Fisicoquimica

UNIVERSIDAD VERACRUZANA FACULTAD DE CIENCIAS QUIMICAS

MATERIA:

FISICOQUIMICA

ALUMNO: OSWALDO DE LE MERCED MEDINA NO. DE EQUIPO 2 “PROBLEMARIO 1” CARRERA: INGENIERIA AMBIENTAL FECHA DE ENTREGA: 08/04/2015

Facultad de Ciencias Químicas

EL CONCEPTO EQUILIBRIO

DE

EQUILIBRIO

Universidad Veracruzana

Y

LA

CONSTANTE

DE

14.1. Defina equilibrio. Proporcione dos ejemplos de un equilibrio dinámico. Un equilibrio dinámico ocurre cuando dos procesos reversibles ocurren al mismo paso. Muchos procesos (como algunas reacciones químicas) son reversibles y cuando están en un equilibrio dinámico, reacciones opuestas ocurren al mismo paso(es demasiado eficiente). EJEMPLOS. I.

Un ejemplo práctico y sencillo sería colocar un balde de agua en un espacio pequeño y cerrado. El agua del balde comienza a evaporar, hasta saturar el aire del lugar. Una vez saturado el ambiente, se sigue evaporando algo de agua, porque la humedad ambiental choca contra la superficie del balde y se condensa.

II.

Cuando una reacción llega al punto máximo de conversión, no es que los productos cesen de reaccionar, sino que la velocidad de la reacción inversa ha igualado la velocidad de la reacción directa, es decir, sigue habiendo actividad, química, no está estática, pero aparentemente" la reacción ceso, es una muestra de equilibrio dinámico.

III.

H2 (g) + I2 (g) <———-> 2 HI (g). a. La velocidad de la reacción directa está dada por: vd=Kd= [H2] [I2] b. La velocidad de la reacción inversa sería vi=Ki= [HI]2 c. Como en el equilibrio las velocidades de reacciones directa e inversa son iguales, el cociente entre ambas velocidades es una constante K, llamada constante de equilibrio.

14.2. Explique la diferencia entre equilibrio físico y equilibrio químico. Proporcione dos ejemplos de cada uno.

La diferencia que existe es que el equilibrio físico se da entre dos fases de la misma sustancia, debido a que los cambios que ocurren son procesos físicos; mientras que el equilibrio químico se alcanza cuando las velocidades de las reacciones directas e inversas se igualan y las concentraciones netas de reactivos y productos permanecen constantes.

Oswaldo De La Merced Medina

Fisicoquímica



Ejemplos de equilibrio físico 

La evaporación del agua en una temperatura determinada.

un

recipiente

cerrado

a

En este caso, el número de moléculas de H2O se dejan en la fase líquida y regresan a ella es el mismo: H2O (l) Û H2O (g)



Una pelota de 100N suspendida por una cuerda A es tirada hacia un lado en forma horizontal mediante otra cuerda B y sostenida de tal manera que la cuerda A forma un ángulo de 30° con el poste vertical ¿encuentre las tensiones en las cuerdas A y B?

Ejemplo de equilibrio químico 

CO (g) + Cl2 (g) Û COCl2 (g)



H2 (g) + I2 (g) Û 2HI (g)


Fisicoquímica



14.3. ¿Cuál es la ley de acción de masas? Es un proceso elemental, el producto de las concentraciones en el equilibrio de los productos elevadas a sus respectivos coeficientes estequiométricos, dividido por el producto de las concentraciones de los reactivos en el equilibrio, elevadas a sus respectivos coeficientes estequiométricos, es una constante a cada temperatura, llamada constante de equilibrio.

14.4. Describa brevemente la importancia del equilibrio en el estudio de las reacciones químicas. Son la clave para resolver muchos tipos de problemas de estequiometria, Conocer las condiciones de equilibrio químico de una reacción química en particular permite controlarlas cuando dicha reacción forma parte de un proceso productivo. Este a ser un fenómeno cuya naturaleza dinámica permite su MODIFICACIÓN con sólo variar algunos factores de los que depende, como temperatura, presión, volumen o concentraciones de las sustancias que intervienen en la reacción, lo cual resulta de vital importancia para aumentar el rendimiento de los procesos industriales.

EXPRESIONES DE LAS CONSTANTES DE EQUILIBRIO.

14.5. Defina el equilibrio homogéneo y el equilibrio heterogéneo. Proporcione dos ejemplos de cada uno. EQUILIBRIO HOMOGÉNEO: Se aplica a las reacciones en las que todas las especies reactivas se encuentran en la misma fase. La disociación del N 2 O 4 es un ejemplo de equilibrio homogéneo en fase gaseosa. El equilibrio puede expresarse matemáticamente de la siguiente forma:


Fisicoquímica



EQUILIBRIO HETEROGENEO: Una reacción reversible en la que intervienen reactivos y productos en distintas fases conduce a un equilibrio heterogéneo. Por ejemplo, cuando el carbonato de calcio se calienta en un recipiente cerrado, se establece el siguiente equilibrio:

I.

Ejemplos de equilibrio Homogéneo:

II.

Ejemplos de equilibrio Heterogéneo:


Fisicoquímica



14.6. ¿Qué representan los símbolos Kc y KP? Kc: Esta numéricamente relacionado con las concentraciones molares y Kc se considera adimensional es decir no tiene unidades.

Kp: indica que las concentraciones en el equilibrio están expresadas en término de las presiones parciales.

14.7. Escriba las expresiones para las constantes de equilibrio KP de las siguientes reacciones de descomposición térmica: a) 2NaH C3 ( s)

⇆

N a2 CO3(S) + CO2(g) + H2O(g)

kp =


PCO ∙ P H O 1 2

2

Fisicoquímica


k p =PCO ∙ P H 2

2

b) 2CaSO4(S)

O

⇌

kp

k p =PSO 2 ∙ PO 2


2CaO (s)+2 S O2 ( g) + O2 (g)

P SO 2 ∙ P O 1

=

2

2

2

14.8. Escriba las expresiones de las constantes de equilibrio para Kc y KP, si es el caso, en cada uno de los siguientes procesos.

a)

2C O 2 ( g ) ⇌

2CO(g) +

O2 ( g )

2

k c=

b)

[ CO ] [ O2 ]

[ CO2 ]

k p=

2

Pco 2 ∙ P0 Pco

2

2

2

3 O2 ( g ) ⇌2 O3 ( g )

2

[ O3 ] kc= 3 [ O2 ]

c) CO(g) +

k p=

PO 2 3

PO 3 2

Cl2 ( g ) ⇌ COCl2(g)


Fisicoquímica


kc=

[ COCl 2 ] [ CO ] [ Cl2 ] ⇌

d) H2O(g) + C(S)

k c=

k p=

P COCl PCO ∙ PCl 2

2

CO(g) + H2(g)

[ CO ] [ H 2 ]

k p=

[ H2 O]

e) HCOOH(ac) ⇌


PCO ∙ P H PH O

2

2

H+(ac) + HCOO- (ac)

+ ¿¿ H ¿ −¿ HCOO¿ ¿ ¿ k c =¿ f) 2HgO(S) ⇌

2Hg(l) + O2(g)

k p =PO

k c = [O2 ]

2

14.9. Anote las expresiones de las constantes de equilibrio para Kc y KP, si es el caso, para las siguientes reacciones: a) 2NO2(g) + 7H2(g) ⇌

2NH3(g) + 4H2O(l) 2

[ NH 3 ] kc= 2 7 [ NO 2 ] [ H 2 ] b) 2ZnS(s) + 3O2(g) ⇌

k p=

P NH 2 3

2

P NO ∙ P H 7 2

2

2ZnO(s) + 2SO2(g)


Fisicoquímica



2

[ SO2 ] kc= 3 [ O2 ] c) C(s) + CO2(g) ⇌

k p=

P SO 2 2

PO 3 2

2CO(g)

kc= d) C6H5COOH(ac) ⇌

[ CO ]2

[ CO 2 ]

PCO 2 k p= PCO 2

C6H5COO-(ac) +H+(ac)

−¿ ¿ C 6 H 5 COO ¿ +¿ ¿ H ¿ ¿ k c =¿

14.10. Escriba la ecuación que relaciona a Kc y KP y defina todos los términos. Kp y Kc se relacionan mediante la ley de los gases ideales, de forma que conocida una, puede conocerse la otra.

Kp=Kc( RT )(c+d )– (a+b ) Kp= constante de equilibrio en términos de presiones parciales Kc= constante de equilibrio en términos de concentración molar R= constante de los gases T= temperatura (c+d) – (a+b) = número de moles de productos menos número de moles de reactivos.

14.11. ¿Cuál es la regla para escribir la constante de equilibrio para la reacción global en la que participan dos o más reacciones?

Al señalar un valor para la constante de equilibrio, es necesario especificar la ecuación balanceada y la temperatura. Si una reacción representa la suma de dos o más reacciones, la constante de equilibrio para la reacción global está dada por el producto de las constantes de equilibrio de las reacciones individuales.


Fisicoquímica



14.12. Proporcione un ejemplo de una reacción de equilibrios múltiples.

PROBLEMAS 14.13. La constante de equilibrio (KC) para la reacción A

⇌

B es KC = 10 a cierta temperatura. a. Si se empieza sólo con el reactivo A, ¿Cuál de los diagramas mostrados aquí representa mejor el sistema en equilibrio? b. ¿Cuál de los diagramas representa mejor el sistema en equilibrio si KC = 0.10? Explique por qué se puede calcular KC en cada caso sin saber el volumen del contenedor. Las esferas grises representan las moléculas A y las esferas verdes representan las moléculas B.


Fisicoquímica



a. El inciso a. b. El inciso d. R = Por la cantidad de esferas verdes y esferas grises. Y por la fórmula

kc=

[B] [A]

14.14. Los siguientes diagramas representan el estado de equilibrio para tres diferentes reacciones del tipo A + X ⇌ AX (X = B, C o D):

a. ¿Cuál reacción tiene la constante de equilibrio mayor? A +C ⇄ A C

b. ¿Cuál reacción tienen la constante de equilibrio menor? Oswaldo De La Merced Medina

Fisicoquímica



A+D ⇄ A D

14.15.

La constante de equilibrio (KC) para la reacción. 2HCl (g) ⇌ H2 (g) + Cl2 (g) Es de 4.17 X 10-34 a 25oc ¿Cuál es la constante de equilibrio para la reacción a la misma temperatura? H2 (g) + Cl2 (g) ⇌ 2HCl (g)

k c=

[ HCl ]

2

[ H 2 ] [Cl 2 ]

14.16.

=

1 =2.4 × 1033 −34 4.17 ×10

Considere el siguiente proceso de equilibrio a 700°C:

2H2 (g) + S2 (g) ⇌

2H2S (g)

Un análisis muestra que hay 2.50 moles de H 2, 1.35 X 10-5 moles de S2, y 8.70 moles de H2S contenidos en un matraz de 12.0 L. Calcule la constante de equilibrio K c de la reacción. H 2=

S 2=

2.5 moles =0.21 M 12 L

1.35× 10−5 =1.13 ×10−6 M 12 L

2 H 2 S=

8.7 moles =0.73 M 12 L

2

[H2 S ] k c= =1.13 ×107 2 [ H 2 ] [ S2 ] Oswaldo De La Merced Medina

Fisicoquímica


k c=

[ 0.73 ]


2

2

[ 0.21 ] [ 1.13 ×10 ] −6

=1.0799 ×107

14.17. ¿Cuál es el valor de Kp a 1 273oC para la reacción si KC es de 2.24 X 1022 a la misma temperatura? 2CO (g) + O2 (g) ⇌ 2CO2 (g) k p =2.24 ×1022 ( 0.0821∙ 1546 K )−1 20

k p =1.76 ×10

14.18. La constante de equilibrio Kp para la reacción es de 1.8 X 10-5 a 35oC. ¿Cuál es el valor de Kc para esta reacción? 2SO3 (g) ⇌

k c=

k c=

2SO2 (g) + O2 (g)

kp ( 0.0821∙ T )

Δn

1.8× 10−5 ( 0.0821∙ 308)1

k c =7.1183 ×10−7

14.19.

Considere la siguiente reacción:

N2 (g) + O2 (g) ⇌

2NO (g)

Si las presiones parciales de equilibrio de N2, O2 y NO son de 0.15 atm, 0.33 atm y 0.050 atm, respectivamente, a 2 200oC ¿Cuál es el valor de Kp?

k p=

( NO )2 (O 2) ( N 2)


Fisicoquímica



( 0.050 )2 k p= ( 0.15 )( 0.33 ) −2

k p =5.05× 10

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

⇌

2NH3(g)

[ 0.25 ]2 kc= =8.15 ×10−2 3 [ 0.11 ][ 1.91 ]

b) ½ N2(g) + 3/2 H2(g) ⇌

kc=

[ 0.25 ] 1 2

[ 0.11 ] [ 1.91 ]

14.21. I2 (g)

3 2

NH3(g)

=2.86 ×10−1

La constante de equilibrio Kc para la reacción. ⇌ 2I (g)

Es de 3.8 X 10-5 a 727oC. Encuentre Kc y Kp para el equilibrio a la misma temperatura. 2I (g) ⇌ I2 (g)

k c=

1 =2.63 ×10 4 −5 3.8 ×10


Fisicoquímica



4 k p =2.63× 10 ( 0.0821 ∙1000 ) =320.34

14.22. En equilibrio, la presión de la mezcla de reacción es de 0.105 atm a 350oC. Calcule Kp y Kc para esta reacción. ⇌

CaCO3(s)

CaO(s) + CO2 (g)

k p =0.105 k c= k c=

kp ( 0.0821∙ T ) Δ n 0.1 0 5 −3 =2.05× 10 ( 0.0821∙ 623)

14.23. El carbonato de amonio, NH4CO2NH2, se descompone según la reacción: NH4CO2NH2(s) ⇌

2NH3 (g) + CO2 (g)

Comenzando únicamente con el sólido, se encuentra que a 40oC la presión total de los gases (NH3 y CO2) es de 0.363 atm. Calcule la constante de equilibrio Kp. Presión total = La suma de las presiones parciales es la presión total 0.363 = P (NH3)2 * PCO2 Por cada presión parcial de PCO2 se produce dos de P (NH3)2 entonces: 0.363 = 2 PCO2 + PCO2 0.363 = 3 PCO2 (Factor común) PCO2 = 0.363/3 = 0,121 atm P (NH3)2 = 2 PCO2 = 2(0.121) = 0.242 atm Kp = (0.242 atm)2 (0.121 atm) = 7.086 x 10-3

kp

= 7,086 x

10−3

Considere la siguiente reacción a 1600oC: Br2 (g) ⇌ 2Br (g)

14.24.

Cuando 1.05 moles de Br2 se colocan en un matraz de 0.980 L, se disocia 1.20% de Br2. Determine la constante de equilibrio Kc de la reacción. Oswaldo De La Merced Medina

Fisicoquímica

Facultad de Ciencias Químicas Moles iniciales


Br 2=1.05

2 Br=0 1.20% de 1.05 = 0.0126 moles 2 × 1.20% (2.40%) de 1.05 = 0.0252 moles

Br 2=

1.05−0.0126 moles =1.0586 M 0.980 L

2 Br=

2× 0.0126 moles =0.0257 M 0.980 L

0.0257 2 k c= =6.24 ×10−4 1.0586 14.26. Se colocan 3.00 X 10-2 moles de fosgeno gaseoso puro (COCl2) en un recipiente de 1.50 L; este se calienta a 800 K y se encuentra que la presión de CO en equilibrio es de 0.497 atm. Calcule la constante de equilibrio KP de la reacción. CO (g) + Cl2 (g)

⇌

COCl2 (g)

p = nRT / V = 0.03 x 0.0821 x 800 / 1.5 = 1.31 atm presión del fosgeno COCl2 <-----> CO + Cl2 Presión COCl2 = 1.31 - 0.497 = 0.831

Kp = 14.27

(1.31) (0.831)(0.497)

=

3.17

Considere el equilibrio

2NOBr (g)

⇌

2NO (g) + Br2 (g)

Si el bromuro de nitrosilo, NOBr, se disocia en un 34% a 25oC y la presión total es de 0.25 atm, determine Kp y Kc para la disociación a esta temperatura. Reacción en equilibrio: 2NOBr (g) <---->2NO (g) + Br2 (g) Presión inicial: X atm Consumida: - 0.34 X Formada : + 0.34 X + 0.17 X Oswaldo De La Merced Medina

Fisicoquímica

Facultad de Ciencias Químicas En equilibrio:


0.66 X

+ 0.34 X

+ 0.17 X

Presión total = 0.25 atm 0.66X + 0.34X + 0.17 X = 0.25 1.17X = 0.25 X = 0.25 / 1.17 = 0.2136 atm

PNOBr

= 0.66 x 0.2136 = 0.14 atm

PNO

= 0.34 x 0.2136 = 0.07 atm

PBr

= 0.17 x 0.2136 = 0.04 atm

2

Ptotal

= ........................ 0.25 atm 2

Kp

=

P NO ∙ P Br P NOBr

2

2

0.072 ∙ 0.04 2 0.14

Kp

=

Kp

= 0.01 atm

Kp

= Kc (RT)^∆n

Kc = Kp / (RT)^∆n = (0.01) /[(0.082)(298)]^(3-2) Kc = 0.01 / 24.4 = 4.0 x 10^-4

14.27. En un reactor de 1.50 L a 400oC inicialmente había 2.50 moles de NOCl. Una vez que se alcanza el equilibrio, se encuentra que se disocio 28% de NOCl: 2NOCI (g) ⇌

2NO (g) + Cl2 (g)

Calcule la constante de equilibrio Kc de la reacción. 0.72 × 2.5 moles = 1.8 moles 0.28 × 2.5 = 0.70 moles

2 moles NO

NO = 0.70 moles NOCl × ( 2 moles NOCl ¿=0.7 moles

Cl2 =0.70 moles NOCl NOCl =

1 mol Cl =0.35 moles ( 2 moles NOCl ) 2

1.8 =1.2 M 1.5


Fisicoquímica

Facultad de Ciencias Químicas NO = Cl =


0.70 =0.47 M 1.5 0.35 =0.32 M 1.5

0.47 2 ( 0.23 ) k c= =3.53 ×10−2 2 1.2

14.29. Se determinaron las siguientes constantes de equilibrio para el ácido sulfhídrico a 25oC H2S (ac) ⇌ HS-(ac)

H+ (ac) + HS-(ac)

⇌

Kć = 9.5 x 10-8

H+ (ac) + S2-(ac)

K´Ć = 1.0 X 10-19

Calcule la constante de equilibrio para la siguiente reacción a la misma temperatura: H2S (ac)

⇌

2H+ (ac) + S2- (ac)

k c =9.5× 10−8 ( 1.0× 10−19 )=9.5 × 10−27

14.30. Se determinan las siguientes constantes de equilibrio para el ácido oxálico a 25oC: H2C2O4 (ac) HC2O4-(ac)

⇌

⇌

H+ (ac) + HC2O4-(ac) H+ (ac) + C2O24-(ac)

KĆ = 6.5 X 10-2 K´Ć = 6.1 X 10-5

Calcule la constante de equilibrio para la siguiente reacción a la misma temperatura: H2C2O4 (ac)

⇌

2H+ (ac) + C2O2-4(ac)

k c =6.5× 10−2 ( 6.1 ×10−5) =3.97 ×10−6 Oswaldo De La Merced Medina

Fisicoquímica



14.31. Se determinaron las siguientes constantes de equilibrio a 1 123K: C(S) + CO2 (g) ⇌ 2CO (g) K´P = 1.3 X 1014 CO (g) + Cl2 (g) ⇌ COCl2 (g) K´´P = 6.0 X 10-3 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)

k c = ( 1.3× 1014 ) ( 6.0 ×10−3 ) =7.8× 1011

1123 0.0821∙ ¿ ¿ 11 k p =7.8× 10 ¿


Fisicoquímica

Fisicoquimica

Recommend Documents