g)

COCl2(g)

Contiene 0,30 moles de CO; 0,20 moles de Cl 2 y 0,80 moles de COCl2 en un litro de la mezcla. Calcular la constante de equilibrio. Datos V = 1 litro CO = 0,3 moles

Solución CO(g) + Cl2(g)

CO = 0,3 Mol/lit.

Kc =

Cl2 = 0,2 Mol/lit. COCl2 = Mol/lit. Kc = ?

COCl2 CO Cl2

COCl2(g) =

0,8 0,3 0,2

= 13,3

litros mol

Kc = 13,3 litros/mol

4) Se ha encontrado que, en un vaso de reacción de 1 litro de capacidad en el cual se ha alcanzado el estado de equilibrio para la reacción siguiente: 2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g) Había 0,6 moles de SO3; 0,2 moles de SO2 y 0,3 moles de O2, calcular la constante de equilibrio. Datos V = 1 litro

Solución 2SO2(g) + O2(g)

2SO 3(g)

7 Ing. Roberto Velásquez Rondón

SO3 = 0,6 moles

Kc =

0,6 mol / litro 2 SO  = SO  O  0,2 mol / litro 2 0,3 mol / litro 3

2

2

2

2

SO3 = 0,6 moles/litro Kc = 30 litros/mol. SO2 = 0,2 moles/litro Kc = 3 x 101 litros/mol O2 = 0,3 moles/litro Kc = ? 5) Se ha hallado que una mezcla en equilibrio: 2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g) Contenida en un recipiente de 2 litros, a una temperatura determinada contiene 96g de SO 3; 25,6g de SO2 y 19,2g de O2. Calcular la constante de equilibrio. Datos Solución V = 2 litros Recuerda que para hallar Kc las s deben ser mol/litros. Por lo tanto lo primero que debemos hacer es SO3 = 96g W convertir por medio de nº de moles = y luego dividir entre los litros SO3 = 25,6g M O2 = 19,2g Kc = ?

M SO3 = 32 + 48 = 80  nº de moles =

96 = 1,2 80

1,2 moles mol = 0,6 2 litros litro 25,6 = 0,4 MSO2 = 32 + 32 = 64  nº de moles = 64 0,4 moles mol SO 2  = 2 litros = 0,2 litro 19 ,2 = 0,6 M O2 = 16 x 2 = 32  nº de moles = 32 0,6 moles mol O 2  = 2 litros = 0,3 litro

SO 3  =

Reacción: 2SO2(g) + O2(g) Kc =

2SO3(g)

SO 3 2 = 0,6 2 SO 2 2 O 2  0,2 2 0,3

= 30 litros/mol

Kc = 3 x 101 lit/mol

6) A 450ºC las presiones parciales de H2; I2 y HI en equilibrio, son respectivamente: 0,1 atm; 0,1 atm y 0,8 atm. Hallar la constante Kp del proceso: H2(g) + I2(g) Datos H2 = 0,1 atm. I2 = 0,1 atm.

H2(g) + I2(g)

HI = 0,8 atm.

Kp =

Kp = ?

2HI(g) Solución

 HI 2  H2I 2 

Kp = 64

2HI(g) =

0,8 2 0,1 0,1

= 64,0

8 Ing. Roberto Velásquez Rondón 7) Para determinar la constante de equilibrio del Yoduro deHidrógeno gaseoso a 425ºC se mezclan yodo gaseoso e hidrógeno, obteniéndose las condiciones iniciales (antes de la reacción) y finales en equilibrio (después de la reacción) que se indican en la siguiente tabla: Mezcla Inicial Concentraciones en milimoles/litro

Mezcla Final en Equilibrio Concentraciones en milimoles/litro

 I2 

H2

HI

 I2 

H2

HI

7,5098

11,3367

0

0,7378

4,5847

13,544

¿Cuál es el valor de Kc? Solución La reacción es: I2 + H2 Kc =

HI2

I 2   H 2 

=

Recuerda que la constante de equilibrio (Kc) es obtenida cuando la reacción se encuentra en equilibrio, para el problema es la mezcla final (no se toma en cuenta la mezcla inicial).

2HI

13,544 2

0,7378 4,5847

= 54,3

Kc = 54,3

8) Se introducen en un recipiente de 6 litros a 1260ºK un mol-g de agua y un mol-g de CO. El 45% del agua reacciona con el monóxido. Halle la constante de equilibrio (Kc). Datos Solución V = 6 litros La reacción de equilibrio es: H2O = 1 mol-g H2O + CO CO2 + H2 (Solo reacciona el 45%) CO = 1 mol Kc = ? Ten presente que cuando en el problema no dice que está en equilibrio si no más bien que se introducen moles o también que inicialmente se tienen tales moles, hay que trabajar con moles iniciales, moles disociadas y formadas y moles en equilibrio, todo en una tabla que se estila hacer. H2O + CO

CO2 + H2

Para este tipo de problemas, se estila hacer una tabla donde se tengan los reaccionantes y los productos con sus respectivas cantidades. Se toma como base 1 mol y 45% es 0,45 y luego hay que convertir los moles y litros en mol/litro. Moles Iniciales

H2O 1

CO 1

CO2 -

H2 -

Disociadas

0,45

0,45

-

-

Formadas

-

-

0,45

0,45

En Equilibrio

(1-0,45)

(1-0,45)

0,45

0,45

De la reacción: H2O + CO se tiene:

Kc 

CO2 + H2

CO  H  H O CO 2

2

(A)

2

a) Cálculo de las  s CO2 y H2 =

0,45 moles = 0,075 mol/lit. 6 litros

9 Ing. Roberto Velásquez Rondón

H2O y CO =

1 - 0,45 0,55 mol = = 0,092 mol/lit. 6 litros 6 litros

b) Reemplazando en (A) Kc =

0,075 0,075 = 0,67 0,092 0,092

Rpta. = 0,67

9) Al reaccionar a 100ºC, 1 mol-g de ácido Acético (CH3COOH) con un mol-g de alcohol etílico (C2H5OH), se forman 2/3 mol-g de acetato de etilo (CH3-COO-C2H5) y 2/3 mol-g de agua (H2O), según la siguiente ecuación: CH3 - COOH(l ) + C2H5OH(l )

CH3 - COO - C2H5(l ) + H2O(l )

Calcular la constante de equilibrio (Kc) a 100ºC. CH3 - COOH(l ) + C2H5OH(l )

CH3COOC2H5(l ) + H2O(l )

Ya que no nos especifican el volumen se asume que es 1 litro, luego se realiza el mismo procedimiento del ejercicio anterior. Datos (CH3COOH) = 1 mol-g ó mol (C2H5OH) = 1 mol-g ó mol (CH3-COO-C2H5) = 23 mol-g ó mol (H2O) =

2 3

mol-g ó mol

Kc = ? Solución Moles Iniciales

CH3 - COOH 1

C2H5OH 1

CH3COOC2H5 0

H2O 0

En reacción

2/3

2/3

2/3

2/3

En equilibrio

(1-2/3) = 1/3

(1-2/3) = 1/3

2/3

2/3

CH3COOC2H5  H2O =

2 / 3 moles 2 = mol/lit. 1 litro 3

CH3 - COOH = C2H5OH =

Kc =

1 / 3 mol 1 = mol/lit. 1 litro 3

CH3COOC2H5  H2O CH3 - COOH C2H5OH

=

 23   23   13   13 

Kc = 4,0

11) La constante de equilibrio para la reacción: CO(g) + H2O(g) CO2(g) + H2(g) es 9. Si en un recipiente cerrado se introduce 1 mol de CO, 1 mol de vapor de agua y se deja establecer el equilibrio. ¿Cuántas moles de CO se tendrán? Datos Kc = 9 CO = 1 mol CO(g) + H2O(g) CO2(g) + H2(g) H2O = 1 mol

10 Ing. Roberto Velásquez Rondón CO = ? (moles) Moles

CO

H2O

CO2

H2

Inicial

1

1

-

-

En reacción

-x

-x

+x

+x

En equilibrio

(1 - x )

(1 - x )

x

x

Ten en cuenta que las moles iniciales eran 1 pero luego entran en reacción, de esas iniciales se pierden una cantidad x que irán al CO2 y H2 para poder establecer el equilibrio. Asumimos que el volumen es 1 litro. Kc =

CO2  H2 CO  H2O 9=

1



9=

x2

- x 1 - x

 x1   x1   1 1- x   1 1- x 



9=

 x 2  9=    1 - x

 x  x 1 - x 1 - x

que vendría a ser: 9 =

1

 x 2

- x 2

Recuerda que (1 - x)2 es binomio cuadrado; que se resuelve como: es el cuadro del 1º menos el doble producto del 1 ro por el 2º más el cuadrado del 2º: 12 - 2(1) (x) + (x)2 = 1 - 2x + x2 Quedando como: 9 =

x2 1 - 2x + x 2



9(1 - 2x + x2) = x2

9 - 18x + 9x2 = x2  igualando a cero: 9 - 18x + 9x2 - x2 = 0 La ecuación es: 8x2 - 18x + 9 = 0 (ecuación cuadrática)

-b  Reemplazando: 8x2 - 18x + 9 Recuerda que para resolver  una ecuación   cuadrática y encontrar el valor de x se tiene que emplear: a b c x=

- - 18 

- 18 2 28

- 48 9

x=

18 

324 - 288 16

x=

b

2

- 4a  c

2a 

18  6 16

En este tipo de ecuaciones se presentan siempre dos resultados, se tiene que 18  6  x  16  1,5 eliminar uno, aquel que no tiene sentido lógico. Para nuestro caso razonamos de la siguiente manera: x es el valor que sale o se pierde de la mol inicial, como esta se tienen 2 raices  18  6 x'   0,75 mol inicial es 1 es imposible que se disocie o separe 1,5 por lo tanto x’ con el  valor de 0,75 es correcto por que sí se puede separar 0,75 de 1 mol. 16 x = 0,75 Por lo tanto: CO en el equilibrio: (1 - x) reemplazando: 1 - 0,75

moles de CO = 0,25

OTRO PROCEDIMIENTO: Se saca raíz cuadrada a toda la ecuación:

√9 = 3=

√ 1 - x

x 1–x 3(1 – x) = x

 x 2

2

y se procede a obtener x 3 – 3x = x

3 = x + 3x

3 = 4x

x= ¾

moles de CO = 0,25

x= 0,75

11 Ing. Roberto Velásquez Rondón PROBLEMAS PROPUESTOS 1) Se ha calentado a 250ºC una cierta cantidad de PCl 5 en un recipiente de 1 litro. En el momento del equilibrio las concentraciones de los gases en el recipiente eran las siguientes: PCl5 = 7,05 moles/litro; PCl3 = 0,54 moles/litro; Cl2 = 0,54 moles/litro. Calcular la const. de equilibrio para la Disociación del PCl5 a 250ºC. a) 0,41

b) 0,22

c) 0,33

d) 0,041

e) 0,015

2) Se ha hallado que una mezcla en equilibrio a base de N 2, H2 y NH3 que reacciona de acuerdo con la ecuación: N2 + 3H2

2NH3, está compuesta de 0,8 moles de NH3; 0,3 moles de N2 y 0,2

moles de H2 en 1 litro. Calcular la constante de equilibrio. a) 267

b) 311

c) 0,25

d) 0,31

3) Una mezcla de equilibrio: CO + Cl 2

e) 100

COCl2 contenía 1,5 moles de CO; 1 mol de Cl 2 y 4 moles

de COCl2 en un recipiente de 5 litros de capacidad a una temperatura determinada. Calcular la constante de equilibrio para dicha reacción, a esa temperatura. a) 8,9

b) 13,3

c) 12,1

d) 15,6

e) 14,8

4) En un cilindro cerrado de 82 litros y a una temperatura de 327ºC se tiene en equilibrio 4 moles de SO 2; 2 moles de O2 y 4 moles de SO3. Calcular la constante Kc para la reacción: 2SO2(g) + O2(g) a) 41

b) 4,1

c) 410

2SO3(g)

d)5/6

e) 6/5

5) Para la reacción: SO2 + NO2

SO3 + NO

En fase gaseosa se tiene en el equilibrio 0,4M de SO2; 0,8M de NO2; 0,2M de SO3 y 1M de NO. Hallar Kc. a) 62,5

b) 0,625

c) 625

d) 0,6

e) N.A.

6) En una vasija de reacción de 1 litro de capacidad, se da la reacción: C(S) + H2O(g)

CO(g) + H2(g)

Ha alcanzado el estado de equilibrio, contiene 0,16 moles de C; 0,58 moles de H 2O; 0,15 moles de CO y 0,15 moles de H2. Calcular la constante de equilibrio para dicha reacción. a) 3,9 x 10-3

b) 4,2 x 103

c) 0,04

d) 5,2 x 10-3

e) 4,0

7) En un recipiente de 1 litro se mezclan los gases A y B cuyos moles respectivos son: 1,6 y 0,6. Se les calienta a una temperatura constante y reaccionan produciendo un gas C con el cual entran en equilibrio; si en dicho equilibrio están presentes 0,8 moles del gas C, hallar Kc para la reacción en equilibrio. 2A(g) + B(g) a) 1

2C(g)

b) 2

c) 3

d) 4

e) 5

8) Se tiene inicialmente 8 mol-g de H2 y 8 mol de I2. Determinar Kc si en el equilibrio se han encontrado 2 mol-g de H2. a) 22

H2 + I2

b) 2

HI c) 36

d) 5

e) 15

9) El hidrógeno y Iodo reaccionan a 699ºK según la siguiente ecuación:H 2(g) + I2(g)

2HI

Si se coloca un mol de H2 y un mol de I2 en una vasija de 10 litros y se permite que reaccione ¿Qué peso de HI estará presente en el equilibrio sabiendo que Kc es 64? a) 204,8g

b) 401,2g

c) 502,8g

d) 201,4g

e) 20,14g

12 Ing. Roberto Velásquez Rondón 10) En el equilibrio, 400 ml de cloroformo contiene 0,28 moles de N 2O4 y 1,12 x 10-3 moles de NO2 a 8ºC. Hallar la constante de equilibrio (en mol/lit.) a esta temperatura para la reacción: N2O4 a) 4 x 10-6

2NO2

b) 8,2 x 10-6 c) 1,02 x 10-5 d) 1,12 x 10-5 e) 4 x 10-5

11) Un recipiente de 2 litros de capacidad a temperatura ambiente (25ºC) contiene en equilibrio: 0,8 moles de CO; 0,5 moles de Cl2 y 1,2 moles de Fosgeno (COCl 2) según la reacción: CO(g) + Cl2( g)

COCl2(g)

¿Cuál será la Kc y sus correspondientes unidades a dicha temperatura? asumir comportamiento ideal de los gases. a) 12 l/mol

b) 12 mol/l

c) 6 mol/l

d) 6 l/mol

e) 8 mol/l

12) Los tres factores más importantes en el aumento de la velocidad de las reacciones químicas son: a) Temperatura, viscosidad, densidad.

b) Presión, volumen, catalizador.

c) Tensión superficial, presión, catalizador.

d) Temperatura, densidad y concentración.

e) Concentración, temperatura y catalizador. 13) A altas temperaturas, el agua se descompone parcialmente según: 2HO(g)

2H2(g) + O2(g)

Si para una determinada cantidad de vapor de agua en un recipiente cerrado a 3 000ºC se encontraron las siguientes presiones parciales en el equilibrio: PH2O = 13,36 atm; PH2 = 2,56 atm. y PO2 = 1, 28 atm. ¿Cuál será la constante de equilibrio Kp para la descomposición del agua a 3 000ºC? a) 0,047

b) 0,240

c) 4,167

d) 9,301

e) 21,270

14) En el siguiente sistema en equilibrio indique cual de las siguientes proposiciones es falsa: N2(g) + O2(g) + calor a) es una reacción endotérmica.

2NO(g)

b) Las variaciones de presión no altera el equilibrio.

c) Kp = Kc d) La refrigeración del sistema donde se raliza la reacción favorecerá el rendimiento. e) La disminución de la concentración de NO(g) desplazará la reacción hacia la derecha. 15) La disociación del Cloruro de Nitrosilo (ClNO) en Óxido Nítrico (NO) y Cloro (Cl 2) tiene lugar en un recipiente cerrado a 227ºC. La reacción es: 2ClNO

2NO

+ Cl2

Las concentraciones molares de los 3 gases en el punto de equilibrio son: ClNO = 0,00156; NO = 0,00586; Cl2 = 0,00293. Hallar la constante de equilibrio, Kc a 227ºC. a) 1,72 x 10-5

b) 9,77 x 10-1

c) 1,11 x 10-3

d) 6,21 x 10-2

e) 4,13 x 10-4

16) La constante de equilibrio Kc de la reacción siguiente: A + B

C + D es igual a 144 a 25ºC. Si se colocan 0,4 mol-g de A y O, 4 mol-g de B en un

recipiente de 2 litros ¿Cuál es la concentración molar en el equilibrio de A y D respectivamente? a) 0,015 y 0,185

b) 0,100 y 0,100

c) 0,035 y 0,165

d) 0,130 y 0,070 e) 0,001 y 0,200

17) En un recipiente de 1 litro se mezclan 0,08 mol-g de H2(g) con 0,08 mol-g de I2 a una temperatura dada. ¿Cuál será el número de mol-g de HI(g) formado luego de alcanzar el equilibrio?

13 Ing. Roberto Velásquez Rondón H2(g) + I2( g) a) 0,245

b) 0,127

c) 1,127

2HI(g)

d) 0,08

Kc = 60,15 e) 0,04

18) Dos amigos que están preparándose para ingresar a la UNI, encuentran que para el sistema gaseoso en equilibrio:

H2 + I2

2HI. Kp aumenta con un aumento de temperatura. Entonces

ellos concluyen que: I) Kp =

2PHI PH2 . PI2

II) La reacción es exotérmica

III) la reacción es endotérmica.

IV) Kp es adimensional. Es(son) correcta(s): a) I y II

b) I y IV

c) Sólo III

d) III y IV

e) I y III

19) Señale la(s) proposición(es) correcta(s) de las mencionadas a continuación, analizando la siguiente reacción exotérmica:

2SO2(g) + O2(g)

2SO3(g)

I) Si se aumenta la temperatura, el equilibrio se desplaza hacia la derecha. II) Si se disminuye la temperatura, el equilibrio se desplaza hacia la izquierda. III) Si se aumenta la temperatura, el equilibrio se desplaza hacia la izquierda. IV) Las variaciones en la temperatura no influyen en el equilibrio. a) I

b) II

c) III

d) IV

e) I y II

20) Calcular el número de gramos de HI formados al mezclar 508g de I 2 y 6g de H2 en un recipiente de 1 litro y a una temperatura de 443ºC. Kc a esta temperatura es 50 ( M de I2 = 254) la reacción es: H2(g) + I2(g) a) 114

b) 229

c) 344

d) 458

2HI(g) e) 932

21) En un matraz de 2 litros, se introduce una mezcla de A, B, C y D, luego de sellarlo se produce la reacción:

A(g) + 2B(g)

C(g) + 3D(g)

Kc = 5,0

Transcurrido cierto tiempo, el análisis de una pequeña parte de la muestra indica que el número de moles de A, B, C y D son respectivamente: 8,0; 0,5; 0,5; y 4,0. Indicar la(s) afirmación(es) correcta(s): I) La presión total disminuye con el tiempo. II) La mezcla no está en equilibrio pero lo alcanzará consumiendo C y D. III) La mezcla no está en equilibrio pero lo alcanzará consumiendo A y B. a) Sólo I

b) Sólo II

c) Sólo III

d) I y III

e) I y II

22) (UNI - 96 - I) En un recipiente cerrado se tiene una mezcla de los gases H 2, N2 y NH3 en equilibrio. Señale el efecto que favorece la formación del NH3(g) según la siguiente reacción no balanceada: H2(g) + N2(g)

NH3(g) + calor.

a) Un aumento de la temperatura.

b) Una disminución de la temperatura.

c) Una disminución de la presión.

d) Un aumento del volumen.

e) El añadido de un catalizador.

14 Ing. Roberto Velásquez Rondón 23) En un recipiente de 1 litro se mezclan 0,5 moles de N2O4 y 0,1 moles de NO2, a una determinada temperatura, estableciéndose el siguiente equilibrio: N2O4(g)

2NO2(g)

Si la concentración final de NO2 en el equilibrio es 0,3M. ¿Cuál(es) de la(s) siguiente(s) afirmación(es) es(son) correcta(s)? I) El valor de la constante de equilibrio es 0,225 II) La concentración del N2O4 en el equilibrio es 0,4M. III) Reaccionan 0,4 moles de N2O4 inicial. a) I solamente

b) II solamente

c) III solamente

d) I y II

e) I y III

24) En un recipiente de 1 litro de capacidad, se introducen 2 moles de amoniaco gaseoso el cual se disocia parcialmente a temperatura elevada, de acuerdo a la siguiente ecuación: 2NH3(g)

N2(g) + 3H2(g)

Si en el equilibrio hay 1 mol de amoniaco gaseoso ¿cuál será el valor de la constante de equilibrio Kc? a)

27 16

b)

3 2

c) 1,0

d)

3 4

e)

27 64

CLAVE DE RESPUESTAS 1) d 15) e

2) a 16) a

3) b 17) b

4) a 18) d

5) b 19) c

6) a 20) d

7) e 21) e

8) c 22) b

9) a 23) d

10) d 24) a

11) d

12) e

13) a

14) d