Equilibrio Quimico

CAPÍTULO

*

Profesor:

29

Julio Oria

Tema EQUILIBRIO QUÍMICO

CONCEPTO: Es el estado final de toda reacción química reversible, donde coexisten reactantes y productos por un tiempo indefinido en un sistema cerrado a temperatura constante, debido a que la reacción se efectúa en ambos sentidos con igual rapidez; por lo tanto la cantidad de sustancias (concentración) y propiedades del sistema permanecen inalterables. Ejemplos: H2(g) + I2(g) « 2HI(g) N2O4(g) « 2NO2(g) Incoloro Violeta oscuro

Violeta oscuro

Incoloro

Violeta claro

H2 I2 HI

H2 I2

Café rojizo

Violeta pálido

H2 I2 HI

N2O4

N2O4 NO2

: ** EsCARACTERÍSTICAS dinámico a nivel molecular o submicroscópico. * Es estático a nivel macroscópico. * Es espontáneo. * Las propiedades de las sustancias en el estado de equilibrio se mantienen constantes. Ejemplo: Propiedades físicas, como la temperatura, presión total, densidad, viscosidad, etc.

*

CONSTANTE DE EQUILIBRIO (Keq) : El estado de equilibrio de una reacción química se evalúa con la constante de equilibrio cuyo valor depende de la estequiometría de la reacción y de la temperatura. Por la ley de acción de masas, planteada en 1864 por Cato Maximilian Guldberg y Peter Waage, químicos noruegos, se cumple: a A + b B « cC + dD Sea la reacción química reversible: Velocidad directa

En el equilibrio

Vd= Kd [A]a[B]b

V d= V i

Kd [C]c [D]d Ki = [A]a [B]b

Velocidad inversa

Vi= Ki [C]c[D]d

Kd [A]a[B]b = Ki [C]c[D]d KC = [C]c [D]d [A]a [B]b

Constante de equilibrio en función de la concentración molar

OBSERVACIÓN: - La ecuación de equilibrio también se le conoce ley de acción de masas, porque en los albores de la química se llamaba “masa activa” a la concentración. Nota: - La concentración de un sólido y de un líquido puro está en función de su densidad (propiedad intensiva), por lo tanto permanece constante a una temperatura específica. Entonces en la Kc, [sólidos puros] = [líquidos puros] = 1

Química - 2013

1 Chemistry-2.0

Química

Julio Oria

Ejemplo: Para el sistema N2O4 - NO2 a 100°C, podemos iniciar la reacción introduciendo N2O4 puro, NO2 puro, o cualquier mezcla de NO2 y N2O4, y dando el tiempo suficiente, la proporción particular de los términos de concentración, [NO2]2/[N2O4], alcanza el mismo valor (dentro del error experimental). El punto esencial a notar es que esta proporción de términos de concentraciones de equilibrio es fija, aun a pesar de que las concentraciones individuales de equilibrio son diferentes en cada caso. Ejemplo: Para el sistema N2O4 - NO2 a 100°C * En los tres casos el equilibrio se inicia a la derecha de la línea vertical * En (a) inicialmente sólo está presente el NO2, en (B) inicialmente solo se halla el N2O4, en (C) al inicio está presente una mezcla de NO2 y N2O4 Q ¹ Keq

Q = Keq

Q ¹ Keq

Q = Keq

Q ¹ Keq

Concentraciones iniciales y en equilibrio para el sistema N2O4-NO2 a 100°C INICIAL [N2O4] [NO2] 0.1000 0.0000 0.0000 0.1000 0.0500 0.0500 0.0750 0.0250

EQUILIBRIO [N2O4] [NO2] 0.0491 0.1018 0.0185 0.0627 0.0332 0.0837 0.0411 0.0930

PROPORCIÓN [NO2]2/[N2O4] 0.211 0.212 0.211 0.210

Q = Keq

Ejemplos: Hallar Kc para las siguientes reacciones en equilibrio 2NO2(g) « 2NO(g) + O2(g) NH3(g) « 1/2N2(g) + 3/2H2(g) 2C(s) + O2(g) « 2CO(g) S(s) + 3/2O2(g) « SO3(g) Características: - Si Keq >>>1, la reacción alcanza el equilibrio presentando una elevada proporción de productos, es decir la reacción directa será casi completa. 22 2CO(g) + O2(g) « 2CO2(g) Keq= 2.2 x10 Ejemplo: A 1000K - Si Keq <<<1, la reacción directa no avanzará mucho antes de alcanzar el equilibrio, por tanto, la concentración de los productos será baja. N2(g) + O2(g) « 2NO(g) Keq= 1x10-30 Ejemplo: A 1000K - Si 10-1 < Keq < 10, los reactantes y los productos se encontrarán en equilibrio en proporciones comparables. Ejemplo: A 1000K 2BrCl(g) « Br2(g) + Cl2(g) Keq= 5

*

Kp : Constante de equilibrio en función de las presiones En vista de que las presiones de los gases se miden con facilidad, con frecuencia se escriben las ecuaciones de equilibrio para reacciones en fase gaseosa usando presiones parciales, más que concentraciones molares. K = (P )c (P )d

aA(g) + bB(g) « cC(g) + dD(g)

Ejemplo: PCl5(g) n PCl3(g) + Cl2(g)

P

C

a

D

(PA) (PB)

b

NH3(g) + H2S(g) n NH4HS(s)

¤ Relación entre Kc y Kp:

Kp = Kc(RT)Dn

R= 0.082 atm.L/mol.K T: Temperatura absoluta (K)

Dn = S(coef de moles gaseosos - S(coef. de moles gaseosos de los productos) de los reactantes)

Ejemplo 1: Calcular Kc para la siguiente reacción: CaCO3(s) « CaO(s) + CO2(g) KP = 2.1x10-4 (A 1000K) Respuesta: Kc= 2.6x10-6 Ejemplo 2: Calcule Kp para la siguiente reacción: PCl3(g) + Cl2(g) « PCl5(g) Kc = 1.67 (A 500K)

Química - 2013

2 Chemistry-2.0

Química

*

Julio Oria

PREDICCIÓN DE LA DIRECCIÓN DE LA REACCIÓN: Ejemplo 1: Para la siguiente reacción a 700K:

H2(g) + I2(g) 1

2HI(g)

Kc = 57

Se midieron las concentraciones en un instante “t”: [H2]t= 0.1M , [I2]t= 0.2M , [HI]t= 0,4M. Si sustituimos estas concentraciones en la expresión del coeficiente de reacción, Qc. 2 Qc= [HI]t = (0.4) = 8 .0 El sistema no se encuentra en equilibrio (Q ¹ Keq), [H2]t [I2]t (0.1)(0.2) y procederá hacia la derecha hasta que (Q = Keq) * Si Qc < Kc la reacción neta se efectúa de de izquierda a derecha, es decir, de reactivos a productos, hasta que se alcance el equilibrio * Si Qc > Kc la reacción neta se efectúa de derecha a izquierda (de productos a reactivos), hasta que se alcance el equilibrio (Qc = KC). * Si Qc = Kc no se efectúa reacción neta alguna, ya que las sustancias han alcanzado sus valores de equilibrio. Ejemplo 2: Comparación de Qc y Keq para determinar la dirección de la reacción. N2O4(g) « 2NO2(g) a 100°C Keq = 0.21 ; Datos: [N2O4]t= 0.12M ; [NO2]t= 0.55M ¿Está la reacción en equilibrio?. En caso negativo, ¿en que dirección se desarrollará?

*

Ejemplo 3: El clorometano se forma por la reacción: CH4(g) + Cl2(g) « CH3Cl(g) + HCl(g) A 1500K KP = 1.6x104 . En la mezcla de reacción, PCH4 = 0.13 atm, PCl2= 0.035atm ; PCH3Cl= 0.24 atm y PHCl = 0.47 atm. ¿Se está formando CH3Cl o CH4? OTRAS FORMAS DE EXPRESAR LA Keq : 1) Si una reacción neta es la suma de dos o más reacciones, la constante de equilibrio de la reacción neta es el producto de las constantes de equilibrio de las reacciones iniciales. Ejemplo: A las altas temperaturas que se alcanzan durante la combustión explosiva de la gasolina dentro de los cilindros de un motor automotriz, algo de N2 y O2 presentes forman óxido nítrico, el cual se combina con más O2 para formar dióxido de nitrógeno, un contaminante tóxico que contribuye al smog fotoquímico. N2(g) + O2(g) « 2NO(g) K1= 4.3x10-25 Reacción global: N2(g) + 2O2(g) « 2NO2(g) 9 -15 2NO(g) + O2(g) « 2NO2(g) K2= 6.4x10 Keq = K1xK2 = 2.8x10 2) La constante de equilibrio de una reacción inversa es el recíproco de la constante de equilibrio de una reacción directa. Ejemplo: La oxidación del dióxido de azufre a trióxido de azufre, un paso clave en la formación de la lluvia ácida y en la producción del ácido sulfúrico. 2SO2(g) + O2(g) « 2SO3(g) A 1000K KCdirecto= 261 -3 2SO3(g) « 2SO2(g) + O2(g) Kcinverso = 1/ Kcdirecto = 1/261 = 3.83 x 10 3) Si todos los coeficientes de la ecuación balanceada se multiplican por algún factor, este factor se vuelve el exponente de la nueva constante de equilibrio. Ejemplo: N2(g) + 3H2(g) « 2NH3(g) A 1000K Kc= 2.4x10-3 Hallar la Kc para: 1/3 1/3N2(g) + H2(g) « 2/3NH3(g) Respuesta: Kc= (Kcreferencia) = 0.13 NH3(g) « 1/2N2(g) + 3/2H2(g) Respuesta: Kc= (1/Kcreferencia)1/2 = 20

*

TIPOS DE EQUILIBRIO QUÍMICO: A) Equilibrio homogéneo, las sustancias químicas están en la misma fase o estado físico. Ejemplos: 2SO2(g) + O2(g) « 2SO3(g) CH3COOH(l) + CH3OH(l) « CH3COOCH3(l) + H2O(l)

Química - 2013

3 Chemistry-2.0

Química

Julio Oria

B) Equilibrio heterogéneo, las sustancias químicas, al menos dos de ellas están en diferentes fases o estado físico. 2HgO(s) « 2Hg(l) + O2(g) Ejemplo: PRINCIPIO DE LE CHATELIER: Chatelier después de un estudio * sistemático de muchos equilibrios químicos anunció en 1888 el siguiente principio: Cuando un agente externo (presión, temperatura o concentración) actúa sobre un sistema químico en equilibrio, este equilibrio es perturbado, entonces dicho sistema se desplaza en el sentido que tiende a contrarrestar dicha perturbación y restablecer nuevamente el equilibrio.

* *

Factores que alteran el equilibrio:

Henry Louis Le Chatelier (1850 - 1936) Químico francés

Efecto del cambio de presión y volumen: Los cambios de presión del sistema, generan cambios en el volumen del reactor, produciendo cambios en la concentración de las sustancias gaseosas, pero no así en la concentración de sólidos o líquidos, ya que éstos son incompresibles y tampoco se expanden. ¿Qué sucede con la composición de la mezcla en el equilibrio, si se aumenta la presión por disminución del volumen? Si se incrementa la presión externa de un sistema en equilibrio, se reduce el volumen del reactor, entonces la reacción neta se desplaza en el sentido donde produce menor número de moles. Explicación: Esto se debe a que al generarse menor número de moléculas se produce menor presión de los gases. De la ec. de estado: PV = RTn, si mantenemos T cte, se concluye que: P DP n Ejemplo: hP iV 2SO2 + O2 « 2SO3 reacción neta: g (se desplaza hacia la derecha) 3 moles 2 moles Al aumentar la presión (disminuye el volumen del reactor), el sistema se desplaza hacia la derecha (debido al menor número de moles) y como consecuencia [SO3] aumenta, mientras que [SO2] y [O2] disminuyen. La Keq no se altera: Keq (inicio) = Keq (final)

*

OBSERVACIÓN: En los sistemas donde la diferencia de coeficientes gaseosos es cero ( Dn = 0); los cambios de presión no alteran el equilibrio. Ejm: H2(g) + Br2(g) « 2HBr(g) Efecto del cambio de temperatura: La temperatura es el único factor externo cuya variación afecta el valor de la constante de equilibrio. * Reacción exotérmica: (DH < 0), la Keq disminuye al aumentar la temperatura Ejemplo: 2SO2(g) + O2(g) n 2SO3(g) + calor ¿Cómo afectará al sistema un aumento en la temperatura? Cuando aumentamos la temperatura (calentando el reactor), el sistema tendrá un exceso de energía, el cual debe consumirse para disminuir la temperatura, es decir, la reacción se desplaza hacia la izquierda, estableciendose un nuevo equilibrio. Este desplazamiento en la posición de equilibrio hace que [SO3] disminuya, la [SO2] y [O2] aumente. 2 Como, Kc = [SO3] ha disminuido [SO2]2.[O2] han aumentado Luego Kc disminuye.

Química - 2013

4 Chemistry-2.0

Química

Julio Oria

* Reacción endotérmica:(H > 0), la Keq aumenta al aumentar la temperatura. Ejemplo: ¿Cómo es que un aumento de temperatura afecta la concentración de equilibrio de las sustancias subrayadas y la Kc de las siguientes reacciones? A) CaO(s) + H2O(l) « Ca(OH)2(ac) DH° = -82 KJ Respuesta: Adicionar calor desplaza el sistema a la izquierda; [Ca(OH)2] y Keq disminuyan B) CaCO3(s) « CaO(s) + CO2(g) DH° = 178 KJ Respuesta: Adicionar calor desplaza el sistema a la derecha, [CO2] y Keq aumentan

*

C) SO2(g) « S(s) + O2(g) DH° = 297 KJ Respuesta: Adicionar calor desplaza el sistema a la derecha, [SO2] disminuirá , [O2] y Keq aumentará. Efecto del cambio en la concentración: Si aumentamos la concentración de uno de los componentes del sistema en equilibrio, entonces el equilibrio se desplaza en aquel sentido (opuesto) donde se consuma este exceso de concentración introducido. Ejemplo: N2(g) + 3H2(g) n 2NH3(g) ¿De qué manera responderá el sistema si se agrega más N2 ? Si se aumenta la cantidad de N2 ,el sistema reaccionará y tratará de consumir el N2 agregado, por consiguiente, la reacción neta se desplazará hacia la derecha y se producirá más NH3 y menos H2 ya que este reaccionó con el N2 aumentado. Se establece un nuevo sistema en equilibrio con [H2] , [N2] y [NH3] diferentes a las iniciales.

* *

Un catalizador es una sustancia química que altera la velocidad de una reacción química en ambos sentidos, en razón que modifica la energía de Factores que no alteran el equilibrio: activación. No alteran la posición del equilibrio químico, es decir, no hacen que este se desplace hacia la derecha o izquierda. Adición de un catalizador : * Características de un catalizador: - No se consume en el curso de la reacción, su cantidad permanece invariable. - No se transforma químicamente en el curso de una reacción, aunque puede experimentar cambios físicos. - No inicia una reacción química. - Una pequeña cantidad de catalizador cambia considerablemente la velocidad de una reacción. - La acción de un catalizador es específica, no obstante hay algunos que se utilizan en

Química - 2013

5 Chemistry-2.0

Química

Julio Oria

muchas reacciones. * Tipo de catalizadores: 1) Catalizador, es aquella sustancia que acelera la velocidad de la reacción disminuyendo la energía de activación. Ejemplo: MnO2, H2O(V), SiO2, Pt, etc. 2) Inhibidor, es aquella sustancia que retarda la velocidad de reacción aumentando la energía de activación. Ejemplo: pequeños trazos de ácidos y de alcohol, etc.

DH

kJ/mol Con catalizador negativo Sin catalizador

Ea1 Ea2

3) Catalizador biológico, respecto a este tipo de catalizador tenemos las enzimas, que Avance de la reacción se encuentran entre los catalizadores más importantes, tienen una función esencial Ea > Ea (La reacción es lenta) en los seres vivos donde aceleran reacciones que de otra forma requerirían temperaturas que podrían destruir la mayoría de la materia orgánica. Ejemplo: C6H12O6(ac) 2C2H5OH(ac) + H2O(l) 2

*

1

Si se aumenta la presión total del sistema por la presencia de gases inertes (gases nobles u otros que no intervengan en la reacción) manteniendo el volumen constante, las presiones parciales o concentraciones molares de las sustancias gaseosas que intervienen en Gases Inertes : la reacción no cambian y por lo tanto tampoco cambia la constante de equilibrio. Ejemplo: En los convertidores catalíticos de los automóviles, se usa un catalizador de platino para acelerar la oxidación del monóxido de carbono:

Suponga que usted tiene un recipiente de reacción que contiene una mezcla en equilibrio de CO(g), O2(g) y CO2(g). Indique si la cantidad de CO aumentará, disminuirá o quedará igual cuando: a) Se agrega un catalizador de platino b) Aumenta la temperatura c) Aumenta la presión por disminución del volumen d) Aumenta la presión agregando argón gaseoso e) Aumenta la presión agregando O2 gaseoso f) Se agrega el gas inerte Helio

* Tipos de catálisis: 1) Catálisis Homogénea, es aquella cuando el catalizador y las sustancias que intervienen en la reacción se encuentran en la misma fase. 2) Catálisis Heterogénea, el catalizador es generalmente sólido o de contacto y las sustancias que intervienen se encuentran en fase gaseosa o líquida.

Química - 2013

6 Chemistry-2.0

Química Ejemplo: N2(g) + 3H2(g)

Química - 2013

Julio Oria

2NH3(g)

7 Chemistry-2.0

Química

un valor constante. E) A temperatura constante, los valores de Kc y Kp son independientes de las condiciones por cómo son alcanzadas.

Reforzando lo aprendido * Preguntas de Autoevaluación: NIVEL II 01. Respecto al estado de equilibrio químico, identifique las proposiciones verdaderas (V) o falsas (F). I. Es dinámico y espontaneo II. Las propiedades físicas se conservan. III. Las velocidad directa e inversa se igualan IV. En un equilibrio heterogéneo, las concentraciones de sólidos y líquidos puros se consideran para los cálculos de Kc A) VVFF B) VVVF C) FVFV D) VVVV E) FFVV

05. Respecto al equilibrio químico, señale lo INCORRECTO: A) En un equilibrio químico, la velocidad de la reacción directa es igual a la velocidad de reacción inversa. B) Una reacción reversible alcanza el equilibrio en forma espontánea. C) En una reacción en equilibrio todas las moléculas se mantienen sin cambio, debido a que el equilibrio químico, implica un equilibrio estático. D) A una temperatura dada, la condición del equilibrio se alcanza sin importar las condiciones iniciales de la reacción. E) Las concentraciones de las sustancias en equilibrio se mantienen invariables en el tiempo.

02. Asigne verdadero (V) ó falso (F) según corresponda con relación al equilibrio químico. I. El equilibrio químico es un proceso dinámico a nivel macroscópico. II. El valor de Keq varía con el cambio de la temperatura. III. El equilibrio químico se alcanza cuando la velocidad de la reacción directa e inversa e igualan. IV. El equilibrio químico no se alcanza en forma espontánea. A) VFVF B) FVVF C) FFVV E) VFFF C) VVVV

06. De las siguientes alternativas, indique la que no corresponde a las características generales de los sistemas químicos en equilibrio: A) El sistema implica un equilibrio dinámico a nivel microscópico. B) Se alcanza el equilibrio desde los reactantes o desde los productos. C) El sistema es de naturaleza dinámica a nivel molecular. D) El equilibrio químico solo ocurre en aquellas reacciones que se llevan a cabo en fase homogénea. E) Se puede afectar el equilibrio si se altera la temperatura, la concentración o la presión.

03. Con relación al equilibrio químico indique la veracidad (V) o falsedad (F) de las siguientes preposiciones. I.- La concentración de los reactantes y productos son iguales. II.- Las propiedades macroscópicas permanecen constantes con el paso del tiempo. III.- A nivel macroscópico y microscópico es un equilibrio estático y dinámico respectivamente. IV.- Las dos reacciones ocurren simultáneamente con la misma velocidad. A) FVFV B) VFFV C) FVFF D) VVFF E) FVVV

07. CEPRE 5 P.C.-(16-1) : Respecto al equilibrio químico, indique si las proposiciones son verdaderas (V) o falsas (F) y marque la alternativa correcta. I. Microscópicamente, es dinámico, porque la reacción no se detiene. II. Es reversible, ya que la naturaleza y las propiedades del estado de equilibrio son las mismas, independientemente de la dirección desde la que se alcanza. III. Depende, fundamentalmente, de las concentraciones iniciales. A) VVF B) VVV C) FVV D) FFF E) FFV

04. Señale la característica que no corresponde a un equilibrio químico. A) Es dinámico. B) Las velocidades de reacción directa e inversa son iguales. C) Las concentraciones de cada una de las sustancias son iguales entre sí. D) Las propiedades físicas del sistema, tales como la presión, temperatura, etc., tienen

Química - 2013

Julio Oria

07. Indique la verdad (V) o falsedad (F) respecto a Kc y Kp, según corresponda: I. Las expresiones de Kc y Kp siempre son iguales.

1 Chemistry-2.0

Química * * * * * * * * *

II. Kc no depende de la temperatura. III. En el caso de reacciones químicas reversibles en fase heterogénea, la concentración de sustancias sólidas es constante, independiente de la cantidad de sustancia sólida presente A) FFF D) FFV

B) FVV E) VVV

C) VFF

08. Para el equilibrio homogéneo: N2O4(S) « 2NO2(g) El valor de Kc será: 2 B) Kc= [N2O4]2 A) Kc= [NO2] 2 2 C) Kc= [NO2][N2O4] D) Kc= [NO2] /[N2O4] E) Kc= [NO2]

13. El cloruro de carbonilo (COCl2), también llamado fosgeno, se utilizó en la Primera Guerra Mundial como gas venenoso. Las concentraciones de equilibrio a 74°C para la reacción: CO(g) + Cl2(g) « COCl2(g) –2 son [CO] = 1.2 × 10 M, [Cl2] = 0.054 M y [COCl2] = 0.14 M. Calcule la constante de equilibrio Kc y Kp respectivamente. A) 216.04 ; 7.59 B) 155.45 ; 8.15 C) 122.78 ; 9.14 D) 321.44 ; 73.12 E) 89.23 ; 13.56

C) II y IV

10. De las proposiciones dadas, ¿cuál no corresponde a las características de un estado de equilibrio? I. El equilibrio químico no se alcanza en forma espontánea. II. La composición de las sustancias es constante en el equilibrio químico III. Es dinámico porque la velocidad directa supera a la velocidad inversa. IV. Los valores de Kc o Kp permiten conocer cuan rápido se llega al equilibrio. A) solo I B) I , II y IV C) solo II D) I y III E) III y IV

14. A 340°C la siguiente reacción: en equilibrio NH3(g) + HCl(g ) « NH4Cl(s) Las presiones parciales son: PHCl = 0,31 atm ; PNH3 = 0,8. Calcule el valor de Kc. A) 15,3 B) 2522,4 C) 158,5 D) 10106,7 E) 452,4 15. La constante de equilibrio Kp obtenida para la descomposición del pentacloruro de fósforo en tricloruro de fósforo y cloro molecular es de 1.05 a 250°C. PCl5(g) « PCl3(g) + Cl2(g) Y si las presiones parciales en el equilibrio de PCl5 y PCl3 son de 0.875atm y 0.463atm, respectivamente, ¿Cuál es la presión parcial de equilibrio del Cl2 en atm, a esta temperatura? A) 0.55 B) 1.12 C) 1.98 D) 2.13 E) 3.12

11. Escriba las expresiones para Kc y Kp, según sea el caso, para las siguientes reacciones reversibles en equilibrio: * HF(ac) + H2O(l) « H3O+(ac) + F–(ac) * NO(g) + O2(g) « NO2(g) * CH3COOH(ac)+C2H5OH(ac)« CH3COOC2H5(ac)+H2O(l) * (NH4)2Se(s) « NH3(g) + H2Se(g) + – * AgCl(s) « Ag (ac) + Cl (ac) * P4(s) + Cl2(g) « PCl3(l) * Ni(s) + CO(g) « Ni(CO)4(g) * NaHCO3(s) « Na2CO3(s) + CO2(g) + H2O(g) * 2CaSO4(s) « 2CaO(s) + 2SO2(g) + O2(g) * CO2(g) « CO(g) + O2(g) * O2(g) « O3(g)

Química - 2013

CO(g) + Cl2(g) « COCl2(g) H2O(g) + C(s) « CO(g) + H2(g) HCOOH(ac) « H+(ac) + HCOO–(ac) HgO(s) « Hg(l) + O2(g) 2NO2(g) + 7H2(g) « 2NH3(g) + 4H2O(l) 2ZnS(s) + 3O2(g) « 2ZnO(s) + 2SO2(g) C(s) + CO2(g) « 2CO(g) – + C6H5COOH(ac) « C6H5COO (ac) + H (ac) Fe(s) + 4H2O(l) « Fe3O4(s) + 4H2(g)

12. Para el siguiente proceso en equilibrio a 230°C: NO(g) + O2(g) « NO2(g) Se encontró que las concentraciones de equilibrio de las especies reactivas son [NO] = 0.0542 M, [O2] = 0.127 M y [NO2] = 15.5 M. Calcule la constante de equilibrio (Kc) de la reacción a esta temperatura. 5 5 5 B) 3.22x10 C) 2X10 A) 6.44x10 4 6 D) 6.43x10 E) 3.23x10

09. Indique cual(es) de las siguientes proposiciones es(son) correcta(s) con respecto a la siguiente reacción: Ni(s) + 4CO(g) « Ni(CO)4(g) I. Kc = [Ni(CO)4] / [CO]⁴ [Ni] II. Kp = PNi(CO)4 / PCO⁴ 3 III. Kc = Kp[RT] IV. El sistema es heterogéneo. A) solo I B) I y III D) II, III y IV E) III y IV

Julio Oria

16. La constante de equilibrio Kp para la reacción 2NO2(g) « 2NO(g) + O2(g) es de 158 a 1 000 K. Calcule Po2

2 Chemistry-2.0

Química

La presión parcial de cada gas es de 0.265 atm. Calcule las magnitudes de Kp y Kc para la reacción.

Si PNO2= 0.400 atm y PNO = 0.270 atm. 17. Considere la siguiente reacción: N2(g) + O2(g) « 2NO(g) Si las presiones parciales en el equilibrio de N2, O2 y NO son de 0.15 atm, 0.33 atm y 0.050 atm, respectivamente, a 2 200°C, ¿cuál es el valor de Kp?

26. Un matraz de reacción contiene NH3, N2 y H2 en equilibrio a cierta temperatura. Las concentraciones en el equilibrio son [NH3] = 0.25 M, [N2] = 0.11 M y [H2] = 1.91 M. Calcule la constante de equilibrio, Kc, para la síntesis de amoniaco si la reacción se representa como: a) N2(g) + 3H2(g) « 2NH3(g) b) 1/2N2(g) + 3/2H2(g) « NH3(g)

18. ¿Cuál es la relación entre Kp y Kc para la reacción: NH3(g) + O2(g) « NO(g) + H2O(g) ? A) Kp = Kc(RT) D) Kp = Kc 3 B) Kp = Kc / RT E) Kp = Kc(RT) 2 C) Kp = Kc(RT)

NIVEL II: 01. Considere el siguiente proceso de equilibrio a 700°C: 2H2(g) + S2(g) « 2H2S(g) un análisis muestra que hay 2.50 moles de H2, 1.35 ×10–5 moles de S2, y 8.70 moles de H2S contenidos en un matraz de 12.0 L. Calcule la constante de equilibrio Kc de la reacción

19. Para cuál de las siguientes reacciones Kc es igual a Kp? a) 4NH3(g) + 5O2(g) « 4NO(g) + 6H2O(g) b) 2H2O2(ac) « 2H2O(l) + O2(g) c) PCl3(g) + 3NH3(g) « 3HCl(g) + P(NH2)3(g) 20. El metanol (CH3OH) se elabora industrialmente mediante la reacción CO(g) + 2H2(g) « CH3OH(g) La constante de equilibrio (Kc) para la reacción es de 10.5 a 220°C. ¿Cuál es el valor de Kp a esta temperatura?

02. (UNI 07-I): Para la reacción 2O3(g) « 3O2(g) 11 la constante de equilibrio Kc es 25.4x10 a 1 727°C. ¿Cuál será el valor de Kp a la misma temperatura? R= 0.082atm.L/mol.K 13 13 14 A) 2.1x10 B) 4.2x10 C) 3.6x10 14 15 D) 4.2x10 E) 5.1x10

21. Para la reacción: N2(g) + 3H2(g) « 2NH3(g) –4 Kp es 4.3×10 a 375°C. Calcule Kc para la reacción.

03. El tetróxido de dinitrógeno, N2O4(l), es un componente importante de los combustibles de cohetes, utilizado por ejemplo, como oxidante de la hidracina líquida en el cohete Titán. A 25°C, el N2O4 es un gas incoloro, que se disocia parcialmente en NO2, un gas marrón rojizo. El color de una mezcla en equilibrio de estos dos gases depende de sus proporciones relativas, que a su vez dependen de la temperatura. El equilibrio se establece según la reacción N2O4(g) « 2NO2(g) a 25 °C. Las cantidades que hay de los dos gases en un recipiente de 3,00 L son 7,64 g de N2O4 y 1,56 g de NO2. ¿Cuál es el valor de Kc para esta reacción? A) 1.27 x10-3 B) 1.45x10-3 C) 3.0x10-3 -3 -3 D) 4.61 x 10 E) 6.12x10

22. La constante de equilibrio Kp para la reacción 2SO3(g) « 2SO2(g) + O2(g) es de 1.8 × 10–5 a 350°C. ¿ Cuál es el valor de Kc para esta reacción ? 23. En el siguiente equilibrio heterogéneo CaCO3(s) « CaO(s) + CO2(g) La presión de CO2 es de 0.236 atm a 800°C. Calcule: KP y Kc para la reacción a esta temperatura. 24. Cual es el valor de Kp a 1 273°C para la reacción: 2CO(g) + O2(g) « 2CO2(g) 22 si Kc es de 2.24×10 a igual temperatura

04. Se hace ingresar a un reactor de 2L de capacidad 13 mol H2, 6 mol CO y 1 mol H2O para reaccionar según:

25. Considere el siguiente equilibrio a 395 K: NH4HS(s) « NH3(g) + H2S(g)

Química - 2013

Julio Oria

9 Chemistry-2.0

Química

09. Se determinaron las siguientes constantes de equilibrio a 25°C para el ácido etanodioico, comúnmente llamado ácido oxálico, utilizado como blanqueador en la industria textil. + –2 H2C2O4(ac) « H (ac) + HC2O4 (ac) Kc1 = 6.5 × 10 HC2O4-(ac) « H+(ac) + C2O4–2(ac) Kc2 = 6.1 × 10–5 Calcule la constante de equilibrio para la siguiente reacción a la misma temperatura: H2C2O4(ac) « 2H+(ac) + C2O4–2(ac) A) 15.22x10-7 B) 22.67x10-7 C) 30.4x10-7 -7 -7 D) 39.65x10 D) 43.23x10

CO(g) + 3H2(g) « CH4(g) + H2O(g) Cuando la reacción llega al equilibrio a 500K se encontró 4 mol de CH4. Determine el valor de Kc. A) 36 B) 40 C) 24 D) 20 E) 12 04. (UNI 07-I): Para el sistema en equilibrio: CALOR + CaCO3(s) « CaO(s) + CO2(g) Señale la alternativa que presenta la secuencia correcta, después de determinar si la proposición es verdadera (V) o falsa (F) I. Cuando se agrega CO2(g) el equilibrio se desplaza hacia la izquierda. II. Cuando se aumenta la presión, agregando un gas inerte (a temperatura y volumen constantes) el equilibrio se desplaza a la derecha III. Cuando se aumenta la temperatura el equilibrio se desplaza hacia la derecha A) VVF B) FFF C) VVV D) FFV E) VFV

10. A cierta temperatura se tienen las siguientes reacciones con sus constantes respectivas: S(s) + O2(g) « SO2(g) K'c = 4.2 × 10⁵ 2S(s) + 3O2(g) « 2SO3(g) K'c' = 9.8 × 10 ⁸ Calcule la constante de equilibrio Kc para la siguiente reacción a la misma temperatura: 2SO2(g) + O2(g) « 2SO3(g)

05. En la siguiente reacción en equilibrio: C(s) + CO2(g) « 2CO(g) Hallar el valor de Kp sabiendo que la fracción molar del CO2 es 0.25 y la presión total es 4atm. A) 9 B) 10 C) 6 D) 8 E) 12

11. Se determinaron las siguientes constantes de equilibrio a 1 123 K: C(s) + CO2(g) « 2CO(g) K'P = 1.3 × 10 ⁴ CO(g) + Cl2(g) « COCl2(g) K'' P = 6.0 × 10– Escriba la expresión de la constante de equilibrio KP y calcule la constante de equilibrio a 1 123 K para: C(s) + CO2(g) + 2Cl2(g) « 2COCl2(g)

06. Una mezcla de 0.500 moles de H2 y 0.500 moles de I2 se coloca en un recipiente de acero inoxidable de 1.00 L a 430°C. La constante de equilibrio Kc para la reacción H2(g) + I2(g) « 2HI(g) es de 54.3 a esta temperatura. Calcule las concentraciones de H2, I2 y HI en el equilibrio.

12. La constante de equilibrio Kp de la reacción 2SO2(g) + O2(g) « 2SO3(g) es de 5.60 × 10⁴ a 350°C. Las presiones iniciales de SO2 y O2 en una mezcla a esta temperatura son de 0.350 atm y 0.762 atm, respectivamente. Cuando la mezcla alcanza el equilibrio, la presión total es menor o mayor que la suma de las presiones iniciales (1.112 atm)

07. A 1 280°C la constante de equilibrio Kc para la reacción Br2(g) « 2Br(g) es de 1.1× 10– . Si las concentraciones iniciales son [Br2] = 6.3 × 10– M y [Br] = 1.2 × 10– M, calcule las concentraciones de estas especies en el equilibrio. 08. Se determinaron las siguientes constantes de equilibrio para el ácido sulfhídrico a 25°C: H2S(ac) « H+(ac) + HS–(ac) K'c = 9.5 × 10–8 – + 2– –19 HS (ac) « H (ac) + S (ac) K'c' = 1.0 × 10 Calcule la constante de equilibrio para la siguiente reacción a la misma temperatura: + 2– H2S(ac) « 2H (ac) + S (ac) -27 -27 +27 A) 9.5x10 B) 10.5x10 C) 10.5x10 +27 -27 D) 9.5x10 E) 10

Química - 2013

Julio Oria

13. A temperaturas cercanas a 800°C, el vapor de agua que se hace pasar sobre coque (una forma de carbono que se obtiene de la hulla) caliente reacciona con formación de CO y H2: C(s) + H2O(g) « CO(g) + H2(g) La mezcla de gases resultante es un importante combustible industrial conocido como gas de agua. A 800°C Kp es

10 Chemistry-2.0

Química

La constante de equilibrio Kp es de 158. un análisis muestra que la presión parcial de O2 es de 0.25 atm en el equilibrio. Determine la presión de NO y de NO2 en la mezcla.

14.1. ¿Cuál es la presión del H2 y la presión total en atm, de la mezcla en el equilibrio? Si se parte de carbono sólido y 0.10 mol de H2 en un recipiente de 1.00 L? A) 6.14 ; 14.95 B) 2.67 ; 13.45 C) 6.14 ; 13.45 D) 2.67 ; 14.65 E) 2.67 ; 15.50

16. La constante de equilibrio Kc para la reacción: H2(g) + Br2(g) « 2HBr(g) es de 2.18 × 10⁶ a 730°C. Comenzando con 3.20 moles de HBr en un recipiente de reacción de 12.0 L, calcule las concentraciones de H2, Br2 y HBr en el equilibrio.

14. El hidrógeno sulfuro de amonio, NH4HS(s), se utiliza en el revelado de fotografías, es inestable y se descompone a temperatura ambiente (25°C) NH4HS(s) « NH3(g) + H2S(g) Kp = 0,108 Se introduce una muestra de NH4HS(s) en un recipiente a 25°C, en el que se ha hecho el vacío. ¿Cuál es la presión total del gas en el equilibrio en atm? A) 0.322 B) 0.435 C) 0.658 D) 0.896 E) 1.002

17. (UNI 10-2): En relación al efecto que un aumento en el volumen del reactor provoca sobre las siguientes reacciones en equilibrio, indique la alternativa correcta que muestra el desplazamiento del equilibrio ocasionado: SISTEMA DESPLAZAMIENTO DE LA REACCIÓN A) N2O4(g) « 2NO2(g) ¬ B) N2(g) + O2(g) « 2NO(g) ¬ C) SO2(g) + 1/2O2(g) « SO3(g) ® D) N2(g) + 3H2(g) « 2NH3(g) ¬ E) C(s) + H2O(g)« CO(g) + H2(g) ¬

13. Para la síntesis del amoniaco N2(g) + 3H2(g) « 2NH3(g) la constante de equilibrio Kc a 375°C es de 1.2. Comenzando con [H2]0 = 0.76 M, [N2]0 = 0.60 M y [NH3]0 = 0.48 M, para cuales gases habrá aumentado la concentración y en cuales habrá disminuido una vez que la mezcla alcance el equilibrio 14. Para la reacción H2(g) + CO2(g) « H2O(g) + CO(g) a 700°C, Kc = 0.534. Calcule el número de moles de H2 que están presentes en el equilibrio si se calienta a 700°C una mezcla de 0.300 moles de CO y 0.300 moles de H2O, en un recipiente de 10.0 L

18. (UNI 10-1): Dada la siguiente reacción en equilibrio a 500°C: N2(g)+ 3H2(g) « 2NH3(g) DH° = -92Kcal/mol Indique la alternativa que indica el desplazamiento correcto del equilibrio debido a los siguientes cambios: I. Aumento de la temperatura II. Disminución de la presión III. Efecto de un catalizador A) ® ; no hay desplazamiento ; ® B) ¬ ; ® ; no hay desplazamiento C) ¬ ; ¬ ; no hay desplazamiento D) ¬ ; ¬ ; ® E) no hay desplazamiento ; ¬ ; ®

15. La formamida, utilizada en la obtención de fármacos, tintes y productos químicos agrícolas, se descompone a alta temperatura. A 400 K: HCONH2(g) « NH3(g) + CO(g) Kc = 4,84 Si se disocian 0,186 mol de HCONH2(g) en un matraz de 2,16 L a 400 K, ¿Cuál sera la presión total en atm de la mezcla en equilibrio? A) 15.32 B) 19.87 C) 23.93 D) 28.94 E) 32.19

19. (UNI 05-I): Cuando el tiocianato de hierro (II) [Fe(SCN)3] se disuelve en agua se produce una solución de color rojo debido a la presencia del ión FeSCN2+ quién sufre la siguiente reacción: 2+ 3+ FeSCN (ac) « Fe (ac) + SCN (ac) Rojo amarillo incoloro

16. Una muestra de gas NO2 puro se descompone a 1 000 K: 2NO2(g) « 2NO(g) + O2(g)

Química - 2013

Julio Oria

9 Chemistry-2.0

Química

Julio Oria

VELOCIDAD MEDIA (m/s) 1 0.10 0.010 1.2x10-3 2 0.10 0.040 4.8x10-3 -3 3 0.20 0.010 2.4x10 Hallar el orden de reacción respecto a las sustancias reactantes (F2 y ClO2) . A) 1 y 1 B) 1 y 2 C) 2 y 1 D) 2 y 2 E) 2 y 3

pálido ¿Qué sucederá cuando a la solución en equilibrio se le agrega algo de iones tiocianato (SCN-)? A) El color rojo de la solución disminuye en intensidad. B) La solución toma un tinte amarillento C) La solución se torna incolora. D) El color rojo de la solución se insentifica E) No se produce ningún efecto.

24. Una mezcla de 3,0 mol de Cl2 y 3 moles de CO se coloca en un matraz de 5,0 litros a 600°C. En el equilibrio se ha consumido el 3,3% de Cl2. Determine Kc de la reacción. CO(g) + Cl2(g) « COCl2(g) A) 0,0588 B) 58,8 C) 0,588 D) 0.00588 E) 5,88

20. (UNI 14-2): En un recipiente de 1,00 L se colocan 2 moles de NH3(g). A 300°C el gas se disocia según la reacción: 2NH3(g) « 3H2(g) + 2N2(g) Si en el equilibrio se halla 1,00 mol de NH3(g), calcule el valor de Kc A) 0,26 B) 0,59 C) 0,75 D) 1,69 E) 2,00

.

,.

21. (XIV Olimpiada Peruana de Química 2009 - Nivel Intermedio - Fase 1): En un recipiente cerrado a 1 000 K el SO3(g) se descompone según la reacción: 2SO3(g) « 2SO2(g) + O2(g) Se carga al inicio el recipiente con -3 [SO3(g)] = 6,09x10 M. En el equilibrio la -3 [SO3(g)] = 2,44 x 10 M. Los valores de Kc y Kp obtenidos son respectivamente: a. 4,083 x 10-6 y 3,3490 b. 4,083 x 10-3 y 0,3350 c. 4,083 x 10-3 y 0,0998 -5 d. 40,83 x 10 y 0,0998 Δn Datos: Kp = Kc (RT) R = 0,082 l-atm/mol-K 22. (UNI 09-1): En un reactor de 2 litros se introduce H2(g) y 0.1moles de CO(g). La reacción que ocurre es: CO(g) + 2H2(g) « CH3OH(g) En el equilibrio, a 700K, la presión total del sistema es 7atm. Si se forman 0,06 moles de CH3OH. ¿Cuál es la constante de equilibrio Kc? R = 0.082 atm.L /mol.K A) 60 B) 144,3 C) 289,8 D) 306,1 E) 937,5 23. Experimentalmente se hallaron los siguientes datos para la siguiente reacción: F2(g) + 2ClO2(g) ® 2FClO2(g) EXPERIM [F2] [ClO2]

Química - 2013

9 Chemistry-2.0