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EQUILIBRIO QUÍMICO

Pocas reacciones químicas proceden en una sola dirección. Al inicio de un proceso reversible, la reacción procede hacia la formación de productos. 2Cu2+(ac) + Sn2+(ac)  2Cu+(ac) + Sn4+(ac) tan pronto como se forman moléculas de producto, el proceso inverso se comienza a establecer y las moléculas de reactivo se forman a partir de las moléculas del producto. 2Cu+(ac) + Sn4+(ac)  2Cu2+(ac) + Sn2+(ac)

Las reacciones químicas que pueden ocurrir en cualquier dirección reciben el nombre de reacciones reversibles, y casi todas ellas no llegan a ser completas, es decir, aunque los reactivos se mezclen en cantidades estequiométricas, no se convierten por completo en productos. Se denotan con una doble flecha

2Cu2+(ac) + Sn2+(ac)

2Cu+(ac) + Sn4+(ac)

EQUILIBRIO DINÁMICO

Un sistema en equilibrio: son 2 procesos opuestos que tienen lugar a velocidades iguales

físico equilibrio químico

Presión de vapor

Equilibrio: líquido

gas

Disolución

cristalización

En los equilibrios químicos las moléculas reaccionan de forma continua, aunque no cambie la composición global de la mezcla en reacción.

¿Puedes distinguir la diferencia entre equilibrio físico y equilibrio químico?

Establece de los siguientes equilibrios cuáles son físicos y cuáles químicos

Ca2+(ac) + CO32─(ac)

a) CaCO3(s) b) I2(s)

I2(g)

c) 2Fe(s) + 4 H2O(l)

Fe2O4(s) + 4H2(g)

¿Cómo sabemos que una reacción a llegado al equilibrio?

A+B

C

¿Qué debo tomar en cuenta para un sistema en equilibrio?

•la velocidad no llega a cero.

•después de cierto tiempo la velocidad de formación y descomposición es constante. •la concentración de permanece constante

reactivos

y

productos

•No se consumen por completo ninguna de las especies reaccionantes

Constante de equilibrio

EXPRESION DE LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO La constante de equilibrio, Kc, se define como el producto de la concentración al equilibrio (M) de los productos, cada cual elevado a la potencia que corresponde a su coeficiente molar en la ecuación balanceada, dividido entre el producto de la concentración al equilibrio de los reactivos, cada cual elevado a la potencia que corresponde a su coeficiente molar de la ecuación balanceada.

aA + bB Kc =

cC

+

dD

[C]c [D]d [A]a[B]b

La Kc es el resultado de experimentos a termodinámicos. No tiene unidades (adimensional)

partir

de

datos

RECORDAR QUE:

Los cálculos de Kc comprenden los valores de las concentraciones en el equilibrio

La definición termodinámica de la Kc comprende actividades en lugar de concentraciones. La actividad de un componente de una mezcla ideal es la relación entre su concentración o presión parcial entre la concentración de 1 M o presión estándar

La actividad de cada especie se considerará como una magnitud adimensional cuyo valor numérico es de acuerdo a lo siguiente: • Para un líquido puro o sólido puro es igual a 1 por definición • Para componentes de disoluciones ideales corresponde a la relación entre su concentración molar y una concentración estándar de 1 M, cancelándose las unidades • Para gases en una mezcla ideal la actividad de cada componente corresponde a la relación entre su presión parcial y la presión estándar de 1 atm.

Debido a que se usan actividades la Kc no tiene unidades y los valores que se usan de Kc son numéricamente iguales a las concentraciones molares, pero son adimensionales

La magnitud de Kc es una medida de la extensión en que ocurre una reacción, en cualquier ecuación química balanceada el valor de Kc: • Es constante a una temperatura dada

• No depende de las concentraciones iniciales

• Cambia si la temperatura cambia

• Depende de las concentraciones en el equilibrio

SIGNIFICADO DEL VALOR CONSTANTE DE EQUILIBRIO

NÚMERICO

DE

UNA

•un valor muy grande de Kc significa que la reacción directa transcurre casi por completo y está relacionada con la estabilidad termodinámica. •un valor númerico de Kc pequeño significa que la reacción directa, no tiene lugar de modo apreciable en sentido directo.

Nota importante

Cuando la concentración de uno de los reactivos se encuentra en exceso en cantidades muy grandes, este exceso permite el consumo por completo del otro reactivo originando una cantidad de producto proporcional al del reactivo que se agota .

A

+

B



C

En cambio,Cuando se hacen reaccionar concentraciones muy similares se establece un equilibrio y las cantidades de cada especie son apreciables

A

+

B

C

Expresar la Kc de las siguientes ecuaciones químicas a) 2SO2(g) + O2 (g) b) F2(g)

2F(g)

c) H2(g)

+ C2H4(g)

C2H6(g)

d) Fe3O4(s) + H2(g) e) CaCO3(s) f) 2NaHSO4(s)

2SO3(g)

3FeO(s)

+ H2O(g)

CaO(s) + CO2(g) Na2S2O7(s) + H2O(g)

Se tiene la siguiente reacción: N2(g) + O2(g)

2NO(g)

para la cual se conoce que Kc es igual a 1 xl0−30 a la temperatura de 25 °C. Predecir cualitativamente si a esta temperatura la reacción de obtención de monóxido de nitrógeno (NO) en el equilibrio es favorable

¿Cómo se calcula el valor de Kc?

Una forma es por medio de la expresión de la Kc de acuerdo con la reacción balanceada y las concentraciones en el equilibrio

En un recipiente vacío de 5.00 L, se coloca cierta cantidad de hidrógeno y nitrógeno a 500 °C. Una vez establecido el equilibrio se encuentran presentes 3.01 moles de N2, 2.01 moles de H2 y 0.565 moles de NH3, calcular el valor de la Kc a 500 °C

N2(g) + 3H2(g)

2NH3(g) 2

2

[ NH 3 ] Kc  3 [ N 2 ][ H 2 ]

 0.565   5  Kc   0.326 3  3.01   2.01   5   5 

Otra forma es relacionando los valores de la ecuaciones químicas conocidas

Cuando se invierte una ecuación, se invierte el valor el valor de Kc, es decir: La Kc de una reacción en el sentido inverso es el inverso de la Kc de la reacción en el sentido directo H2(g) + Br2(g)

2HBr

2HBr

H2(g) + Br2(g)

Kc = 7.9 X1011

Kc = 1.27 X10 −12

Cuando se multiplican los coeficiente de una ecuación química por un factor común, la Kc se eleva a la potencia correspondiente

2

H2(g) + Br2(g)

2H2(g) + 2Br2(g)

2HBr

4HBr

Kc = ( 7.9 X1011 )

Kc = 6.2 X1023

2

Cuando se dividen los coeficiente de una ecuación química por un factor común, a la Kc se le extrae la raíz correspondiente

H2(g) + Br2(g)

2HBr

2

Kc = √ 7.9 X1011

2

½ H2(g) + ½ Br2(g)

HBr

Kc = 8.9 X105

Cuando es necesario más de un paso la Kc es el producto de las Kc de los pasos individuales, es decir, al sumar los pasos individuales los valores de las constantes se multiplican para obtener el valor neto

Determinar el valor de Kc de la siguiente reacción 2HF(ac) + C2O42─

2 F−(ac) +

(ac)

H2C2O4(ac)

A partir de las siguientes reacciones de referencia

HF(ac) H2C2O4(ac)

H+(ac)

+

F−(ac)

2H+(ac) +

Kc = 6.8 x 10−4

C2O4− (ac)

Kc = 3.8 x 10−6

2HF(ac) + C2O42─ (ac) HF(ac) A)

2HF(ac)

2 F−(ac) +

H2C2O4(ac) 2 2 Kc = 6.8 x 10−4

H+(ac)

+

F−(ac)

2H+(ac)

+

2F−(ac)

Kc = 4.6 x 10−7 -1

H2C2O4(ac)

B)

2H+(ac) +

2H+(ac) +

C2O42─

(ac)

C2O42─

(ac)

Kc = 3.8 x 10−6

H2C2O4(ac)

Kc = 2.6 x 105

Sumando A) con B) obtenemos

2HF(ac) + C2O42─

(ac)

2 F−(ac) +

H2C2O4(ac)

Kc = (4.6 x 10−7)(2.6 x 105) = 0.12

En un recipiente de 1.00 L se colocaron 5.00 moles de N2O a cierta temperatura donde se descompone de acuerdo a la siguiente ecuación: 5.00 moles

2N2O(g)

2N2(g) + O2(g)

5.00 − 2X 5.00 − 2X = 1.10

2X

X

Se determinó que en el equilibrio quedan 1.10 moles de N2O. Calcular la Kc de ésta reacción. Resumen de la reacción sustancia

[N2O]

[N2]

Concentración inicial

5.00

0

Cambio en la concentración debido a la rxn (cálculo por medio de la estequiometria)

5.00 ─ 2X

2X

Concentración en el equilibrio

1.10

3.90

[O2] 0 X

1.95

Sustituyendo en: 2

[ N 2 ] [O2 ] Kc  [ N 2 O ]2

[3.90]2 [1.95] Kc  2 [1.10]

= 24.5

Se tiene la siguiente reacción: N2O4(g)

2NO2(g)

para la cual se conoce que Kc es igual a 0.36 a la temperatura de 100 °C. Supongamos que a esta temperatura se inicia la reacción con una concentración de 0.100 M de tetróxido de dinitrógeno (N2O4) . Calcular las concentraciones en el equilibrio.

Kc =

[NO2]2 [N2O4 ]

= 0.36

0.100

N2O4(g) 0.100 − X

2NO2(g) 2X

sustancia

[N2O4]

[NO2]

Concentración inicial

0.100

Cambio en la concentración debido a la rxn

0.100 ─ X

2X

Concentración en el equilibrio

0.100 ─ X

2X

2 [2X] = 0.36

[0.100 - X]

Tomar como base 1 L para eliminar el volumen 0.36 (0.100 ─ X) = 4X2

0.036 ─ 0.36 X ─ 4X2 = 0 Para resolver X aplicamos la siguiente ecuación:

 b  b 2  4 ac X  2a

Obtenemos dos valores para X con esta ecuación:

X1= -0.15 X2= 0.06 Con este valor se calcula la concentración de las especies en el equilibrio: [N2O4] = 0.100 ─ 0.06 = 0.040 [NO2] = 2( 0.06) = 0.120

Calcular % de conversión para la formación del yoduro de hidrógeno (HI) conociendo que la constante de equilibrio Kc a 527 °C tiene un valor de 16.43 y que se tiene una concentración inicial de 1.00 M de H2 y 1.00 M de I2 I2(g)

+ H2(g)

Kc =

[HI]2 [I2] [H2]

2HI (g)

= 16.43

1.00

I2(g) 1.00 − X

sustancias Concentración inicial Cambio en concentración debido a la rxn

1.00

+ H2(g)

2HI (g)

1.00 − X

2X

I2

H2

1.00

1.00

1.00 ─ X

1.00 ─ X

2X

1.00 ─ X

1.00 ─ X

2X

la

concentración en el equilibrio Sustituir en la expresión

2

[2X] = 16.43

[1.00 - X] [1.00 - X]

HI

4X2

4X2 =

= 16.43 [1.00 - X]2

[1.00 - X]2

2X

X = 0.670

1.00 – X

0.670 % conversión =

16.43

1.00

= 4.053

x 100 = 67.0 %

Se tiene la siguiente reacción:

N2(g) + O2(g)

2NO(g)

para la cual se conoce que Kc es igual a 1.0 x10−30 a la temperatura de 25 °C. Supongamos que una mezcla se encuentra a esta temperatura y las concentraciones en el equilibrio son: 0.0400 M de nitrógeno (N2) y 0.010 M de oxígeno (O2). Calcular la concentración de monóxido de nitrógeno (NO) en el equilibrio. Kc =

[NO]2 [N2][O2 ]

= 1.0 x10−30

N2(g) + O2(g) 0.040

sustancia

0.010

2NO(g) 2X

[N2]

[O2]

0.040

0.010

[NO]

Concentración inicial

Cambio en la concentración debido a la rxn Concentración en el equilibrio

2X

Sustituir en la expresión

Kc =

[NO]2 [N2][O2 ] [2X]2

= 1.0 x10−30

= 1.0 x10−30

[0.040][0.01] X = 1.0 x10 −17 NO = 2.0 x10 −17 M

Para la siguiente reacción: H2(g) + CO2(g)

H2O(g) + CO(g)

se conoce que Kc es igual a 0.534 a la temperatura de 700 °C. En un recipiente rígido con volumen de 10 L inicialmente vacío, se calienta a la temperatura de 700 °C una mezcla de 0.300 moles de monóxido de carbono (CO) y 0.300 moles de H2O. Calcular los moles de hidrógeno (H2) que se formarán en el equilibrio.

Realizar los ejercicios 3, 11,12, 20 y 33 de las páginas 688, 689 y 690 del libro de Petrucci

COCIENTE DE REACCIÓN La razón de las concentraciones de los productos con relación a los reactantes es denominado cociente de reacción Q y tiene la misma forma que la expresión literal de la constante de equilibrio

aA + bB Q =

cC

[C]c [D]d [A]a[B]b

+

dD

¿Para que me sirve el cociente Q?

Nos ayuda a conocer el avance de una reacción

•SI Q = KC MEZCLA ESTÁ EN EQUILIBRIO •SI Q > KC LA REACCIÓN ESTÁ DESPLAZADA HACIA LOS REACTANTES. •SI Q < Kc LA REACCIÓN ESTÁ DESPLAZADA HACIA LOS PRODUCTOS •SI Q = 0 NO HA EMPEZADO LA REACCIÓN Y SE TIENEN SOLO LOS REACTANTES.

•SI Q = ∞ LA REACCIÓN SE LLEVA A CABO AL 100% SOLO HAY PRODUCTOS.

El gas café de NO2, puede formar un gas incoloro, N2O4 y el valor de su constante de equilibrio es de 171 a la temperatura de 298 K.

2 NO2(g)

N2O4(g)

Si se tiene una concentración de NO2 de 0.015 M y una concentración de N2O4 de 0.025 M. Prediga en que sentido tendrá que proceder la reacción para que se alcance el equilibrio

[ N 2O4 ] (0.025) Q   110 2 2 [ NO2 ] (0.015) Comparando el valor de Q con Kc encontramos que Q < Kc, o sea 110 < 171 Conclusiones La reacción no se encuentra en el equilibrio. Para que se alcance el equilibrio la reacción debe desplazarse de izquierda a derecha (directa), es decir, debe reaccionar más NO2

EQUILIBRIO EN UN SISTEMA DE GASES

REACCIÓN CON SUSTANCIAS GASEOSAS aA(g) + bB(g)

cC(g) + dD(g)

la presión parcial de un gas es una medida de concentración, por consiguiente, las constantes de equilibrio pueden escribirse en términos de las presiones parciales c (P )d (P ) c D K = P

(PA)a (PB)b M

=

n V

=

PP RT

Pp = MRT

sustituyendo en la expresión de Kp KP =

[C]c(RT)c[D]d(RT)d

[A]a(RT)a[B]b(RT)b

Reacomodando términos: KP =

[C]c[D]d (RT)c+d-a-b [A]a[B]b

Kc

Δng Relacionamos Kp con Kc: KP = Kc RT

Si Δng = 0

KP = Kc

Δng

Relación de Kp con Kx Recordar que: Pp = XPt

sustituyendo en la expresión de Kp KP =

(XcPt)c (XDPt)d (XAPt)a (XBPt)b

KP =

[Xc]c[XD]d(P [XA]a[XB]b

Kx Relacionamos Kp con Kx: Kp = Kx (Ptotal)∆ng

c+d-a-b total)

Se introduce pentacloruro de fósforo (PCl5) en un recipiente vacio, en donde se disocia y llega a su equilibrio a una temperatura de 250 °C.

PCl5(g)

PCl3(g) + Cl2(g)

La presión total en el equilibrio es de 2.00 atm y la fracción mol del cloro molecular (Cl2) es de 0.407. Calcular: a) Presiones parciales del PCl5 y PCl3 b) Kp a 250 °C.

Recordar que la suma de fracciones molares es 1 y la reacción que ocurre para calcular las fracciones molares de las otras sustancias

PCl5(g)

PCl3(g)

0.186

0.407

+

Cl2(g) 0.407

Calcular ahora las presiones parciales de cada gas por medio de la ecuación:

Pp = X Ptotal PPCl5 = 0.186 (2.00 atm) = 0.372 PPCl3 = 0.407 (2.00 atm) = 0.814 PCl2 = 0.407 (2.00 atm) = 0.814

Sustituir en la expresión para Kp

KP =

(PPCl3) (PCl2) (PPcl5)

(0.814 atm )(0.814 atm ) Kp =

(0.372 atm)

= 1.78 atm

Se tiene un recipiente rígido con un volumen de 3.00 L a la temperatura de 250 °C. Inicialmente contiene cloro (Cl2) a una presión de 0.500 atm. Después se añaden 0.100 moles de pentacloruro de fósforo (PCl5) y sucede la siguiente reacción: PCl5(g)

PCl3(g) + Cl2(g)

Se conoce que Kp es igual a 1.78 cuando las presiones están medidas en atm. Calcular: a) Kc b) Concentraciones en el equilibrio. c) El % de disociación del pentacloruro de fósforo (PCl5)

a) KP = Kc RTΔng

Despejando para Kc Kc =

KP

(RT)∆ng

1.78 atm Kc =

(0.0821 Latm/Kmol)( 523 K)

= 0.0414

b) Para calcular las concentraciones en el equilibrio tenemos: PCl5

Cl2

V= 3.00 L P= 0.500 atm

Calculamos los moles que ya existen de Cl2

PV n RT

(0.500 atm )(3.00 L ) n = 0.0349 (0.0821 Latm / Kmol )(523 K )

Calculamos la molaridad de las sustancias iniciales 0.0349 mol MCl 2   0.0116 3.00 L

0.100 mol MPCl 5   0.0333 3.00 L

Realizamos el resumen sustancia

[PCl5]

[PCl3]

Concentración inicial

0.0333

Cambio en la concentración debido a la rxn

0.0333 ─X

Concentración en el equilibrio

0.0116

X

0.0333 ─X

X 0.0116

0.0333

PCl5(g) 0.0333 ─X

[Cl2]

PCl3(g) + Cl2(g) X

X

X

0.0116 + X

Sustituyendo en la expresión de Kc

[ PCl 3][Cl 2 ] Kc  [ PCl 5 ]

( X )( 0.0116  X ) 0.0414  (0.0333  X )

Se genera la siguiente ecuación cuadrática X2 + 0.053X ─ 0.001379 = 0

X1= 0.0191 X2=0.072 [PCl5]= 0.0333-0.0191=0.0142 [PCl3]= 0.0191 [Cl2]= 0.0116 + 0.0191 = 0.0307

c) % conversión =

0.0191

x 100 = 57.4% 0.0333

Se tiene la siguiente reacción: NH4Cl(s)

NH3(g) + HCl(g)

En un recipiente rígido de volumen de 5.00 L a la temperatura de 500 °C, se ha encontrado que el equilibrio está formado por: 2.00 moles de amoniaco (NH3), 2.00 moles de ácido clorhídrico (HCl) y 1.00 mol de cloruro de amonio (NH4Cl). Calcular: Kc, Kp (medida en atm) y Kx, para este sistema.

Calculamos la molaridad de las especies que participan en el equilibrio 2.00 mol MNH 3   0.400 5.00 L

MHCl

2.00 mol   0.400 5.00 L

a) Kc = [NH3] [HCl ] Kc = [0.400] [0.400 ] = 0.16 b) KP = Kc RTΔng Kp = (0.160)[(0.0821)(773)]2 = 644

Calculamos la presión total del sistema

Ptotal

nRT  V

Ptotal

( 4.00 mol )( 0.0821)( 773 K )  = 50.8 5.00 L

Sustituimos en la ecuación que relaciona Kx con Kc o en la ecuación que relaciona a Kp Kx = Kc

Ptotal

─∆ng

ó

RT

Kx = (0.160)

Kx =

50.8 (0.0821)(773)

─2

= 0.250

Kp (Ptotal)∆ng

En un recipiente se tiene H2O a la presión de 1.5 atm; sin cambiar la temperatura ni el volumen, se añadió cloruro lantánico (LaCl3) y se formó hipoclorito lantanoso (LaClO) y ácido clorhídrico (HCl). En el equilibrio se midió una presión de 2.0 atm. Calcular Kp (medida en atm) para la siguiente reacción: LaCl3(s) + H2O(g)

LaClO(s) + 2HCl(g)

La expresión para Kp es: KP =

(HCl)2 (H2O)

Las presiones parciales en el equilibrio seria: 1.5

LaCl3(s) + H2O(g)

LaClO(s) + 2HCl(g) 2X

1.5 ─X

La suma de presiones parciales es la presión total 1.5 ─ X + 2X = 2.0 Resolviendo para X tenemos: X = 0.5

La presión parcial para el HCl es: 2X = 2(0.5) = 1.0

Sustituyendo los valores en la expresión para Kp:

KP =

(1.0)2

(1.0)

= 1.0 atm

Realizar los ejercicios 27, 31, 34, 38 y 50 de las páginas 689, 690 y 691 del libro de Petrucci

Principio de Le Châtelier Cuando se somete un sistema en equilibrio a una modificación de la temperatura, a presión o la concentración de las especies reaccionantes, el sistema responde alcanzando un nuevo equilibrio que contrarresta parcialmente el efecto de la modificación

Cambios de concentración Si aumenta o se extrae la concentración de una sustancia, el equilibrio se desplazará en forma que se disminuya la sustancia agregada.

derecha

izquierda

Una manera de evaluar este efecto es calculando el valor de Q después de la alteración Q =

[C]c [D]d [A]a[B]b

Si se añade A o B o extraemos parte de C o D al calcular Q esta será menor que el valor de Kc (Q
Si se añade C o D o extraemos parte de A o B al calcular Q esta será mayor que el valor de Kc (Q>Kc).

Cambios de presión o volumen En un equilibrio químico con reactivos y/o productos gaseosos la variación de presión desplazará el equilibrio en el sentido en que se oponga a la perturbación

PCl5(g)

PCl3(g) + Cl2(g)

N2(g) + 3H2(g)

2NH3(g)

izquierda derecha

Al aumentar la temperatura se favorece el cambio endotérmico. Disminuir de la temperatura se favorece el cambio exotérmico.

En un recipiente rígido con volumen de 1.00 L, se hizo reaccionar H2 y CO2, después de cierto tiempo se encontraron en el equilibrio las siguientes concentraciones: 0.200 moles de H2, 0.800 moles de CO2, 0.400 moles de H2O y 0.100 moles de CO. A temperatura constante se perturba el equilibrio agregando cierta cantidad de moles de dióxido de carbono (CO2), una vez que se establece el nuevo equilibrio se determinó que la concentración del H2O es 0.50 M. Calcular : a) Las concentraciones molares en el nuevo equilibrio de las demás especies. b) Los moles de dióxido de carbono (CO2) que fueron añadidos. la reacción balanceada que ocurre es: H2(g) + CO2(g)

H2O(g) + CO(g)

Calculamos el valor de Kc: Kc =

Kc =

[H2O][CO] [H2][CO2]

[0.400][0.100] [0.200][0.800 ]

= 0.25

Se añaden X moles de CO2 al sistema se perturba el equilibrio y la reacción tendrá un desplazamiento hacia los productos para volver al equilibrio

H2(g) + CO2(g) 0.200 ─ 0.100

X

H2O(g) + CO(g) 0.500

0.100 + 0.100

Resumen de la reacción sustancia H2 Concentración 0.200 inicial Cambio debido 0.200 ─ 0.100 a la rxn. Concentración 0.100 en el equilibrio

CO2 0.800

H2O 0.400

CO 0.100

X

0.500

0.100 + 0.100

X

0.500

0.200

Sustituimos los valores en la expresión de Kc: [0.500][0.200] Kc =

= 0.25

[0.100][X ]

Resolviendo para X tenemos: X = 4.00

Moles que se agregaron: 4.00 ─ 0.800 = 3.20 moles

En un recipiente rígido con volumen de 1.00 L, se hizo reaccionar SO2 y NO2, después de cierto tiempo se encontraron en el equilibrio las siguientes concentraciones: 0.800 moles de SO2, 0.100 moles de NO2, 0.600 moles de SO3 y 0.400 moles de NO. Manteniendo la temperatura y el volumen constante, ¿cuántos moles de monóxido de nitrógeno (NO) se tendrán que añadir al sistema para aumentar la concentración de dióxido de nitrógeno (NO2) a 0.300 M cuando se vuelva alcanzar el equilibrio? Necesitamos la reacción balanceada que ocurre SO2(g) + NO2(g)

SO3(g) + NO(g)

Calculamos el valor de Kc: Kc =

Kc =

[SO3][NO] [SO2][NO2 ]

[0.600][0.400] [0.800][0.100 ]

= 3.00

Se añaden X moles de NO al sistema por lo que perturba el equilibrio y la reacción tendrá un desplazamiento hacia los reactivos para volver al equilibrio SO2(g) + NO2(g)

SO3(g) + NO(g)

Ahora la reacción es: SO3(g) + NO(g) 0.600 ─ 0.200

X ─ 0.200

SO2(g) + NO2(g) 0.800 + 0.200

0.300

Resumen de la reacción sustancia SO3 NO SO2 NO2 Concentración 0.600 0.400 0.800 0.100 inicial Cambio debido a la 0.600 ─ 0.200 X ─ 0.200 0.800 + 0.200 0.300 rxn. Concentración en el equilibrio

0.400

X ─ 0.200

1.00

0.300

Sustituimos los valores en la expresión de Kc:

Kc =

Kc =

[SO2][NO2] [SO3][NO ]

[1.00][0.300] [0.400][X- 0.200 ]

= 0.333

Resolviendo para X tenemos: X = 2.450

Moles que tienen que agregarse: 2.450 ─ 0.400 = 2.05 mol

En un recipiente rígido con volumen de 1.00 L, se dejó disociar N2O4 produciendo NO2, después de cierto tiempo se tienen las siguientes concentraciones en el equilibrio a la temperatura de 22 °C: 0.770 M de N2O4 y 0.0600 M de NO2. Si el volumen se reduce a la mitad y la temperatura no cambia, ¿cuáles serán las nuevas concentraciones en el equilibrio?

la reacción balanceada que ocurre es: N2O4(g)

2NO2(g)

Calculamos el valor de Kc: Kc =

Kc =

[NO2]2

[N2O4 ] [0.600]2 [0.770 ]

= 4.68 X10─3

Si el sistema disminuye su volumen aumenta la presión y se perturba el equilibrio y la reacción se desplazará hacia donde se afecte menos la perturbación (donde se genera menor número de moles)

Ahora la reacción es: 2NO2(g)

N2O4(g)

2X

X

sustancia

[NO2]

[N2O4]

Concentración inicial

0.120

1.54

2X

X

Cambio en la concentración debido a la rxn Concentración en el equilibrio

0.120 ─ 2X

1.54 + X

Ahora Kc es: Kc =

[N2O4 ]

= 213.7

[NO2]2 [1.54 + X ]

= 213.7 [0.120 ─ 2X ]2 Resolviendo para X tenemos: X = 0.0173 Las nuevas concentraciones son: [N2O4 ]= 1.56 [NO2]= 0.0854

Realizar los ejercicios 62 y 63 de la página 692 del libro de Petrucci