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Nombre: José Andrés Quinde Zambrano Curso: “C” Docente: Ing. Manuel Fiallos Fecha: 19 de Julio del 2016

Investigación Si en un sistema en equilibrio se modifica algún factor (presión, temperatura, concentración,) el sistema evoluciona en el sentido que tienda a oponerse a dicha modificación. Cuando algún factor que afecte al equilibrio varía, éste se altera al menos momentáneamente. Entonces el sistema comienza a reaccionar hasta que se reestablece el equilibrio, pero las condiciones de este nuevo estado de equilibrio son distintas a las condiciones del equilibrio inicial. Se dice que el equilibrio se desplaza hacia la derecha (si aumenta la concentración de los productos y disminuye la de los reactivos con respecto al equilibrio inicial), o hacia la izquierda (si aumenta la concentración de los reactivos y disminuye la de los productos). Resumiendo, el enunciado se basa en el principio de Le Chatelier. Según el mismo se produce un efecto distinto según que factor se altere.

Efecto de la presión sobre el equilibrio Las variaciones de presión sólo afectan a los equilibrios en los que intervienen algún gas y cuando hay variaciones de volumen en la reacción. EJEMPLO 1 A 300ºC y una presión total de 629 atm. La reacción entre el cloruro de hidrógeno y el oxígeno para dar cloro y agua, alcanza el equilibrio cuando se ha completado en un 80%. ¿Cuál tendría que ser la presión para que la reacción alcanzara el equilibrio cuando se hubiese completado en un 50%? La reacción que tiene lugar es la siguiente: 4 HCl(g) + O2(g) 2 Cl2(g) + 2 H2O(g) n(inic.)

4n

n (equi.)

4n - 4na

n n - na 2na

2na

n (totales) = n (5 - a) sustituyendo a por 0.80 tenemos que X (HCl) = 0.80/4.20 = 0.19 X (O2) = 0.20/4.20 = 0.048 = 1.60/4.20 = 0.38

X(Cl2) = X (H2O)

y como la presión total es 629 atm., podemos calcular la Kp

1 ∗0.38 2 629 ∗0.382 4 0.19 Kp= =0.53 0.048

Calculamos de nuevo las fracciones molares para a = 0.50 X (HCl) = 2.0/4.50 = 0.44 X(O2) = 0.50/4.50 = 0.11 X(Cl2) = X (H2O) = 1.0/4.50 = 0.22 Conocida la constante, despejamos P de la expresión

1 2 ∗0.22 P 2 ∗0.22 4 0.44 Kp= =0.53 0.11

P=1.1 atm

EJEMPLO 2 La formación del trióxido de azufre por oxidación del dióxido es un paso intermedio en la fabricación del ácido sulfúrico. La constante de equilibrio (Kp) de la reacción: 2 SO2(g) + O2(g) 2 SO3(g) Es 0.13 a 830ºC. En un experimento se hacen reaccionar 2.00 moles de dióxido de azufre con 2.00 moles de oxígeno. ¿Cuál debe ser la presión total de equilibrio para tener un rendimiento del 70% en trióxido de azufre? Escribimos de nuevo la reacción con los moles en el equilibrio 2 SO2(g) + O2(g) 2 SO3(g) n(inic.) 2.00 2.00 n(equi.) 2.00-2x 2.00-x 2x n(totales) = 4.00 - x Por ser el rendimiento del 70% entonces 2x = 1.4 luego x = 0.7 moles Calculamos las fracciones molares de cada gas en el equilibrio: X(SO2) = 0.6/3.3 = 0.18 X(O2) = 1.3/3.3 = 0.40 X(SO3) = 0.42 Y aplicamos la expresión de la constante para calcular la presión total en el equilibrio:

0.422 ∗1 ( 0.18 )2 ( 0.40 ) 0.13= P

P=105 atm

EJEMPLO 3 La constante Kp para la reacción entre el dióxido de carbono puro y el grafito, en exceso, caliente es 10. Calcular: a) ¿Cuál es la composición en volumen de los gases en equilibrio a 817ºC y una presión total de 6,1 atm? ¿Cuál es la presión parcial del dióxido de carbono? y b) ¿Para qué presión se obtendrá un 10% en volumen de dióxido de carbono?

CO2(g) + C(s) 2 CO(g) a) Escribimos los moles en el equilibrio CO2(g) + C(s) 2 CO(g) n (1 - a)

2na

n(totales) = n (1 + a) Calculamos a en el equilibrio mediante la expresión de la constante

6.12 ∗(2 na/n (1+ a))2 P ( CO ) 6.1 Kp= = ; donde a=0.54 P(CO 2) (n(1−a)/n(1+a)) 2

Con lo que X(CO) = 2 · 0.54/1.54 = 0.70 la composición en el equilibrio es 70% en volumen de CO y 30% de CO2 y la presión parcial del CO2 es: P(CO2) = 6.1·0.46/1.54 = 1.82 atm. b) Si hay un 10% en volumen de dióxido de carbono quiere decir que X (CO2) = 0.10 y X(CO) = 0.90. Aplicamos de nuevo la ecuación de la constante de equilibrio de la que despejamos P: P = (0.10·10) / (0.90)2 = 1.2 atm

Efecto de la concentración en el equilibrio Un aumento de la concentración de os reactivos, o una disminución de los productos hace que la reacción se desplace hacia la derecha. En cambio, una disminución de la concentración de los reactivos, o un aumento de la concentración de los productos, hacen que la reacción se desplace hacia la izquierda. EJEMPLO 1 Supongamos que las concentraciones iniciales de una solución son las siguientes: H2=0.00623M, I2-=0.004141M, HI=0.00240M y K=54.3 Calcule las concentraciones al equilibrio de todas las especies químicas en solución. [H2]=0.0027M [I2]=0.000641M [HI]=0.0094 M EJEMPLO 2 Si la reacción es N2 + 3H2 2NH3

Las concentraciones en el equilibrio son 0.683M (N2) y 1.05M (NH3). Si se añade a esta reacción NH3, suficiente para que la concentración sea 3.65M: a) Predice el sentido de la reacción para que alcanzar un nuevo equilibrio b) Calcula la concentración de todas las especies en el nuevo equilibrio c) Calcula el rendimiento en el nuevo equilibrio. (Considera las concentraciones iniciales de nitrógeno y de amoniaco).

a) N2 + 3H2 ↔2NH3 [0.683] [8.8] [1.05] Si se aumenta la concentración de NH3 (producto) entonces la reacción tiende a desplazarse hacia la izquierda (formándose reactivo), para compensar el aumento de la concentración de los productos. b) N2 + 3H2 ↔ 2NH3 Inicial Reacciona

[0.683] X

3X

[8.8] [3.65] 2X

Final/ Equilibrio (0.683-X) (8.8-3X) (3.65+2X) Resolviendo la ecuación, obtenemos un solo valor posible al eliminar aquellos valores que se pueden considerar absurdos (se hacen imaginarios o son mayores a la concentración inicial). Si los valores de X son: X1= -0.752 y X2= 13.37, se considera como posible solo -0.752 Por lo tanto, las concentraciones son: [N2]= 0.683 + 0.7525 = 1.4355M [H2]= 8.8 - 3(-0.7525) = 11.0575M [NH3]= 3.65 + 2(- 0.7525) = 2.145M C) Rendimiento: N2 + 3H2 ↔ 2NH3 Considerando 1L: 1mol =1M Teórico: 2 mol NH3 ---------- 1 mol N2 3.65 mol NH3 ---------- X Real: 1.4355M = 1.4355mol N2 X= 1.825mol de N2 Rendimiento = (1.435 mol/1.825mol) *100 = 78.6%

c) Se observa que tanto las concentraciones de N2 y H2 aumentaron al añadir amoniaco, lo que nos indica que la reacción se desplazó a la izquierda cumpliendo con el principio de Le Chatelier. EJEMPLO 3 La constante de equilibrio K para la formación del cloruro de nitrocilio 2NO (g) + Cl2 (g) ↔ 2NOCl (g) Es de K= 6.5*104 a 35°C. En un experimento se mezclan 2*10-2 moles de óxido nitroso (NO), 8.3*10-2 moles de cloro y 6.8 moles de NOCl en un matraz de 2 litros ¿en qué dirección se desplaza el sistema para alcanzar el equilibrio? y calcule la concentración de todas las especies químicas en el equilibrio. [NOCl] eq= 3.35 M [NO] eq= 0.052 M [Cl2] eq= 0.062 M

Efecto de la temperatura en el equilibrio Si en una reacción exotérmica aumentamos la temperatura cuando se haya alcanzado el equilibrio químico, la reacción dejará de estar en equilibrio y tendrá lugar un desplazamiento del equilibrio hacia la izquierda (en el sentido en el que se absorbe calor). Es decir, parte de los productos de reacción se van a transformar en reactivos hasta que se alcance de nuevo el equilibrio químico. Si la reacción es endotérmica ocurrirá lo contrario EJEMPLO 1 En un recipiente de 4 litros, a una cierta temperatura, se introducen las cantidades de HCl, O2 y Cl2 indicadas en la tabla, estableciéndose el siguiente equilibrio: 4 HCl(g) + O2(g) ↔ 2 H2O(g) + 2 Cl2(g) Moles iniciales Moles en equilibrio

HCl 0.16

O2 0.08

H2O 0

Cl2 0.02

0.06

---

--

--

Calcule: a) Los datos necesarios para completar la tabla. b) El valor de Kc a esa temperatura.

a) moles de HCl que han reaccionado: 0,16 – 0,06 = 0,1 moles

Moles de O2 que han reaccionado:

0.1 moles

HCl∗1 mol O2 =0.25moles O2 4 moles de HCl

Moles de O2 en el equilibrio: 0,08 moles – 0,025 moles = 0,055 moles moles de H2O formados:

0.1 moles

HCl∗2 mol H 2O =0.05 moles H 2 O 4 moles de HCl

Moles de Cl2 formados:

0.1 moles

HCl∗2 moles Cl 2 =0.05 moles Cl 2 4 moles de HCl

Por lo tanto, la tabla quedaría así Moles iniciales Moles en equilibrio

HCl 0.16

O2 0.08

H2O 0

Cl2 0.02

0.06

0.055

0.05

0.07

b)

0.05 2 0.07 2 ∗ 2 2 4 4 [ H 2 O ] [ Cl 2 ] K= = =69 4 4 0.06 0.055 [ HCl ] [ O2 ] ∗ 4 4

( )( ) ( )( )

EJEMPLO 2 En un recipiente de 5 litros se introducen 1,84 moles de nitrógeno y 1,02 moles de oxígeno. Se calienta el recipiente hasta 2000 ºC estableciéndose el equilibrio: N2(g) + O2(g) ↔ 2 NO(g) En estas condiciones reacciona el 3% del nitrógeno existente. Calcule: a) El valor de Kc a dicha temperatura. b) La presión total en el recipiente, una vez alcanzado el equilibrio. Dato: R = 0,082 atm·L·K-1.mol-1

Moles iniciales Moles que reaccionan

N2 1.84 1.84*3/100 = 0.0552

O2 1.02 0.0552

NO ---

Moles formadas Moles en el equilibrio Concentración en el equilibrio

K=

--

--

2*0.0552 = 0.11

1.84 – 0.0552 = 1.785 1.785/5 = 0.357

1.02 – 0.0552 = 0.965 0.965/5 = 0.193

0.11 0.11/5 = 0.22

[ NO ]2 ( 0.022)2 = =0.007 [ N 2 ]∗[ O 2 ] 0.357∗0.193

b) Nº total de moles en el equilibrio: 1.785 + 0.965 + 0.11 = 2.86 moles

P1=

2.86 moles∗0.082atm∗L−1∗K −1∗mol−1∗(2000+ 273 ) ° K ¿ 5litros

n1∗R∗T V

¿ 106.6 atm EJEMPLO 3 En un matraz de un litro de capacidad se introducen 0,387 moles de nitrógeno y 0,642 moles de hidrógeno, se calienta a 800 K y se establece el equilibrio: N2 (g) + 3 H2 (g) ↔2 NH3 (g) Encontrándose que se han formado 0,06 moles de amoniaco. Calcule: a) La composición de la mezcla gaseosa en equilibrio. b) Kc y Kp a la citada temperatura. Datos: R = 0,082 atm L K-1 mol-1 a)

0.06 moles NH

3∗1mol N 2 =0.03 moles N 2 2 moles de NH 3

0.06 moles NH

3∗3 moles H 2 =0.09 moles H 2 2 moles de NH 3

Moles iniciales Moles que reaccionan Moles formadas Moles en equilibrio Concentración

N2 0.387 0.03

H2 0.642 0.09

NH3 ---

--

--

0.06

0.387 – 0.03 =0.357 0.357/1 = 0.357

0.642 – 0.09 = 0.552 0.552/1 = 0.552

0.06 0.06/1 = 0.06

en el equilibrio b) 2 [ NH 3 ] 2 ( 0.06 ) K= = =0.06 3 3 [ N 2 ]∗[ H 2 ] 0.357∗( 0.552 )

∆ n=2−( 3+1 )=−2 ∆n

−2

Kp=Kc( R∗T ) =0.06∗( 0.082∗200 ) =1.39∗10

−5