PRESENTACION Iniciamos el siguiente trabajo informativo con fines f ines de dar una visión del equilibrio químico, donde todos los procesos químicos químicos evolucionan desde desde los reactivos hasta la formación de productos a una determinada velocidad hasta que la reacción se completa. Llegado ese instante, lo que ocurre en el proceso es que la velocidad de formación de los productos es igual a la velocidad de descomposición de éstos para formar nuevamente los reactivos de los que proceden. Es decir, se llega a la formación de un estado dinámico en el que las concentraciones de todas las especies reaccionantes (reactivos y productos) permanecen constantes. constantes. Ese estado se conoce con el nombre de «equilibrio químico “Estos reconocimientos que utilizaremos en el laboratorio, nos permitirá que se establece cuando existen dos reacciones opuestas que tienen lugar simultáneamente a la misma velocidad.; estos análisis nos permitirán un mejor desempeño en nuestro ámbito profesional pesquero.
OBJETIVOS
Destreza en el planteamiento de las fórmulas de equilibrio. Reconocer los reactantes de las fórmulas de reacción. Analizar las formulas y saber el uso en la vida real como la constante constante de equilibrio. Analizar bien los productos de equilibrio. Tener dominio dominio a la hora de hacer hacer cualquier cualquier práctica, práctica, con respecto a estos temas.
OBJETIVOS
Destreza en el planteamiento de las fórmulas de equilibrio. Reconocer los reactantes de las fórmulas de reacción. Analizar las formulas y saber el uso en la vida real como la constante constante de equilibrio. Analizar bien los productos de equilibrio. Tener dominio dominio a la hora de hacer hacer cualquier cualquier práctica, práctica, con respecto a estos temas.
RESUMEN El siguiente informe de práctica se realizó a las 9:28 de la mañana en el laboratorio, donde difundimos el valor valor la mayoría de las reacciones reacciones químicas los reactivos no se consumen totalmente para obtener los productos deseados, sino que, por el contrario, llega un momento en el que parece que la reacción ha concluido. Podemos comprobar, analizando los productos formados y los reactivos consumidos, que la concentración con centración de ambos permanece constante. En el primer experiencia aplicativo se muestra el análisis de los compuestos ya balanceados donde se muestra ejercicios que se desarrollara se equilibrio químico, donde se desarrolla homogeneidad, tanto solidos como líquidos, mediante una fórmula de equilibrio químico. Todos estos procesos realizados nos muestran la semejanza entre los reactantes y productos.
ANTESEDENTES EQUILIBRIO QUÍMICO Es una reacción que nunca llega a completarse, pues se produce simultáneamente en ambos sentidos (los reactivos forman productos, y a su vez, éstos forman de nuevo reactivos). Es decir, se trata de un equilibrio dinámico. Cuando las concentraciones de cada una de las sustancias que intervienen (reactivos o productos) se estabiliza, es decir, se gastan a la misma velocidad que se forman, se llega al EQUILIBRIO QUÍMICO.
LEY DE ACCIÓN DE MASAS. CONSTANTE DE EQUILIBRIO (K C ) Para una reacción cualquiera (a A + b B +.... Á c C + d D +...) se define la constante de equilibrio (K C) de la siguiente manera: siendo las concentraciones medidas en el equilibrio (no confundir con las concentraciones iniciales de reactivos y productos). Se denomina constante de equilibrio, porque se observa que dicho valor es constante (dentro un mismo equilibrio) si se parte de cualquier concentración inicial de reactivo o producto. En la reacción anterior: H 2(g)+ I2(g) Á 2 HI (g) El valor de K C, dada su expresión, depende de cómo se ajuste la reacción. Es decir, si la reacción anterior la hubiéramos ajustado como: ½ H 2(g) + ½ I2(g) Á HI (g), la constante valdría la raíz cuadrada de la anterior. La constante K C cambia con la temperatura.
¡ATENCIÓN!: Sólo se incluyen las especies gaseosas y/o en disolución. Las especies en estado sólido o líquido tienen concentración constante, y por tanto, se integran en la constante de equilibrio. Ejemplo: Tengamos el equilibrio: 2 SO 2 (g) + O2 (g) Á 2 SO3(g). Se hacen cinco experimentos en los que se introducen diferentes concentraciones iniciales de ambos reactivos (SO2 y O2 ). Se produce la reacción y una vez alcanzado el equilibrio se miden las concentraciones tanto de reactivos como de productos observándose los siguientes datos:
Concentr. iniciales (mol/l)
Concentr. equilibrio (mol/l)
[SO2]
[O2]
[SO3]
[SO2]
[O2]
[SO3]
Kc
Exp 1
0,200
0,200
—
0,030
0,115
0,170
279,2
Exp 2
0,150
0,400
—
0,014
0,332
0,135
280,1
Exp 3
—
—
0,200
0,053
0,026
0,143
280,0
Exp 4
—
—
0,700
0,132
0,066
0,568
280,5
Exp 5
0,150
0,400
0,250
0,037
0,343
0,363
280,6
Kc se obtiene aplicando la expresión: Y como se ve es prácticamente constante.
Significado del valor de Kc
CONSTANTE DE EQUILIBRIO (KP). RELACIÓN CON KC. En las reacciones en que intervengan gases es más sencillo medir presiones parciales que concentraciones. Así en una reacción tipo: a A + b B Á c C + d D, se observa la constancia de K p viene definida por: En la reacción: 2 SO 2(g) + O2(g) Á 2 SO3(g)
De la ecuación general de los gases:
se obtiene:
Vemos, pues, que K P puede depender de la temperatura siempre que haya un cambio en el nº de moles de gases
Donde Dn = incremento en nº de moles de gases (n productos – nreactivos) Ejemplo: Calcular la constante K p a 1000 K en la reacción de formación del amoniaco vista anteriormente. (K C = 1,996 ·10 –2 M –2 ) N2(g) + 3 H2(g) Á 2 NH3(g) Dn = n productos – nreactivos = 2 – (1 + 3) = –2 KP = Kc x (RT)Dn =1,996 x 10-2 mol-2·l2 (0,082 atmxl x·mol-1xK-1 x1000 K)-2
Ejercicio C (Selectividad. Madrid Junio 1997 ): La constante de equilibrio de la reacción: N 2O 4 Á 2 NO2 vale 0,671 a 45ºC. Calcule la presión total en el equilibrio en un recipiente que se ha llenado con N 2O 4 a 10 atmósferas y a dicha temperatura. Datos: R = 0,082 atm·l·mol -1·K 1. Ö
MAGNITUD DE KC Y KP. El valor de ambas constantes puede variar entre límites bastante grandes: Ejemplos: · H2(g) + Cl2(g) Á 2 HCl(g) ; K c (298 K) = 2,5 x 1033 La reacción está muy desplazada a la derecha (en realidad se puede sustituir el símbolo Á por ®). K c (698 K) = 55,0 · H2(g) + I2(g) Á 2 HI(g); Se trata de un verdadero equilibrio (hay concentraciones apreciables de reactivos y productos).
K c (298 K) = 5,3 x 10 –31 · N2(g) + O2(g) Á 2 NO (g); La reacción está muy desplazada a la izquierda, es decir, apenas se forman productos.
GRADO DE DISOCIACIÓN (a). Se utiliza en aquellas reacciones en las que existe un único reactivo que se disocia en dos o más moléculas más pequeñas.
Es la fracción de un mol que se disocia (tanto por 1). En consecuencia, el % de sustancia disociada es igual a 100· a. Ejemplo: En un matraz de 5 litros se introducen 2 moles de PCl 5( g) y 1 mol de PCl 3(g) y se establece el siguiente equilibrio: PCl 5( g) Á PCl 3(g) + Cl 2( g). Sabiendo que K c (250 ºC) = 0,042; a) ¿cuáles son las concentraciones de cada sustancia en el equilibrio?; b) ¿cuál es el grado de disociación?
a) Equilibrio: PCl5(g) Á PCl3(g) + Cl2(g) Moles inic.: 2 1 0 Moles equil. 2 – x 1 + x x conc. eq(mol/l)(2 – x )/5 (1 + x )/5 x /5
Resolviendo la ecuación de segundo grado, se deduce que x = 0,28 moles
;
;
RELACIÓN ENTRE KC Y a. Sea una reacción A Á B + C. Si llamamos “c” = [A]inicial y suponemos que en principio sólo existe sustancia “A”, tendremos que:
Equilibrio: A Á Conc. Inic. (mol/l): c conc. eq(mol/l) c (1 – a)
B 0 c a
+
C 0 c · a
En el caso de que la sustancia esté poco disociada (K C muy pequeña): a << 1 y K C = c a 2, con lo que se tiene a de manera inmediata. En caso de duda, puedes despreciar, y si ves que a < 0,02, puedes dejar el resultado, mientras que si a > 0,02 conviene que no desprecies y resuelvas la ecuación de segundo grado. Ejemplo: Utilizar la expresión de la constante en función de “a” en el ejemplo anterior: “En un matraz de 5 litros se introducen 2 moles de PCl 5( g) y 1 mol de de
PCl 3(g) y se establece el siguiente equilibrio: PCl 5( g) Á PCl 3(g) + Cl 2 (g). Sabiendo que K c (250 ºC) = 0,042, ¿cuál es el grado de disociación?”. Equilibrio: PCl5(g) Á PCl3(g) + Cl2(g) Conc. inic.: 2/5 1/5 0 conc. eq(mol/l) 0,4(1 –a) 0,2+0,4 ·a 0,4 ·a
En este caso y dado el valor de la constante no debe despreciarse a frente a 1, por lo que deberíamos resolver la ecuación de segundo grado: a = 0,14
COCIENTE DE REACCIÓN (Q) En una reacción cualquiera: a A + b B Á c C + d D se llama cociente de reacción a:
Tiene la misma fórmula que la K C pero a diferencia de ésta, las concentraciones no tienen porqué ser las del equilibrio. ·
Si Q = K c entonces el sistema está en equilibrio.
· Si Q < K c el sistema evolucionará hacia la derecha, es decir, aumentarán las concentraciones de los productos y disminuirán las de los reactivos hasta que Q se iguale con K C. · Si Q > K c el sistema evolucionará hacia la izquierda, es decir, aumentarán las concentraciones de los reactivos y disminuirán las de los productos hasta que Q se iguale con K C. Una simulación de cómo varían las concentraciones de la diferentes sustancias a lo largo de un equilibrio químico y como Q tiende a K C puede verse descargando el programa Lechat 2.1 dehttp://nautilus.fis.uc.pt/wwwqui/equilibrio/port/eqq_lechat2.html. Ejemplo:
En un recipiente de 3 litros se introducen 0,6 moles de HI, 0,3 moles de H 2 y 0,3 moles de I 2 a 490ºC. Si K c = 0,022 a 490ºC para 2 HI(g) ÁH 2( g) + I 2( g) a) ¿se encuentra en equilibrio?; b) Caso de no encontrarse, ¿cuantos moles de HI, H 2 e I 2 habrá en el equilibrio?
a) Como Q > Kc el sistema no se encuentra en equilibrio y la reacción se desplazará hacia la izquierda. b) Equilibrio: Moles inic.: Moles equil .
2 HI(g) 0,6 0,6 + 2 x
Á I2(g) + H2(g) 0,3 0,3 0,3 – x 0,3 – x
Resolviendo la ecuación se obtiene que: x = 0,163 moles Equil: Mol eq:
2 HI(g) 0,6+2x0,163
Á
I2(g) + H2(g) 0,3 –0,163 0,3 –0,163
n(HI) = 0,93 mol ; n(I2) = 0,14 mol ; n(H2) = 0,14 mol
MODIFICACIONES DEL EQUILIBRIO. Si un sistema se encuentra en equilibrio (Q = K c) y se produce una perturbación: ·
Cambio en la concentración de alguno de los reactivos o productos.
·
Cambio en la presión (o volumen).
·
Cambio en la temperatura.
El sistema deja de estar en equilibrio y trata de volver a él.
Cambio en la concentración de alguno de los reactivos o productos. Si una vez establecido un equilibrio se varía la concentración algún reactivo o producto el equilibrio desaparece y se tiende hacia un nuevo equilibrio. Las concentraciones iniciales de este nuevo equilibrio son las del equilibrio anterior con las variaciones que se hayan introducido. Lógicamente la constante del nuevo equilibrio es la misma, por lo que si aumenta la concentración de algún reactivo, crecería el denominador en Q, y la
manera de volver a igualarse a K C sería que disminuyera la concentración de reactivos (en cantidades estequiometrias) y, en consecuencia, que aumentasen las concentraciones de productos, con lo que el equilibrio se desplazaría hacia la derecha, es decir, se obtiene más producto que en condiciones iniciales. De la manera, en caso de que disminuyera la concentración de algún reactivo: disminuiría el denominador en Q, y la manera de volver a igualarse a K C sería que aumentase la concentración de reactivos (en cantidades estequiometrias) y, en consecuencia, que disminuyesen las concentraciones de productos, con lo que el equilibrio se desplazaría hacia la izquierda, es decir, se obtiene menos producto que en condiciones iniciales. Análogamente, podría argumentarse que, si aumentase la concentración de algún producto, el equilibrio se desplazaría a la izquierda, mientras que si disminuyese, se desplazaría hacia la derecha.
Cambio en la presión (o volumen) En cualquier equilibrio en el que haya un cambio en el número de moles en sustancias gaseosas entre reactivos y productos, como por ejemplo en reacciones de disociación del tipo: A Á B + C, ya se vio que K C @ c x a2
Al aumentar “p” (o disminuir el volumen) aumenta la concentración y eso lleva consigo una menor “a”, es decir, el equilibrio se desplaza hacia la izquierda que
es donde menos moles hay. Este desplazamiento del equilibrio al aumentar la presión, hacia donde menos moles de sustancias gaseosas, es válido y generalizable para cualquier equilibrio en el que intervengan gases. Lógicamente, si la presión disminuye, el efecto es el contrario. Si el número de moles gaseosos total de reactivos es igual al de productos se pueden eliminar todos los volúmenes en la expresión de K C, con lo que éste no afecta al equilibrio (y por tanto, tampoco la presión). ¡CUIDADO!: El cambio de presión apenas afecta a sustancias líquidas (incluyendo disoluciones) o sólidas, por lo que si en una reacción no interviene ningún gas, estos cambios no afectarán al equilibrio.
Cambio en la temperatura. Se observa que, al aumentar T , el sistema se desplaza hacia donde se consuma calor, es decir, hacia la izquierda en las reacciones exotérmicas y hacia la derecha en las endotérmicas. Si disminuye T el sistema se desplaza hacia donde se desprenda calor (derecha en las exotérmicas e izquierda en las endotérmicas). Ejemplo: ¿Hacia dónde se desplazará el equilibrio al: a) disminuir la presión? b) aumentar la temperatura? H 2O (g) + C(s) Á CO(g) + H 2( g) (DH > 0) Hay que tener en cuenta que las concentraciones de los sólidos ya están incluidas en la K C por ser constantes.
Al bajar " p" el equilibrio se desplaza hacia la derecha (donde más moles de gases hay: 1 de CO + 1 de H 2 frente a 1 sólo de H 2O) Al subir "T " el equilibrio también se desplaza hacia la derecha (donde se consume calor por ser la reacción endotérmica).
Principio de Le Chatelier. Variaciones en el equilibrio. “Un cambio o perturbación en cualquiera de las variables que determinan
el estado de equilibrio químico produce un desplazamiento del equilibrio en el sentido de contrarrestar o minimizar el efecto causado por la perturbación”.
·
D[reactivos] > 0
¾¾®
·
D[reactivos] < 0
¬¾¾
·
D[ productos] > 0
¬¾¾
·
D[ productos] < 0
¾¾®
·
DT > 0 (exotérmicas)
¬¾¾
·
DT > 0 (endotérmicas)
¾¾®
·
DT < 0 (exotérmicas)
¾¾®
·
DT < 0 (endotérmicas)
¬¾¾
·
Dp > 0
Hacia donde menos nº moles de gases
·
D p < 0
Hacia donde más nº moles de gases.
Importancia en procesos industriales. El saber qué condiciones favorecen el desplazamiento de un equilibrio hacia la formación de un producto es de suma importancia en la industria, pues se conseguirá un mayor rendimiento, en dicho proceso. Un ejemplo típico es la síntesis de Haber en la formación de amoniaco a partir de la reacción N2(g) + 3 H2(g) Á 2 NH3(g), exotérmica. La formación de amoniaco está favorecida por altas presiones (menos moles gaseosos de productos que de reactivos) y por una baja temperatura. Por ello esta reacción se lleva a cabo a altísima presión y a una temperatura relativamente baja, aunque no puede ser muy baja para que la reacción no sea muy lenta. Hay que mantener un equilibrio entre rendimiento y tiempo de reacción.
EQUILIBRIOS HETEROGÉNEOS. Se habla de reacción homogénea cuando tanto reactivos como productos se encuentran en el mismo estado físico. En cambio, si entre las sustancias que
intervienen en la reacción se distinguen varias fases o estados físicos, hablaremos de reacciones heterogéneas. Por ejemplo, la reacción: CaCO 3(s) Á CaO(s) + CO2(g) se trata de un equilibrio heterogéneo. Aplicando la ley de acción de masas se cumplirá que:
Sin embargo, las concentraciones (n/V ) de ambas sustancias sólidas (CaCO 3 y CaO) son constantes, al igual que las densidades de sustancias puras ( m/V ) son también constantes. Por ello, agrupando las constantes en una sola a la que llamaremos K C se tiene:
Análogamente: K P = p(CO2)
¡ATENCIÓN!: En la expresión de K C de la ley de acción de masas sólo aparecen las concentraciones de gases y sustancias en disolución, mientras que en la expresión de K P únicamente aparecen las presiones parciales de las sustancias gaseosas. REACCIONES DE PRECIPITACIÓN. · Son reacciones de equilibrio heterogéneo sólido-líquido. La fase sólida contiene una sustancia poco soluble (normalmente una sal). La fase líquida contiene los iones producidos en la disociación de la sustancia sólida. Normalmente el disolvente suele tratarse de agua.
Solubilidad (s). Es la máxima concentración molar de soluto en un determinado disolvente, es decir, la molaridad de la disolución saturada de dicho soluto. Depende de:
La temperatura. Normalmente es mayor a mayor temperatura debido a la · mayor energía del cristal para romper uniones entre iones. Energía reticular . Si la energía de solvatación es mayor que la reticular U · se favorece la disolución. A mayor carácter covalente mayor U y por tanto menor solubilidad.
La entropía. Al diluirse una sal se produce un sistema más desordenado · por lo que aunque energéticamente no esté favorecida la disolución ésta puede llegar a producirse. Producto de solubilidad (KS o PS) en electrolitos de tipo AB. En un electrolito de tipo AB el equilibrio de solubilidad viene determinado por: AB(s) Á A+(ac) + B-(ac) Conc. inic. (mol/l): c Conc. eq. (mol/l): c
0
0 s
s
La concentración del sólido permanece constante. Y la constante de equilibrio tiene la expresión: Þ
Producto de solubilidad en otro tipo de electrolito.
FACTORES QUE AFECTAN A LA SOLUBILIDAD. · Además de la temperatura, existen otro factores que influyen en la solubilidad por afectar a la concentración de uno de los iones de un electrolito poco soluble. Estos son: ·
Efecto ion común.
-
Formación de un ácido débil.
-
Formación de una base débil.
·
pH.
·
Formación de complejos estables.
·
Reacciones redox.
Efecto ion común. Si a una disolución saturada de un electrolito poco soluble añadimos otra sustancia que aporta uno de los iones, la concentración de éste aumentará. Lógicamente, la concentración del otro ion deberá disminuir para que el producto de las concentraciones de ambos permanezca constante. Como el equilibrio se desplaza a la izquierda la solubilidad, que mide la máxima concentración de soluto disuelto, disminuirá en consecuencia. Ejemplo: ¿Cuál será la solubilidad del cloruro de plata si añadimos nitrato de plata hasta una concentración final 0,002 M? AgCl(s) Á Ag+(ac) + Cl -(ac) K S = 1,7 x 10-10 = [Ag+] x [Cl-] = s2 Al añadir el AgNO3, la [Ag+] sube hasta 2 x10 -3 M, pues se puede despreciar la concentración que había antes.
desplaza a la izquierda y la
[Cl -],
En consecuencia, el equilibrio se es decir, la nueva solubilidad, debe disminuir.
Influencia del pH por formación de un ácido débil. Equilibrio solubil: AB(s) Á A- (ac) + B+ (ac) Equilibrio acidez: HA(ac) Á A- (ac) + H+ (ac) Si el anión A - en que se disocia un electrolito poco soluble forma un ácido débil HA, al aumentar la acidez o [H +] el equilibrio de disociación del ácido se desplazará hacia la izquierda. En consecuencia, disminuirá [A -], con lo que se solubilizará más electrolito AB. Ejemplo: al añadir un ácido fuerte sobre el ZnCO 3, se formará H2CO3, ácido débil, y al disminuir [CO 32-], se disolverá más ZnCO 3, pudiéndose llegar a disolver por completo.
Cambio en la solubilidad por formación de una base débil. Suele producirse a partir de sales solubles que contienen el catión NH 4+. Ejemplo: NH4Cl(s) ± Cl- (ac) + NH4+ (ac) Equil base: NH4OH (ac) Á NH4+ (ac) + OH- (ac)
Los NH4+ reaccionan con los OH - formándose NH 4OH al desplazar el equilibrio de la base hacia la izquierda. Es el método usual de disolver hidróxidos poco solubles tales como el Mg(OH)2. Equil. Solub. Á Mg2+(ac) + 2 OH-(ac). En consecuencia, disminuirá [OH -], con lo que se solubilizará más Mg(OH) 2.
Formación de un complejo estable. Un ion complejo es un ion formado por más de un átomo o grupo de átomos. Ejemplos: [Al(OH)4]-, [Zn(CN)4]2-, [AlF6]3- , [Ag(NH3)2]+. De esta manera, se pueden disolver precipita-dos añadiendo, por ejemplo, cianuro de sodio a electrolitos insolubles de cinc como el Zn(OH) 2, ya que al formarse el catión [Zn(CN) 4]2-, que es muy estable. Así, disminuirá drásticamente la concentración de Zn2+, con lo que se disolverá más Zn(OH)2. Igualmente, pueden disolverse precipitados de AgCl añadiendo amoniaco.
Oxidación o reducción de iones. Si alguno de los iones que intervienen en un equilibrio de solubilidad se oxida o se reduce como consecuencia de añadir un oxidante o reductor, la concentración de este ion disminuirá. En consecuencia, el equilibrio del electrolito insoluble se desplazará hacia al derecha, disolviéndose en mayor cantidad. Ejemplo: El CuS se disuelve fácilmente en ácido nítrico, ya que éste es oxidante y oxida el S 2- a S0. 3 CuS + 2 NO 3- + 8 H+ Á 3 S0 + 3 Cu2+ + 2 NO + 4 H2O. En realidad el CuS se transforma en Cu(NO 3)2 mucho más soluble, al desaparecer los iones S 2 – de la disolución.
ESQUEMA
EQUILIBRIO QUIMICO
Reacciones reversibles
Estado de equilibro con
Balanceos entre (diferencia de G°, Keq y grado de reacción) .
composición constante
EQUILIBRIOS DE SOLUBILIDAD
EQUILIBRIO DINAMICO
Modificacion del Determinación de Ks y solubilidades Principio de Le Chatelier
Ley de acción de masas: constante de equilibrio Keq.
Kc y Kp
Cociente de reacción Q
Formación de precipitados
Desplazamiento de
Cambios de n, T, P Determinación de la composición en el equilibrio.
equilibrio de solubilidad
Síntesis de sustancia
MATERIALES Tabla periódica. Texto universitario (sobre soluciones para el desarrollo de la practica). Una calculadora. Lápiz, borrador, hoja de apunte, Etc. PROCEDIMIENTO
Comenzamos el informe a las 9:15 AM. EXPERIMENTO 1. En este primer proceso realizamos ejemplos de constante de equilibrio de cada uno de los compuestos.
2NaOH + H2SO4 ------- Na2SO4 + 2H2O =
[24] [2] [][24]
4Na + O2 ------- 2NaO2 =
[] [2]
2K + 2HNO3 ------- 2KNO3 + H2 =
[2]
[3] [2] [] [3]
CuCl2 + H2S ------- CuS + 2HCl =
[] [] [2] [2]
2NaOH + H2SO4 ------- Na2SO4 + 2H2O [24] [2]
=
[][24]
2KClO3 ------- 2KCl + 3O2 =
[4] [] [2] [24]
2NaOH + H2SO3 ------- Na2SO3 + 2H2O [23] [2]
=
[][23]
AgNo3 + KCN ------- AgCN + KN =
[ ] [KN] [ 3] []
NaCl + AgNO3 ------- AgCl + NaNO3 =
[3]
CaF2 + H2SO4 ------- CaSO4 + 2HF =
[ ] [2]
[ ] [3] [ ] [ 3 ]
AgNO3 + HCl ------- AgCl + HNO3 =
[ ] [3] [ 3 ] [ ]
OPINION DEL ALUMNO Opino que evoluciona de forma espontánea un sistema químico, en el que tiene lugar una reacción química reversible, tanto reactivos como productos de la reacción, permanecen constantes a lo largo del tiempo.
CONCLUSIONES Concluyo exponiendo que el equilibrio químico es 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, por las cuales nuestra labor es analizar y distinguir para llevarlo en práctica en nuestra carrera profesional.
RECOMENDACIONES Para tener un mejor desempeño en este tema y ponerlo en práctica, tenemos que tener en cuenta algunos principios.
Reconocer y analizar las fórmulas de constante de equilibrio. Profundizarlo más y llevarlo a la práctica. Poner interés en el tema, para ser luego crítico. Reconocer en la tabla periódica que clase de compuestos son. Tener material, como libros, internet web, que nos permita despejar dudas. Preguntar al profesor de cualquier inquietud.
BIBLIOGRAFÍA www.cac.es/cursomotivar/resources/document/2011/8.pdf cienciasbachilleratoquimica4.blogspot.com/2012/05/constante-deequilibrio.html www.cac.es/cursomotivar/resources/document/2011/8.pdf https://www.quimicaparaingenieros.com/equilibrio-quimico https://cineticaquimica2013.wordpress.com/2013/02/20/equilibrioquimico https://mx.answers.yahoo.com/question/index?qid=20080407181042AAa nITj ttps://es.wikipedia.org/wiki/Constante_de_equilibrio ciencia-basica-experimental.net/2o-curso/equilibrio.htm CUESTIONARIO
1. Hacer de los siguientes compuestos la constante de equilibrio decir si es homogéneo o heterogéneo.
Fe + CuSO4 ------- FeSO4 + Cu, es mescla heterogénea. =
[ ] [4 ]
Zn + H2SO4 ------- ZnSO4 + H2, es mescla heterogénea. =
[4 ] []
[4 ] [2] [ ] [24 ]
2KOH + H2O ------- KOH + H2, es mescla heterogénea.
=
[23] [2 ] [2 ]
NH3 + H2O ------- NH4OH, es mescla homogénea. =
[ ] [2 ]
CO2 + H2O ------- H2CO3, es mescla homogénea. =
[ ] [2]
[4] [3 ] [2 ]
N2 + 3H2 ------- 2NH3, es mescla homogénea. =
[2 ] [2 ]
2Mg + O2 ------- 2MgO, es mescla homogénea. =
[3]
[] [ ] [2 ]
Fe + S ------- FeS, es mescla homogénea. =
[] [ ] [ ]
N2 + 3H2 ------- 2NH3, es mescla homogénea. =
[3] [2 ] [2 ]
2. Que entiendes por constante de equilibrio. Es un fenómeno, cuya naturaleza su modificación con sólo variar algunos factores de los que depende, es decir, la relación entre las concentraciones molares (mol/l) de reactivos y productos, y otros como la temperatura, presión, volumen. 3. Cuál es la diferencia entre constante de equilibrio y constante iónico. EQUILIBRIO QUIMICO
CONSTANTE IONICO
Se da cuando la velocidad de la reacción hacia adelante es igual a la velocidad de la reacción en sentido inverso. Las concentraciones de reactivos y productos se mantienen constantes en el equilibrio. Y también no está presente gran parte de ionización.
Es una aplicación de equilibrio químico a las reacciones donde participan donde participan soluciones acuosas de especies iónicas.
4. Hacer 10 problemas de constante de equilibrio homogéneo. 1.- 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. ¿Cúal 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 redimiento 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: 0.13 =
(0.42)2 · 1 (0.18)2 ·(0.40) P
de donde P = 105 atm.
2.- Un recipiente de 1.00L se llena con una mezcla en volumenes iguales de oxígeno y dióxido de nitrógeno a 27ºC y 673 mm Hg de presión parcial. Se calienta a 420ºC y una vez alcanzado el equilibrio se encuentran 0.0404 moles de oxígeno. Calcular la constante de equilibrio para el proceso 2NO(g) + O2(g) <--> 2 NO2(g) y la presión total de la mezcla. Calculamos primero los moles iniciales de oxígeno, que son los mismos que de dióxido de nitrógeno, por la ecuación: (673/760)·1,00 = n·0,0820·300 de donde n = 0,0360 moles Escribimos el equilibrio de la reacción: 2NO(g) + O2(g) <--> 2 NO2(g) n(ini.) 0.0360 0.0360 n(equi.) 2x 0.0360 + x 0.0360 - 2x
Sabiendo que 0.0360 + x = 0.0404 entonces x = 4.4·10 -3 n(totales) = 0.036 + 0.036 + 4.4·10 -3 = 0.0764 moles para los cuales le corresponde una presión total de: P·1.0 = 0.0764·0.082·693 = 4.3 atm. Para calcular la constante de equilibrio aplicamos la L.A.M. con las presiones parciales correspondientes de cada gas: Kp =
P(NO2)2 P(NO)2·P(O2)
=
4.32 ·(0,272/0,0764)2 = 4.1 4.32 ·(8.8·10-3/0.0764)2·4.4·(0.0404/0.0764)
3.-La constante K p 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 Kp = P(CO)2 = P(CO2)
6.12 ·(2na/n(1+a))2 ; 6.1·(n(1- a)/n(1 + a))
de donde a = 0.54
Con lo que X(CO) =
2 · 0.54 = 0.70 1.54 la composición en el equilibrio es 70% en volumen de CO y 30% de CO 2 y la presión parcial del CO 2 es: P(CO2) = 6.1·0.46 = 1.82 atm. 1.54 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. 4.- A 60ºC y 1 atm de presión, el tetróxido de dinitrógeno está disociado un 53,0%. Calcular: a) el porcentaje de disociación a a misma temperatura y 2000 mm Hg de presión b) la presión a la cual el tetróxido estaría disociado en un 67% a la misma temperatura. La reacción que tiene lugar es:
N2O4(g) <--> 2 NO2(g) Equilibrio n(1 - a) 2na Moles totales = n(1 + a) Podemos calcular la constante de equilibrio en función de las presiones parciales: (PNO2)2 = P2 (2na/n(1 + a)) = (2·0,53)2 = 1,56 PN2O4 P · (n(1 - a)/ n(1 + a)) 1 - 0,532 a) Cuando P = 2000/760 = 2,63 atm calculamos a aplicando la K p cuyo valor acabamos de determinar: Kp =
1,56 = 2,63· 4a2 de donde a = 0,36 1 - a2 b) Para un valor de a = 0,67 calculamos la nueva presión usando de nuevo la Kp 1,56 =
P' · 4 · 0,672 1 - 0,672
siendo P' = 0,48 atm
5.- La constante de equilibrio, a 745K, de la reacción H2 + I2 <----> 2HI es Kc = 50. a) ¿Qué cantidad de HI se encontrará tras alcanzarse el equilibrio, si inicialmente, introducimos 1,00 moles de yodo y 3,00 moles de hidrógeno en un recipiente de 1 L a esa temperatura. b) Una vez se ha alcanzado el equilibrio en a) añadimos 3,00 moles más de hidrógeno, ¿cuál será la nueva concentración de HI en el nuevo estado de equilibrio? La reacción que tiene lugar y los moles de las tres especies al alcanzarse el estado de equilibrio son: H2 + I2 <----> 2HI EQ1 x 1,00 + x 3,00 - 2x Calculamos la x haciendo uso de la constante + x) de donde x = 0,132 mol H2 + I2 <----> 2HI PERT 3,132 1,132 2,74
50 = (3,00 -
2x)2/x·(1,00
EQ2 3,132 - y 1,132 - y 2,74 + 2y Hacemos uso de nuevo de la constante de equilibrio para calcular y siendo y = 0,92 mol y por consiguiente (HI) = 2,74 + 2·0,92 = 4,58M 6.- Un recipiente de volumen V se llena con gas amoniaco a 150ºC hasta que alcanza una presión de 200 atm. El amoniaco se disocia en los elementos que los forman y cuando se alcanza el equilibrio, la presión del nitrógeno es de 29,8 atm. Determinar la presión total en el equilibrio, así como la constante Kp del mismo.
Escribimos la reacción de disociación teniendo en cuenta que cuando se alcanza el equilibrio la presión del nitrógeno está relacionada con la del hidrógeno y la que se ha consumido de amoniaco: 2 NH3(g) ↔ N2(g) + 3 H2(g) 200 200 – 2PN2 PN2 3 PN2 PN2 = 29,8 atm PH2 = 3•29,8 = 89,4 atm PNH3 = 200 – 2•29,8 = 140,4 atm P = 29,8 + 89,4 + 140,4 = 259,6 atm Y por último calculamos Kp = (29,8)·(89,4)3 (140,4)2
= 1,08·103
7.- La formación de SO 3 a partir de SO2 y O2 es un paso intermedio en la fabricación del ácido sulfúrico, y también es responsable de la lluvia ácida. La constante de equilibrio Kp de la reacción 2 SO2 + O2 <---> 2 SO3 es 0,13 a 830 ºC. En un experimento se tenían inicialmente en un recipiente 2,00 mol de SO2 y 2,00 mol de O 2 ¿cuál debe ser la presión total del equilibrio para tener un rendimiento del 80,0 % de SO 3? Escribimos los moles en el estado de equilibrio para la reacción 2 SO2 + O2 <---> 2 SO3 2,00 2,00 2,00 - 2na 2,00 - na 2na sustituyendo a = 0,80 tenemos que nt = 3,2 mol y calculamos P haciendo uso de la constante de equilibrio: Kp = 0,13 = (P·(1,6/3,2))2 = (1,6)2 donde P = 328 atm (P·(0,4/3,2))2 ·(P·(1,2/3,2) (0,4)2 ·P·(1,2/3,2)
de
8.- La constante de equilibrio para: Cl2(g) + CO(g) <===> COCl2(g) es Kc = 5 (mol/l)-1 a cierta temperatura. Se tienen las siguientes mezclas en respectivos recipientes, todos de un litro a 5 mol de Cl2, 2 mol de CO, 20 mol COCl2. Expresión de la Kc para el equilibrio: Cl2(g) + CO(g) <===> COCl2(g)
9.- Una mezcla gaseosa constituida inicialmente por 3,5 moles de hidrógeno y 2,5 de yodo, se calienta a 400ºC con lo que al alcanzar el equilibrio se obtienen 4.5 moles de HI, siendo el volumen del recipiente de reacción de 10 litros. Calcule: a) El valor de las constantes de equilibrio K c y Kp; b) La concentración de los compuestos si el volumen se reduce a la mitad manteniendo constante la temperatura a 400ºC.
a) Equilibrio: Moles inic.: Moles equil: conc. eq(mol/l)
H2 (g) + 3,5 1,25 0,125
I2 (g) Á 2 HI (g) 2,5 0 0,25 4,5 0,025 0,45
b) En este caso, el volumen no influye en el equilibrio, pues al haber el mismo nº de moles de reactivos y productos, se eliminan todas las “V ” en la expresión de K C. Por tanto, las concentraciones de reactivos y productos, simplemente se duplican:
Se puede comprobar como:
10.- 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:
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
5. Hacer 10 problemas de constante de equilibrio heterogéneo. 1- Se ha encontrado que cuando la reacción: 3 NO2 + H 2O <--> 2 HNO3 + NO llega al equilibrio a 300ºC contiene 0.60 moles de dióxido de nitrógeno, 0.40 moles de agua, 0.60 moles de ácido nítrico y 0.80 moles de óxido nítrico. Calcular cuántos moles de ácido nítrico deben añadirse al sistema par a que la cantidad final de dióxido de nitrógeno sea de 0.90 moles. El volumen del recipiente es de 1.00L. Con los moles existentes en el equilibrio podemos calcular la constante del mismo 3 NO2 + H2O <--> 2HNO3 + NO Eq(1) 0.60 0.40 0.60 0.80 Kc =
(0.60)2 ·(0.80) = 3.3 (0.60)3 ·(0.40)
Al añadir una cantidad de HNO3 , que llamamos A, la reacción se desplaza hacia la izquierda hasta alcanzar un nuevo estado de equilibrio, en el cual tendremos: 3 NO2 + H2O <--> 2HNO3 + NO Eq(2) 0.60 + 3x 0.40 + x 0.60 + A - 2x 0.80 -x sabiendo que 0.60m + 3x = 0.90 con lo que x = 0.10 moles Aplicando de nuevo la L.A.M. la única incógnita será A 3.3 =
(0.40 + A)2·(0.70)
añadieron (0.90)3 · (0.50)
A = 0.91 moles de HNO3 se
2.- 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 n(equi.) 4n - 4na 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 X(Cl2) = X(H2O) = 1.60/4.20 = 0.38 y como la presión total es 629 atm., podemos calcular la K p 1 · (0.38)2· (0.38)2 = 0.53 629 (0.19)4 · (0.048) Calculamos de nuevo las fracciones molares para a = 0.50 X(HCl) = 2.0/4.50 = 0.44 Kp =
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 Kp =
1 · (0.22)2· (0.22)2 = 0.53 P (0.44)4 · (0.11)
P = 1.1 atm
3.-En un recipiente se introduce cierta cantidad de carbonato amónico, NH4CO2NH2 sólido que se disocia en amoniaco y dióxido de carbono cuando se evapora a 25ºC. Sabiendo que la constante K p para el equilibrio NH4CO2NH2(s) <--> 2 NH3(g) + CO2(g) y a esa temperatura vale 2,3·10 -4 . Calcular Kc y las presiones parciales en el equilibrio. Escribimos de nuevo el equilibrio con los moles presentes: NH4CO2NH2(s) <--> 2 NH3(g) + CO2(g) n-x 2x x Este es un equilibrio heterogéneo y en la expresión de la constante solo intervienen los dos gases amoniaco y dióxido de carbono, pero además la presión de amoniaco es dos veces la del dióxido, luego Kp = 2.3·10-4 = (PNH3 )2 · PCO2 = 4·(PCO2 )3 siendo PCO2 = 0.039 atm. y PNH3 = 0.078 atm. Y por último calculamos Kc = Kp = 2.3·10-4 = 1.57·10-8 (RT)Dn (0.082·298)3
4.-A 480ºC y 1 atm de presión, el amoniaco se disocia en un 66% en sus elementos. Determinar la composición en volumen de la mezcla en las condiciones anteriores y bajo un presión total de 4 atm. La reacción que tiene lugar es: 2 NH3(g) <------> N2(g) + 3 H2(g) EQ1 2n - 2na na 3na n(totales) = 2n (1 + a) donde a = 0,66 X(NH3) = 2n(1 -a)/(2n(1 + a) = 0,20 X(N2) = na/2n(1 + a) = 0,20 X(H2) = 3·0,20 = 0,60 Para conocer la composición a la presión total de 4 atm, hace falta determinar primero la constante de equilibrio siendo: 0,20·(0,60)3 Kp = -------------------- = 1,08 (0,20)2 PN2· (3PN2)3 Usando el valor de Kp para las nuevas presiones parciales 1,08 = ------------------ PNH32 Y teniendo en cuenta que P NH3 + 4PN2 = 4 atm Obtenemos, resolviendo las ecuaciones, que P NH3 = 1,68 atm PN2 = 0,58 atm y PH2 = 1,74 atm De donde X(NH3) = 1,68/4 = 0,42 X(N2) = 0,58/4 = 0,18 X(H2) = 1,74/4 = 0,44 5.- 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:
Solución. a) moles de HCl que han reaccionado: 0,16 – 0,06 = 0,1 moles moles de O2 que han reaccionado: moles de O2 en el equilibrio: 0,08 moles – 0,025 moles = 0,055 moles moles de H2O formados: moles de Cl2 formados: Por lo tanto la tabla quedaría así:
b.
ANEXO
Ejemplo: En el equilibrio anterior: PCl 5( g) Á PCl 3(g) + Cl 2( g) ya sabemos que, partiendo de 2 moles de PCl 5( g) en un volumen de 5 litros, el equilibrio se conseguía con 1,45 moles de PCl 5, 0,55 moles de PCl 3 y 0,55 moles de Cl 2 ¿cuántos moles habrá en el nuevo equilibrio si una vez alcanzado el primero añadimos 1 mol de Cl 2 al matraz? (K c = 0,042)
