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CÁTEDRA DE QUÍMICA GENERAL E INORGÁNICA
Espacio Curricular: QUIMICA GENERAL
2016
GUÍA DE ESTUDIO N° 9
EQUILIBRIO QUÍMICO
1- Lee el texto base y explica los siguientes conceptos:
a. Reacción reversible
b. Equilibrio químico
c. Equilibrio dinámico
d. Sumario de reacción o cuadro de equilibrio
2- El siguiente gráfico permite realizar el seguimiento de las concentraciones de
reactivos y productos de una reacción química reversible en función del tiempo.
La reacción puede simbolizarse como:
A+B⇄C+D
Observando el gráfico responde:
a. ¿Cuándo la reacción alcanza el estado de equilibrio?
b. ¿Siempre las concentraciones finales de A y B serán mayores que las de C y
D? ¿Qué otras posibilidades pueden verificarse? Señala las mismas con
distintos colores en el gráfico.
c. ¿Se completó totalmente la reacción? ¿Por qué?
d. ¿Por qué se dice que esta reacción es reversible?
e. ¿Cómo afecta la velocidad de la reacción al equilibrio alcanzado?
f. ¿Cuándo un equilibrio es dinámico?
g. ¿Qué factores influyen sobre este equilibrio?
h. Enuncia la Ley del Equilibrio Químico que resume el comportamiento general
de los casos semejantes a los analizados desde este gráfico.
i. Expresa
matemáticamente
esta
ley
identificando
correspondientes y las constantes que participan.
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las
variables
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3Determina si los siguientes enunciados son verdaderos o falsos.
Fundamenta en el caso que sean falsos:
a-
En el equilibrio se consumen la totalidad de los
________
reactivos
b- La variación de concentraciones de reactivos y
productos no afectan el equilibrio a una _ _ _ _ _ _ _ _
determinada temperatura
c-
La presión total del sistema influye sobre la
________
concentración de reactivos en el estado líquido.
d- La presencia de sustancias que aumentan la
velocidad de una reacción (catalizadores)
permiten incrementar la cantidad de productos en _ _ _ _ _ _ _ _
el equilibrio.
4- En un sistema cerrado se colocan SO2 y O2 cuyas concentraciones molares
iniciales son: 0,2 y 0,1 molar. En la reacción: 2 SO2(g) + O2(g) ⇔2 SO3(g) ,
pasados 10 min, el sistema alcanza el equilibrio hallándose las siguientes
concentraciones: 0,1M de SO2; 0,07 M de O2 y 0,09 M de SO3.
Representa gráficamente la variación de concentración con respecto al tiempo
de todas las especies químicas para la reacción planteada.
5- Para los siguientes sistemas en equilibrio:
indica si es homogéneo o heterogéneo
escribe la expresión de la Ley de equilibrio (Kc y Kp)
Homogéneo o
heterogéneo?
Sistema
Kc
Kp
∆n
3 H2(g) + N2(g) ⇄ 2 NH3(g)
NH4(NH2CO2)(s) ⇄ 2 NH3(g) + CO2(g)
CO2 (g) + H2 (g) ⇄ CO
(g)
+ H2O
(v)
6- Señala con X la opción correcta y desarrolla la deducción matemática que
justifique la opción elegida.
Teniendo en cuenta que la reacción química es
3 H2(g) + N2(g) ⇄ 2 NH3(g)
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,
la relación entre Kp y Kc es:
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a- Kp = Kc / RT
..........
b- Kp = Kc ( RT )3
………….
c- Kp = Kc / ( RT )2
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………….
d- Kp = Kc2/3
………….
e- Kp = Kc R T
………….
6- Para predecir si una mezcla determinada de reactivos y productos tenderá a
producir más productos o reactivos, se compara el coeficiente de reacción Q con
la constante de equilibrio K.
Para una reacción general: A(g) + B2(g) ⇄ AB2(g)
6.1- Escribe las expresiones de Q y Kc. ¿en qué se diferencian?
6.2- Las siguientes gráficas representan tres situaciones distintas para la misma
reacción, donde la altura relativa de cada barra representa la magnitud de Q y K.
K
Q
I
Q
K
II
Q
III
K
De la observación de las mismas responde:
a. Indica la relación que existe entre Q y K en las gráficas I, II y III.
b. ¿En qué caso la reacción se desplaza hacia la derecha para formar productos?
c.
¿En qué caso la reacción se desplaza hacia la izquierda para formar reactivos?
d. ¿En qué caso el sistema se encuentra en equilibrio?
7- Completa con los términos aumenta, disminuye o no varía, para la siguiente
reacción en el equilibrio: CO(g)+H2O(g) ⇄ CO2(g) + H2(g) ;
a) la presión parcial de H2 _ _ _ _ _ _ _ _cuando se incrementa la presión parcial
de CO2;
b) la presión parcial del CO2 _ _ _ _ _ _ _ _ _ si disminuye la presión parcial de
CO;
c) la concentración del H2 _ _ _ _ _ _ _ _ _al aumentar la concentración de CO
d) la constante de equilibrio_ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ si se extrae agua del sistema.
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8- La reacción global de la fotosíntesis es:
6 CO2(g)+ 6 H2O(ℓ) ⇄ C6H12O6(aq)+ 6 O2(g)
∆H=+2802 kJ
Enuncia el efecto que tendrá cada uno de los siguientes cambios sobre la composición
de equilibrio (tiende a la formación de reactivos, tiende a la formación de productos o
no tiene efecto).
a) La presión parcial de O2 se incrementa
_____________
b) El sistema se comprime
_____________
c) La cantidad de CO2 se incrementa
_____________
d) La temperatura se incrementa
_____________
e) Se consume la glucosa
_____________
f) Se añade agua
_____________
g) La presión parcial de CO2 disminuye
_____________
9- Cálculo de Kc
• Para el cálculo de la constante de equilibrio, es necesario determinar
experimentalmente las concentraciones o presiones parciales en el equilibrio de las
sustancias intervinientes en una reacción.
Una vez obtenido estos valores, se puede calcular directamente Kc ó Kp, teniendo en
cuenta la expresión de las mismas y la estequiometría de la reacción.
9.1- Ejercicio de Aplicación:
Al analizar una mezcla en equilibrio de nitrógeno, hidrógeno y amoníaco, contenida en
el interior de un matraz a 1000 K, obtenemos los siguientes resultados: [H2]= 1,62
mol/L ; [N2]= 1,03 mol/L ; [NH3]= 0,102 mol/L
Calcula a dicha temperatura, el valor de la constante de equilibrio Kc correspondiente
a la reacción: 3 H2(g) + N2(g) ⇄ 2 NH3(g)
R: 2,38.10-3 (L/mol)2
9.1.1- Escribe la expresión de Kc para la reacción.
9.1.2- ¿Se puede prescindir de la ecuación química? ¿por qué?
9.1.3- Resuelve el problema y escribe una respuesta.
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• En muchos casos, no se conocen todas las concentraciones de equilibrio, se
sabe sólo la composición inicial de la mezcla de reacción, la constante de equilibrio y
se da información parcial de la composición de equilibrio.
Por lo general, la información faltante, puede encontrarse utilizando la estequiometría
de la reacción. La forma más fácil de hacerlo es con un cuadro de equilibrio, que
muestra la composición inicial (concentración molar o presiones parciales), los
cambios necesarios para alcanzar el equilibrio en términos de una cantidad
desconocida “x” y la composición final de equilibrio.
Se pueden presentar las siguientes situaciones problema:
A) Se conoce la concentración de equilibrio de una sola de las especies
intervinientes.
Ejercicio de Aplicación
9.2- En un recipiente de 8 L se introducen 0,58 moles de dióxido de carbono y 0,31
moles de hidrógeno. Se calienta hasta 1250 ºC y se establece el equilibrio de la
reacción en fase gaseosa: CO2 (g) + H2 (g) ⇄ CO (g) + H2O (g)
Analizando la mezcla se encuentra que hay en el equilibrio 0,36 moles de dióxido de
carbono.
a) calcula las cantidades, en moles, de los demás componentes en el equilibrio.
Rta: 0,09 moles de H2; 0,22 moles de CO y 0,22 moles de agua
b) determina el valor de Kc a dicha temperatura.
Rta: 1,49
Una estrategia para resolver problemas de este tipo es, conociendo la ecuación
química igualada y la expresión de la constante, elaborar el cuadro de equilibrio
para dicha reacción.
Si bien en las expresiones de Kc y Kp se utilizan concentraciones molares o presiones
parciales, en este caso, por ser ∆n =0 (∑ nProductos - ∑ nReactivos) el volumen del sistema
no es necesario tenerlo en cuenta y se completa el cuadro de equilibrio con el número
de moles.
CO2
Estado inicial
Cambio por
reacción
En el equilibrio
H2
0,58 0,31
-x
-x
0,36 0,31-x
CO
H2O
0
0
+x
+x
x
x
- Los signos (- ; +) hacen
referencia a la cantidad de
sustancia que reacciona o que
se produce;
- De la estequiometría de la
reacción se sabe que por cada
mol de CO2 ó H2 que se
convierte, se forma un mol de
CO y de agua
9.2.1- A partir de esta tabla, ¿podrías responder a la primera pregunta
planteada en el punto 9.2? ¿Cómo? En el siguiente cuadro, realiza todos lo
cálculos que consideres necesarios.
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9.2.2- Con lo realizado hasta el momento, ¿se ha resuelto completamente el problema
planteado? ¿Qué falta calcular? ¿Cómo lo harías?
B) En muchos casos es necesario calcular las cantidades de todos los reactivos y
productos presentes en el equilibrio.
En este tipo de problemas, por lo general, se tienen como datos el valor de la
constante de equilibrio (Kc ó Kp) y las cantidades iniciales de las sustancias
reaccionantes.
Nuestra estrategia para resolver problemas de este tipo es, conociendo la ecuación
química igualada y la expresión de la constante, elaborar el cuadro de equilibrio
correspondiente.
9.3- Para una reacción general: A(g) + B (g) ⇄ C(g) + D(g)
Kc= 200
9.3.1- Escribe la expresión de Kc para esta reacción:
9.3.2- Para este caso, ¿es necesario conocer el volumen del sistema? ¿Por qué?
9.3.3- Suponiendo inicialmente en el reactor, sólo los reactivos, A y B; ¿cómo
completarías el siguiente cuadro de equilibrio? Para esta tarea te proponemos que
utilices los siguientes símbolos en el orden que corresponda, siendo n el número de
moles .
+x;
nA ;
nB-x ;
-x ; x ; nB ; 0 ;
A
B
C
-x ; +x ; nA –x ; x ; 0
D
Estado inicial
Cambio por
reacción
En el equilibrio
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9.3.4- Al reemplazar en la expresión de Kc por los valores en el equilibrio según el
cuadro de equilibrio la expresión queda: (encierra en un círculo la opción correcta)
Kc =
(n A − x )(n B − x )
x
Kc =
2
x2
(n A − x )(n B − x )
En este caso se dan 2 alternativas:
I) nA = nB
Kc toma la forma:
Kc =
x2
(n − x )
2
Para calcular el valor de x
es posible el siguiente artificio:
2
x
x
Kc =
∴ Kc =
2
n− x
( n − x)
Conclusión:
La ecuación de 2º grado se
transforma en una ecuación de 1er
grado.
Kc =
x
(n A − x )(n B − x )
II) nA ≠ nB
La resolución corresponde a una ecuación
de segundo grado del tipo:
2
a x + bx + c = 0
Donde x tiene dos raíces: x1 y x2; de las
cuales se selecciona sólo una.
La raíz que se descarta, es por carecer de
significado según el siguiente criterio:
a) si su valor es negativo;
b) si su valor es mayor que nA y/o nB
Ejercicio de Aplicación
9.4- Se coloca una mezcla de 0,5 moles de H2 y 0,5 moles de I2 en un recipiente de
acero inoxidable de 1,00 L a 430 ºC. Calcula las concentraciones de todas las
especies químicas en el equilibrio para la siguiente reacción: H 2 ( g ) + I 2 ( g ) ↔ 2 HI ( g )
Kc=54,3 a 430 ºC.
Rta: [I2]=[H2]=0,106 M ; [HI]= 0,786M
No rige una pauta única y obligatoria para encarar problemas de este tipo. Solamente
se pueden enumerar algunas normas básicas, que ordenan el razonamiento y guían
hacia la respuesta correcta.
9.4.1- A continuación te proponemos una serie de pasos con el objeto de que,
luego de un análisis y discusión con tus compañeros, los enumeres de acuerdo a un
orden lógico que permita resolver el ejercicio.
Efectuar los cálculos matemáticos necesarios.
Escribir la expresión de Kc ó Kp para la reacción. Es importante tener en cuenta
el estado físico de las sustancias ya que los sólidos y líquidos puros no
intervienen en el equilibrio.
Plantear el cuadro de equilibrio.
Verificar los resultados y escribir la respuesta buscando coherencia en el valor
numérico, las unidades y el enunciado.
Plantear la ecuación química balanceada.
Leer atentamente el problema y extraer todos los datos e incógnitas que
propone. Tener en cuenta si se trata de masa, moles o presiones parciales y si el
volumen del sistema será necesario tenerlo en cuenta en los cálculos.(∆n= ó ≠
de 0)
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9.4.2- ¡A resolver! Te proponemos que ahora resuelvas el problema planteado
siguiendo los pasos propuestos:
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9.4.3- Para el mismo sistema planteado en el problema anterior, calcula las
concentraciones en el equilibrio de todas las especies químicas, pero suponiendo que
se han colocado en el reactor 0,45 moles de H2 y 0,6 moles de I2.
Rta: [I2]= 0,206 M; [H2]=0,056 M ; [HI]= 0,788M
a) ¿Qué diferencia encuentras con el problema anterior?
b) ¿Cambia en algo, el orden o los pasos para la resolución del mismo?
c) ¿Cómo afecta a la resolución numérica? Justifica con los cálculos correspondientes.
d) ¿Este problema corresponde a la alternativa I ó II mencionadas anteriormente?
10- Resuelve:
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) ) ⇄
Moles iniciales
Moles que
reaccionan
Moles en el
equlibrio
2 H2O(g) + 2 Cl2(g)
HCl
0,16
O2
0.08
H2O
0
Cl2
0,02
0,06
Calcula: a) Los valores necesarios para completar la tabla. b) El valor de Kc a esa
temperatura
R:
a) 0,1 moles de HCl ; 0,055 moles O2; 0,05 de H2O y 0,07 moles de Cl2
Kc= 69
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10.2- Al analizar una mezcla en equilibrio de nitrógeno, hidrógeno y amoníaco,
contenida en el interior de un matraz a 1000 K, obtenemos los siguientes resultados:
[N2] = 1,03 mol / L; [H2] = 1,62 mol / L; [NH3] = 0,102 mol / L. Determina, a dicha
temperatura, los valores de las constantes de equilibrio Kc correspondientes a las
reacciones, y las relaciones que existen entre dichas constantes:
a) N2 (g) + 3 H2 (g) ⇌ 2 NH3 (g)
R: 2,38 . 10
b) 2 NH3 (g) ⇌ N2 (g) + 3 H2 (g)
R: 4,21. 10
c) NH3 (g) ⇌ 1/2 N 2 (g) + 3/2 H
2(g)
d) 1/2 N2 (g) + 3/2 H2 (g) ⇌ NH3
(g)
-3
2
R: 20,5
R: 4,9. 10-2
10.3- A 523 K las concentraciones de PCl5, PCl3 y Cl2 en equilibrio para la reacción:
PCl5(g) ⇄
PCl3(g) + Cl2(g)
son 0,809 M, 0,190 M y 0,190 M, respectivamente. Calcula a esa temperatura:
a) Las presiones parciales de las tres especies en el equilibrio. b) La constante Kp de
la reacción.
R: a) pPCl5= 34,7 atm; pPCl3=8,15 atm; pCl2= 8,15 atm b) Kp=1,91
10.4- A 300ºC, el valor de Kc para la reacción: PCl5(g) ⇄ PCl3(g) + Cl2(g) es 0,56.
En un recipiente de 10 L hay una mezcla formada por 0,9 moles de Cl2, 1,8 moles de
PCl3 y 0,24 moles de PCl5.
a) ¿Estará dicha mezcla en equilibrio?
b) Si no lo está, ¿en qué sentido evolucionará el sistema?
c) Encuentra las concentraciones de cada una de las especies, una vez establecido el
equilibrio.
R: a) Q=0,675
b) Evoluciona hacia la izquierda; c) [PCl5]=0,027M;
[PCl3]=0,176M; [Cl2]=0,086M
10.5- La relación entre el etanol y el ácido acético tiene lugar de modo que se
establece un estado de equilibrio:
etanol + ácido acético ⇄ acetato de etilo +
agua
Se prepara una mezcla de 1 mol de ácido acético y 1 mol de etanol y se llega a un
estado de equilibrio, a la temperatura de 20 °C, tal que la mezcla contiene 2/3 de mol
de éster y 2/3 de mol de agua.
a) ¿Cuántos moles de alcohol y de ácido quedarán sin reaccionar en el equilibrio?
b) ¿Qué valor tendrá la constante de equilibrio?
R: a) 1/3 de mol de ácido acético y 1/3 de mol de etanol
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b) K
c
= 4,0
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10.6- Se colocó una muestra de 25g de carbamato de amonio, NH4(NH2CO2), en un
frasco vacío de 250mL y se mantuvo a 25 ºC. En el equilibrio había 17,4 mg de CO2.
¿Cuál será el valor de Kc para la reacción: NH4(NH2CO2)(s) ⇄ 2 NH3(g) + CO2(g) R:
1,58.10-8
10.7- La constante de equilibrio para la reacción: PCl5(g) ⇄ PCl3(g)+ Cl2(g) es Kc=1,1.10a 400 ºC.
2
Dado que se coloca 1g de PCl5 en un vaso de reacción de 250 mL, determina:
a) las concentraciones molares en la mezcla en equilibrio;
b) ¿qué porcentaje de PCl5 se descompone a esa temperatura?
R: a) [PCl3]=[Cl2]=0,01M; [PCl5]=0,009M; 53%
10.8- Para la reacción:
Cl2(g) + F2(g) = 2 ClF(g)
Kc= 19,9 a 300K
Si las concentraciones iniciales del para el cloro gaseoso, fluor y el fluoruro de cloro
son 0,4M; 0,2M y 7,7 M respectivamente, determina si el sistema está en equilibrio y
de no estarlo, calcula las concentraciones de todas las especies intervinientes una vez
reestablecido el equilibrio.
Rta: Cl2 =1,29 M
F2=1,09 M; ClF=5,92 M
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