equilibrio quimico 2015-1
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8/17/2019 Equilibrio Quimico 2015-1
1/42
Prof. Marisabel Vivas Morales
Química General II
Semestre 2015 1
Universidad Nacional Experimental del Táchira
Departamento de Química
EQUILIBRIO Q UÍMICO
1
-
8/17/2019 Equilibrio Quimico 2015-1
2/42
Equilibrio
Mecánico TérmicoMaterial
QuímicoFísicoReacciones
Químicas
1 2 / 0 1 / 2 0 1 6
0 5 : 5 7 p.m.
2
http://www.quimicaweb.net/grupo_trabajo_fyq3/tema6/imagenes/quimica.jpghttp://www.quimicaweb.net/grupo_trabajo_fyq3/tema6/imagenes/quimica.jpghttp://www.quimicaweb.net/grupo_trabajo_fyq3/tema6/imagenes/quimica.jpghttp://images.google.co.ve/imgres?imgurl=http://www.catedu.es/cienciaragon/images/stories/secciones/reaccquimica.jpg&imgrefurl=http://www.catedu.es/cienciaragon/index.php?option=com_content&task=view&id=24&Itemid=44&usg=__q2TNel9a0kim1ltiVHqNPyKUvFk=&h=298&w=232&sz=13&hl=es&start=3&um=1&tbnid=qed8ElfACZKKpM:&tbnh=116&tbnw=90&prev=/images?q=reacci%C3%B3n+quimica&hl=es&rlz=1T4GZEZ_esVE330VE330&um=1http://images.google.co.ve/imgres?imgurl=http://www.catedu.es/cienciaragon/images/stories/secciones/reaccquimica.jpg&imgrefurl=http://www.catedu.es/cienciaragon/index.php?option=com_content&task=view&id=24&Itemid=44&usg=__q2TNel9a0kim1ltiVHqNPyKUvFk=&h=298&w=232&sz=13&hl=es&start=3&um=1&tbnid=qed8ElfACZKKpM:&tbnh=116&tbnw=90&prev=/images?q=reacci%C3%B3n+quimica&hl=es&rlz=1T4GZEZ_esVE330VE330&um=1
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Reacción uímica
Reacción Irreversible.
Reacciones que ocurren solamente en una dirección.
2 HCl + Zn ZnCl2 + H2 (g)
C3H8 + 5 O2 3 CO2 + 4H2O (g)
1 2 / 0 1 / 2 0 1 6 1 7 : 5 7
3
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Reacción Química
Reacción Reversible.
Reacciones que pueden ocurrir en ambas direcciones; es decir, no sólo los
reactivos se pueden convertir en productos sino que estos últimos puedendescomponerse en las sustancias originales.
CuSO4 + 5H2O CuSO4.5H2O (s)
CaCO3(s) CaO(s) + CO2 (g)
1 2 / 0 1 / 2 0 1 6 1
7 : 5 7
4
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N2O4 (g) 2 NO2 (g)
Equilibrio Químico 1 2 / 0 1 / 2 0 1 6 1 7 : 5 7
5N2O4(g) 2NO2(g)N2O4(g) 2NO2(g)N2O4(g
-
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1 2 / 0 1 / 2 0 1 6
1 7 : 5 7
N2O4 (g) 2 NO2 (g)
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A partir de un momento dado las concentraciones de reactivos yproductos permanecen constantes en el tiempo.
No se consume completamente ningún reactivo.
Cuando las concentraciones permanecen constantes decimos que se haalcanzado Equilibrio Químico.
Importante.
Condición en la cual la concentración de todos los reactivos y los productos deja
de cambiar con el tiempo, que se establece cuando están ocurriendo dos
reacciones opuestas con la misma velocidad.
Equilibrio Químico
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y
Equilibrio Dinámico
Equilibrio Químico
N2O4 (g) 2 NO2 (g)
2 NO2 (g) N2O4 (g)
N2O4 (g) 2 NO2 (g)
En el equilibrio químico se cumplen las siguientes condiciones:
Velocidad de Reacción Concentraciones
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¿Como Expresarlo?
Existe una relación entre las
concentraciones de equilibrio de los reactivos
y productos.
Esta relación proporciona un valor
constante.
Para el caso de la reacción de tetraoxido
de nitrógeno.
Constante de Equilibrio
1 2 / 0 1 / 2 0 1 6 1
7 : 5 7
3
42
2
2 1063,4 xO N
NO K
-
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Constante de Equilibrio
ba
d c
B A
DC Kc
a A + b B c C + d D
Donde:
• a, b, c y d son los coeficientes estequiométricos de la reacción.• A, B, C y D son las sustancias químicas involucradas en la reacción.• Los corchetes indican concentraciones molares de reactivos y productos, expresadas
como mol/L.
• Kc es la constante de equilibrio
Ley de Acción de
Masas.
DEPENDE de:
• Temperatura
• Estequiometria
NO DEPENDE de:
• Concentraciones iniciales de
los reactivos
• Sustancias inertes
1 2 / 0 1 / 2 0 1 6 1 7 : 5 7
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EjemploEscriba la expresión matemática para la constante de los
siguientes equilibrios:
1.- N2 (g) + 3 H2 (g) NH3 (g)
2.- PCl5 (g) PCl3 (g) + Cl2 (g)
3.- NH3 (g) + O2 (g) NO2 (g) + H2O (g)
1 2 / 0 1 / 2 0 1 6 1 7 : 5 7
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Es importante siempre asociar la constante de equilibrio con una ecuación
química definida.
2
2
2
2
31
OSO
SO K
)(32
g SO
)(2)(22
g g OSO
)(2)(22
g g OSO )(32 g SO
23
2
2
22
SO
OSO K
)(2)(2 24
g g OSO
)(34
g SO
224
2
4
33
OSO
SO K
La constante de equilibrio debe calcularse a partir de la ecuación
balanceada con los coeficientes estequimétricos más pequeños, con
la finalidad de fijar criterios homogéneos para su uso.
1.- El sentido en el que se escribe la reacción es arbitrario:
1
2
1
K
K
2.- Si se balancea la ecuación de forma diferente:
2
13 K K
1 2 / 0 1 / 2 0 1 6 1
7 : 5 7
12
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3.- Si debe aplicar un procedimiento similar a la Ley de Hess:
A + B C + D
C + D E + F
A + B E + F
B A
DC K
1
DC
F E K
2
B A
F E K
3
Entonces:213 K K K
Ejemplo:
1 2 / 0 1 / 2 0 1 6 1 7 : 5 7
Dados los siguientes datos:
SO2(g) O2(g) + S(s) Kc = 2.5 x 10-53
SO3(g) 1/2O2(g) + SO2(g) Kc = 4.0 x 10-13
Calcula Kc para la siguiente reacción:
2S(s) + 3O2(g) 2SO3(g)
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Equilibrio Homogéneo
42
22
O N
NO Kc
Kc Kp
Reacciones en las cuales todas las especies reactivas se encuentran en
la misma fase
N2O4 (g) 2NO2 (g)
gases
42
2
2
O N
NO
P
P Kp
Existe alguna relación entre ellas?
En función de las
concentraciones
molares
En función delas presiones
parciales de
cada gas.
1 2 / 0 1 / 2 0 1 6 1 7 : 5 7
1
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y además
Sustituyendo la Presión en la ecuación de Kp
Relación entre Kc y Kp
n RT Kc Kp Con
Δn = b
–a.
moles de productos gaseosos – moles de reactivos gaseosos
concentraciones molares Presiones parciales Gas Ideal
ab
A B Kc a
A
b
B
P P Kp
V
nRT P
nRT PV
aba
A
b
B
a
A
b
B
RT
V n
V
n
V TRn
V
TRn
Kp
na
b
RT
A
B Kp
aA (g) bB(g)
1 2 / 0 1 / 2 0 1 6 1 7 : 5 7
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Ejemplo
Se lleva a cabo la siguiente reacción observando que al alcanzarse el
equilibrio existen el reactor de 23L, que esta a 950K, 5 mol de NO2 y 1,5mol de N2O4. Calcular los valores de Kc y Kp.
Se lleva a cabo la siguiente reacción observando que al alcanzarse el
equilibrio existen el reactor a una presión total de 5,38 atm: 0,753 mol deCO, 1,506 mol de H2 y 0,247 mol de CH3OH. Calcular el valor de Kp.
CO (g) + 2 H2 (g) CH3OH (g)
1 2 / 0 1 / 2 0 1 6 1
7 : 5 7
1
La presión de 10atm y temperatura de 1482,53K, lacomposición de equilibrio del vapor de sodio es: 71.30% enpeso de monómero y 28.70% de dímero. Calcular Kp parala reacción en las condiciones dadas.
2 Na(g) Na2(g)
N2O4 (g)2NO2 (g)
ilib i é
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Reacciones reversible en las cuales intervienen reactivos y productos
en distintas fases.
CaCO3 (s) CaO (S) + CO2 (g)
Equilibrio Heterogéneo
3
2,
CaCO
COCaO Kc
La concentración de un sólido o líquido puro es constante a una T determinada
2,3 CO Kc Kc
CaO
CaCO
En General:
Si un sólido puro o un líquido puro
participa en un equilibrio heterogéneo,
su concentración se considera como
constante y no se incluye en la
expresión de equilibrio para lareacción.
A pesar de no aparecer en la expresión de
equilibrio los sólidos y líquidos deben
estar presentes para que se establezcael equilibrio.
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7 : 5 7
1
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Escriba la expresión de la constante de equilibrio Kc y Kp, asícomo la relación entre ellas si es el caso, para cada una de las
siguientes reacciones:
1. CH4(g) + 2 H2S (g) CS2(g) + 4 H2(g)
2. Ca(OH)2(ac) + CO2(g) CaCO3(s) + H2O(l)
3. NH3 (ac) + H2O(l) NH4+(ac) + OH-(ac)
4. 2 NaHCO3(s) Na2CO3(s) + CO2(g) + H2O(g)
5. Cu(s) + Cl2 (g) CuCl2 (s)
Ejemplo: 1 2 / 0 1 / 2 0 1 6 1 7 : 5 7
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¿Que información proporciona laConstante de equilibrio?
1.- Significado del valor numérico de Kc
el producto de lasconcentraciones de los productos sonmayores que las de los reactivos.
el producto de la
concentración de los productos sonmenores que la de los reactivos.
el producto de lasconcentraciones de los productos soniguales a los de las reactivos.
la reacción indirecta
apenas transcurre solo existenproductos y cantidades muy pequeñas dereactivos.
la reacción directa apenastranscurre solo existen los reactivos ycantidades muy pequeñas de productos.
1 Kc
1 Kc
1 Kc
1 Kc
1 Kc
1 2 / 0 1 / 2 0 1 6 1
7 : 5 7
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2.- Predice la dirección en la que procederá una mezcla de reacción
para alcanzar el equilibrio.
CO (g) + 2 H2 (g)
CH3OH (g) Si se comienza con los reactivos
Si se comienza con los productos
1 2 / 0 1 / 2 0 1 6 1 7 : 5 7
La reacción procede hacia laizquierda
La reacción procede hacia la derecha
Si se comienza con una mezcla de reactivos y productos.
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Mediante el Cociente de Reacción Qc, sustituyendo en la ecuación de equilibrio las
concentraciones iniciales de reactivos y productos; y comparando con Kc, puede
obtenerse el sentido de la reacción.
22
3
inicial H CO
OH CH Qc
inicial
inicial
22
3
equil equil
equil
H CO
OH CH Kc
1 2 / 0 1 / 2 0 1 6 1 7 : 5 7
Cociente de Reacción
Q > Kc la reacción procede hacia laizquierda, Formación de Reactivos.
Q < Kc la reacción procede hacia laderecha, Formación de Productos
EquilibrioQc
Kc Qc
KcQc Kc
KcQ = 0
(solo reactivos)
Q =∞
(solo Productos)
Aumento de Q
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3.- Permite calcular las concentraciones de reactivos y
productos una vez alcanzado el equilibrio
1.- Expresar las concentraciones en el equilibrio en función delas concentraciones iníciales y de una variable “X”.
X es el Cambio de Concentración.
2.- Escribir la expresión de Kc en términos de las
concentraciones en el equilibrio.Como se conoce el valor de Kc se despeja el valor de “X”
3.- Conocido el valor de x se pueden calcular las
Concentraciones de todas las especien una vez alcanzado elequilibrio.
1 2 / 0 1 / 2 0 1 6 1 7
: 5 7
22
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x = Cambio de Concentración
En un recipiente de 5 L a 200 °C, entran 3 moles de nitrógeno y 4 de oxígeno y seespera hasta que se alcance el equilibrio según la reacción. Kc = 0,1
2 NO (g)N2 (g) + O2 (g)
Inicial (mol) 3 4 0
Cambio (mol) - x - x 2 x
Equilibrio (mol) 3 - x 4 - x 2 x
22
2
O N
NO Kc
Estequiometria
Sustituyendo las concentraciones
al equilibrio en la expresión de la
constante de equilibrio
5
4
5
3
52
1,0
2
x x
x
Kc
M = mol/L
resolviendo la ecuación cuadrática
para calcular el valor de x
4722,0 xlas concentraciones al equilibrio son:
Moles Molaridad
NO 2 x = 0,94 mol 0,188 M
N2 3 – x = 2,53 mol 0,506 M
O2 4- x = 3,53 mol 0,706 M
3
4
1 2 / 0 1 / 2 0 1 6 1
7 : 5 7
23
-
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ProblemasLa Kp correspondiente a la reacción
Fe3O4 (s) + CO (g) 3 FeO (s) + CO2 (g) es 1,15 a 600°C.
Si la mezcla constituida inicialmente por 1 mol de Fe3O4, 2 moles de CO, 0,5 moles deFeO y 0,3 moles de CO2 fuese calentada hasta 600°C a la presión total constante de 5atm, ¿Cuál sería la cantidad en moles de cada sustancia en el equilibrio?.
La constante de equilibrio para la reacción es Kp = 1,05 a 250°C
PCl5 (g) PCl3 (g) + Cl2 (g)La reacción se inicia con una mezcla de PCl5 ,PCl3 y Cl2 cuyas presiones son 0,2 atm;
0,2 atm y 0,1 atm respectivamente a 250 °C. ¿Está la mezcla en equilibrio? Si no lo está,cuando se alcance cuales presiones habrán disminuido y cuales aumentado. Calcule sus
valores.
La constante de equilibrio Kc es igual a 2,00 a 300°C para la siguiente reacción
N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)
Se introduce una cierta cantidad de NH3, en un recipiente de 1,0L a 300°C. Cuando sealcanza el equilibrio se encontró que el recipiente contenía 2,00 moles de N2. ¿Cuántos
moles de NH3 se colocaron originalmente en el recipiente?
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7 : 5 7
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Pueden presentarse Diferentes Casos…
1) Dato = Kc.
2) Dato = moles de algún compuesto3) Dato = moles totales
4) Dato = presión parcial de algún compuesto.
5) Dato = presión total6) Dato = concentración de algún compuesto
7) Dato = gramos de algún compuesto
8) Dato = grado de disociación ()
inicialesmoles
disociadosmoles
Relación entre los moles de la sustancia descompuesta y los
moles iníciales de la misma. Es la fracción que se disocia por
cada mol
1 2 / 0 1 / 2 0 1 6 1 7
: 5 7
E í Lib C t t d E ilib i
-
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Energía Libre y Constante de Equilibrio
S T H G
ΔG < 0 Reacción espontánea en sentido directo
ΔG = 0 El sistema esta en equilibrio.
ΔG > 0 Reacción no espontánea.
Debe aportarse trabajo para que
ocurra. Es espontánea en el sentido inverso.
Energía Libre Estándar de Reacción: es el cambio de energía libre en una
reacción cuando se lleva a cabo en condiciones estándar
reactivoso
f productoso
f
o GmGnG
a A + b B c C + d D
T = 25°C
1 2 / 0 1 / 2 0 1 6 1
7 : 5 7
2
E í Lib C t t d E ilib i
-
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1 2 / 0 1 / 2 0 1 6 1
7 : 5 7
Energía Libre y Constante de EquilibrioUna reacción química tiene una tendencia espontanea hacia el equilibrio que es
medida por su energía libre (∆G), la cual representa la cantidad de energía disponible
para realizar trabajo.
Donde:
R = constante de los gasesideales (8,314J/K mol)
T = temperatura absoluta. (K)
Q = e reacción.
LnQT RGG 0
27
Al pasar de reactivos a productos, Q
aumenta y ∆G también hasta que sehace cero.
Si ∆G < 0 ReacciónDe forma
Espontánea.
Energía Libre y Constante de Equilibrio
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Energía Libre y Constante de Equilibrio
LnQcT RGG 0
Para un sistema que se encuentra en equilibrio 0G
Qc K
LnK T RG 00
LnK T RG 0 ΔG0 negativo: K > 1
ΔG0 cero: K = 1
ΔG0 positivo: K < 1
Sustituyendo
RT G
e K 0
Despejando el valor de K
Para gases las concentraciones se
expresan en atm y para soluciones
en Molaridad.
1 2 / 0 1 / 2 0 1 6 1
7 : 5 7
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Energía Libre y Constante de Equilibrio
RT G
e K 0
Para la descomposición del 2-propanol para formar acetona e hidrógeno
(CH3)2CHOH (g) (CH3)2CO (g) + H2(g)
La constante de equilibrio es 0,444 a 452°C. Es espontanea esta reacción en
condiciones estándar? Sera espontanea la reacción cuando las presiones
parciales del 2-propanol, acetona e hidrógeno sean 1,0; 0,1 y 0,1,
respectivamente?
Ejemplo:
1 2 / 0 1 / 2 0 1 6 1
7 : 5 7
29
-
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Principio de Le Chatelier
Si un sistema químico en equil ibr io se somete a cualquier
cambio que modif ique la condición de equi l ibri o, elsistema se desplaza (reacciona) en la dirección que
contrarreste el efecto del cambio, hasta alcanzar una
nueva condición de equi l ibrio.
Estos cambios se refieren a :
Cambios de concentración
Cambio de Presión o Volumen
Cambio de Temperatura
1 2 / 0 1 / 2 0 1 6
1 7 : 5 7
30
-
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Sistema Químico en equilibrio + una sustancia (reactivo o producto).
la reacción se desplaza para restablecer el equilibrio consumiendoparte de la sustancia adicionada.
Cambios de Concentración
Ejemplo:
1 2 / 0 1 / 2 0 1 6 1
7 : 5 7
A 720°C K = 2,37 x 10-3. Las concentraciones al equilibrio N2 = 0,683 M, H2 =8,8 M y NH3 = 1,05 M. Se añade amoniaco hasta 3,65M. Que sucede en la
reacción.
Según el principio de Le Chatelier
2 NH3 (g)N2 (g) + 3H2 (g)
2 NH3 (g)N2 (g) + 3H2 (g)
-
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Cambios de Presión y VolumenT = ctte
Sólid os y Líqu id os
redu ce el número de
mo les d el gas
Presión
Generalmente un cambio de Presión
no afecta el equilibrio
La Presión se puede modificar de tres formas
1.- Añadiendo o Extrayendo un reactivo gaseoso
efecto de cambiarla concentración.
2.- Añadiendo al sistema un gas inerte sin cambiar el volumen
3.- Cambiando el Volumen del sistema.
Si
V =
P
Si V = P
Si se reduce el Volumen el
sistema responderá
desplazando su posición
de equilibrio a fin de
reducir la presión
Gases
1 2 / 0 1 / 2 0 1 6 1
7 : 5 7
Cambios de Presión y Volumen
-
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Según el principio de
Le Chatelier
Cambios de Presión y Volumen
T = ctteLa reduc ción del volum en de
un mezcla gaseosa en
equi l ibr io
reduc e el número de
mo les del gas
Si se reduce el
V2 = V1/2,las concentraciones de
reactivos en el
sistema aumentan el
doble lo cual afecta el
equilibrio
Ejemplo:
1 2 / 0 1 / 2 0
1 6 1 7 : 5 7
33
2
2
2
2
22
2
3 1062,2
2414,00814,0
00544,0 x
H N
NH Qc
Qc < Kc
2 NH3 (g)N2 (g) + 3H2 (g)
A 472°C K = 0,105. las concentraciones al equilibrio N2 = 0,0402 M, H2 =
0,1207 M y NH3 = 0,00272M. Que sucede si el volumen se reduce a la
mitad.
-
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Puede modificarse la presión del sistema sin
cambiar el volumen agregando un gasinerte como He
La presencia de un gasinerte no altera el
equilibrio
Aumenta la presión total del sistema pero laspresiones parciales permanecen constantes.
2.- Añadiendo al sistema un gas inerte sin cambiar el volumen
1 2 / 0 1 / 2 0 1 6 1 7 : 5 7
3
Cambios de Temperatura
-
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Cambios de Temperatura
productosCalor reactivos
Un cambio de Temperatura afecta el valor de K.
Cuando la temperatura aumenta el equilibrio se desplaza en el sentido que
absorbe calor.
Endotérmica Exotérmica
Calor productosreactivos
Equilibrio Equilibrio
1 2 / 0 1 / 2 0
1 6 1 7 : 5 7
Al calentar Al Calentar
Kc
A mayor T KcA menor T
La reacción procede hacia laizquierda a mayor T
Kc
A mayor TKc
A menor T
La reacción procede hacia la derechaa mayor T
-
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7 : 5 7
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Cambios de Temperatura
[Co(OH2)6]2+ + 4 Cl- + calor [CoCl4]
2- + 6 H2O
Inicio Temperatura Ambiente (mezcla purpura)
Equilibrio
0 °C≈ 80
°C
Reacción Reacción
C t t d ilib i T t
-
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Constante de equilibrio y Temperatura 1 2 / 0 1 / 2 0 1 6 1
7 : 5 7 LnK T RG
0 ooo S T H G
Considerando que:
y
Donde ∆H° y ∆S° de la Temperatura, se deduce que:
RS
T R H LnK
oo
Si se consideran 2 temperaturas, con un de K para cada una se tendría que:
121
2 11
T T R
H
K
K Ln
o
Ecuación de Van´t Hoff
Ef t d l t li d
-
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Efecto del catalizador
Aumenta la velocidad de reacción ya que disminuye energía
de activación.
NO afecta el equi l ibrio de la Reacción
Pero este disminuye Ea de reacción directa e inversa en
la misma proporción.
ya que no afecta la
constante de equi l ibrio
ni la concentración de
alguno de los reactivos.
Sin catali zador la
reacción tarda más
tiempo en alcanzar el
equilibrio.
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3
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ProcesoHaber Bosch
N2 + 3 H2 NH3
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ProblemasSe lleva a cabo una reacción química para eliminar una impureza de un sistema
que es imposible retirar directamente. Se sabe que el sistema contiene 1,596 molde C; 3,77 atm de D y 0,807 mol de B. Estas cantidades son colocadas en un
reactor rígido de 80L a 495 ºC y se espera que alcance el equilibrio.
A(g) + 2B(g) C(g) + 3D(g)
En este momento se comprueba que se han formado 0,248 atm de A. ¿Quécantidad en moles de D pudo eliminarse del sistema?
La cantidad de D eliminada es baja y debe aumentarse ya que la norma ambiental
exige que la concentración sea 0,01 mol/L. Usted debe decidir (justificarlo) cuál de
estas opciones es posible llevar a cabo para disminuir la concentración de D en el
sistema q ya está en equilibrio: (realice el cálculo correspondiente). Es posible
cumplir con la normativa ambiental.
a) Eliminar A del reactor mediante condensación.
b) Agregar un catalizador.
c) Eliminar D mediante cristalización.
d) Reducir el volumen a la mitad.
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P bl
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ProblemasEn la reacción de Hierro con vapor de agua se establece el equilibrio
3Fe(s) + 4H2O(g) Fe3O4(s) + 4H2(g)
cuyo valor de la constante de equilibrio Kc es 4,6 a 850ºC. ¿Cuál es la concentración de
agua presente en el equilibrio si la reacción se inicia 6,5g de H2 y un exceso de oxido de
hierro (Fe3O4(s)), en un recipiente de 15,0L? ¿Cuántos gramos de hierro hay una vez
alcanzado el equilibrio?
Si se elimina el hidrógeno del sistema en equilibrio, ¿Qué cantidad de hierro y agua
quedan en el reactor?
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Se busca calcular la constante de equilibrio para la siguiente reacción porque se
requiere usarla en la producción industrial de acido clorhídrico a partir de cloro y agua.
Para ello se realiza un experimento colocando en un matraz de 1 L a 300°C 0,3 moles de
cada reactivo:
2Cl2(g) + 2H2O(g) 4HCl(g) + O2(g)Durante el experimento se estudió la concentración de agua observando que después
de 100 min se hace constante en 0,238 mol/L.
La industria donde pretende producirse el acido clorhídrico cuenta con una cantidad de
cloro gas (Cl2) igual a 1065 gramos y de agua igual a 216 gramos. Usted debe calcular
cual es el volumen del reactor utilizado para que se produzcan 385,78 gramos de HCl.
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