ENERGIA DE LAS REACCIONES QUIMICAS
INTRODUCCION
La Termodinámica estudia las variaciones de energía que tienen lugar en los procesos físicos y químicos. Su limitación más
importante es que no tiene en cuenta el tiempo que dura un proceso. Sólo estudia los estados inicial y final de los sistemas.
Un sistema termodinámico es la parte del Universo que estamos observando.
Pueden ser:
- abiertos: si intercambian materia y energía con el entorno (un vaso de agua)
- cerrados: si intercambian energía pero no materia con el entorno (un vaso con agua en un recipiente cerrado)
- aislados: si no intercambian ni materia ni energía con el entorno (agua encerrada en un termo).
El estado de un sistema es su composición, situación y energía en un momento determinado. Para especificar este estado hay
que especificar su composición, la concentración de sus componentes y otras variables (P, T, d, V...) denominadas variables de
estado o variables termodinámicas.
Se denominan funciones de estado aquellas variables termodinámicas cuyo valor depende sólo del estado del sistema y no de
cómo se haya llegado a él. La variación de una función de estado entre los estados 1 y 2 no depende del camino que se haya
seguido para llegar de 1 a 2.
Son funciones de estado: la temperatura, la energía interna, la entalpía, la energía libre, la presión, el volumen.... No lo son el
trabajo, el calor...
PRIMER PRINCIPIO DE LA TERMODINAMICA
Este principio afirma: "en un sistema aislado, la energía total se conserva".
La energía total de un sistema se denomina energía interna. Esta es la suma de la energía que poseen todas las partículas del
sistema: energía debida al movimiento, energías debidas a las interacciones gravitatorias y eléctricas, energías de enlace...
La energía interna es una función de estado que se representa por U.
Supongamos un gas encerrado en un recipiente con un émbolo, al que le aplicamos cierta cantidad de calor. Por una parte su
energía interna aumentará y por otra el gas se dilata, empujando al émbolo y realizando un trabajo de expansión:
Q = U + W
El Trabajo realizado será: W = F. x = P . S . x = P . V
Así podemos definir el primer principio: Todo el calor suministrado a un sistema será utilizado en variar su energía
interna y producir un trabajo
Si el cambio es infinitesimal podremos escribir:
dU = dQ - dW
expresión matemática del primer principio.
El criterio adoptado para los signos del calor y e! trabajo es el siguiente:
Q > 0 : Si el sistema absorbe calor del entorno
Q < 0 : Si el sistema desprende calor hacia el entorno
W > 0 : cuando es realizado por el sistema sobre el entorno
W < 0 : cuando es realizado por el entorno sobre el sistema.
PROCESOS A VOLUMEN CONSTANTE (Isócoros)
Si el proceso tiene lugar en un recipiente cerrado, a volumen constante, el trabajo intercambiado es nulo. El calor intercambiado
es utilizado por el sistema para variar su energía interna “U” :
QV = U
Por ejemplo en una bomba calorimétrica , donde los gases no se pueden expandir ni comprimir
PROCESOS A PRESION CONSTANTE
La mayor parte de las reacciones químicas se llevan a cabo en recipientes abiertos, en contacto con la atmósfera, y por lo tanto, a
presión constante. El calor a presión constante será (QP) .
Qp = U + P. V = ( Uf +P.Vf ) – ( Ui +P.Vi )
Se utiliza una nueva magnitud , que es función de estado, llamada ENTALPIA (“H”)....
H = U + P.V
Así resulta :
QP = Hf – Hi = H
Por lo tanto, el calor a presión constante representa la variación de Entalpía del sistema: QP = H
Para reacciones exotérmicas (desprenden calor) es H < 0 ( Hfinal < Hinicial )
Para reacciones endotérmicas (absorben calor) es H > 0
RELACION ENTRE los calores QV Y QP
En las reacciones en las que intervienen líquidos y sólidos la variación de volumen que tiene lugar suele ser muy pequeña y
se puede despreciar:
U = H
Q V = QP
Si intervienen sustancias gaseosas si suele haber una considerable variación de volumen. Suponiendo gases ideales:
QP = U +  n.R.T

QP = QV +  n.R.T
Hay que darse cuenta de que si no hay variación del número de moles, ambos calores coinciden
ENTALPIA DE REACCION
Se define como el calor absorbido o desprendido en una reacción si se lleva a cabo a presión constante.
Este calor depende del estado físico de los reactivos y productos ; por ello y para comparar valores de entalpía se utilizan unas
condiciones estándar para todas las especies: 1 atmósfera y 25º C. Se habla de Entalpía estándar H0 de reacción si las sustancias
que intervienen se encuentran en esas condiciones y para la reacción dada en cada instante
ENTALPÍA DE FORMACION
Entalpía de formación de un compuesto es la variación de entalpía que tiene lugar cuando se forma un mol de dicho compuesto
a partir de sus elementos.
Si la reacción se lleva a cabo a 25"C y 1 atmósfera, se habla de entalpía de formación estándar:  Hf
La entalpía de formación de un elemento en su estado más estable es cero.
Ejemplo: Entalpía de formación del agua líquida (proceso exotérmico)
2 H2 (g) + O2(g)  2 H2O (l)
( H= - 136,6 Kcal)
H2 (g) + 1/2 O2(g)  H2O (l) + (136,6 / 2) Kcal
ENTALPÍA DE COMBUSTION
La entalpía de combustión de una sustancia es el calor desprendido cuando un mol de dicha sustancia arde completamente en
oxígeno a 1 atmósfera de presión.
Ejemplo: Calor de combustión del metano es -212,8 Kj
CH4 (g) + 2O2(g)  CO2(g) + 2H2O(g) + 212,8 Kj
ENTALPIA DE ENLACE
Una ruptura de enlace supone consumir energía y la formación de un enlace desprende energía. Por o tanto , en una reacción
química la variación de entalpía depende de la energía que se consume en la ruptura y la que se desprende en los nuevos enlaces
formados, es decir:
Hreaccion =  Henleces rotos -  Henlaces formados
Ejemplo:
2H2 (g) + O2 (g)  2 H2O (g)
siendo las entalpías de enlace
HH-H = 436,4 Kj/mol
HO=O =498,7 Kj/mol
HO-H = 460 Kj/mol
RESULTA:
Hreaccion = ( 2. HH-H + HO=O ) - 2. ( 2. HO-H ) = - 468,5 Kj
LEY DE HESS
El calor intercambiado en una reacción química depende sólo de la naturaleza de los reactivos y de los productos y es
independiente de las reacciones intermedias que se produzcan.
Así, si una reacción se puede producir en varias etapas, reales o teóricas, la entalpía de la misma es la suma de las entalpías de
cada etapa
CÁLCULO DE LOS CALORES DE REACCION
1.- Utilizando la ley de Hess. Esta ley nos permite calcular el calor de una reacción si ésta puede obtenerse como suma
algebraica de otras reacciones cuyos calores son conocidos.
Cuando una reacción química se puede expresar como suma algebraica de dos o más reacciones, su variación de entalpía es igual a
la suma algebraica de las variaciones de entalpía que tienen lugar en las reacciones parciales.
2.- Utilizando las entalpías de formación; este camino es una consecuencia de la ley de Hess: la entalpía de una reacción
es igual a la suma de las entalpías de formación de los productos menos la suma de las entalpías de formación de los reactivos, es
decir:
Hreaccion   H productos   Hreactivos
Ejemplo :
Sabiendo que los calores de formación del metano (a partir del carbón grafito) y del agua líquida son
Kcal/mol respectivamente y que el calor de combustión del carbón (grafito) es – 94,05 Kcal/mol.
combustión del metano:
a)
C (s) + 2 H2 (g)  CH4 (g) ( H = - 17,89 )
b)
H2 (g) + 1/2 O2 (g)  H2O (l) ( H = - 68,32 )
c)
C (s) + O2 (g)  CO2 (g) ( H = - 94,05 )
Obtener :
CH4 (g) + 2 O2 (g)  CO2 (g) + 2 H2O (l)
( H )
- 17,89 y - 68,32
Calcular el calor de
Se obtiene haciendo:
- a) + 2 b) + c) 
ΔH = - 212,8 Kcal/mol
O bien a partir de las entalpías de formación de los productos menos la de formación de los reactivos.
CONCEPTO DE ENTROPIA
La entropía es una magnitud, que es función de estado, y que se puede considerar como una medida del desorden de un
sistema. Si un sistema pasa de un estado inicial de entropía So a otro final de entropía S, intercambiando calor Q con su entorno
a una temperatura constante T, la variación de entropía es :
S 
Q
T
En un proceso irreversible es S > Q/T
Si un sistema pasa de un estado a otro y su desorden aumenta: S > 0 y si el desorden disminuye: S < 0.
Veamos la variación de entropía en algunos casos:
Sgases >> Sliquidos > Ssolidos (Sionico > Smetalico > Satomico)
En una reacción en la que aumenta el número de moles gaseosos, la entropía aumenta
PROCESOS ESPONTÁNEOS - ENERGIA LIBRE
La mayor parte de las reacciones químicas que se verifican espontáneamente en condiciones estándar son exotérmicas, pero no
sólo son espontáneos los procesos exotérmicos.
Algunas reacciones endotérmicas son espontáneas a temperatura ambiente:
(NH4)2CO3 (s)  NH4HCO3 (s) + NH3
 H = 40,2 Kj
N2O3 (g)
 NO (g) + NO2 (g)
 H = 21,5 Kj
Por lo tanto, el criterio energético es Insuficiente para predecir la evolución de un proceso. Es necesario tener en cuenta
también la variación en el desorden del sistema.
Existe una magnitud termodinámica que relaciona ambas magnitudes, es la energía libre de Gibbs (G). Es una función de
estado. La energía libre expresa la diferencia que existe entre la entalpía total del sistema y la entalpía no disponible; en
consecuencia es la entalpía de la que realmente se dispone
Para un proceso en el que se mantienen constantes la presión y la temperatura, la variación de la energía libre de Gibbs es
igual a:
 G = H - T. S
Para que un proceso sea espontáneo:  G < 0
y
si  G > 0 es No espontáneo
Si G = 0 el sistema está en el equilibrio
Ejemplo 1:
H2O2 (l)  H2O (l) + ½ O2 (g)
S > 0 (mayor desorden
 G = H - T. S < 0
( H < 0
Exotérmica )
½ moles de gas O 2 - 0 >0 )
es decir : Reacción Espontánea
Ejemplo 2:
H Cl (g) + NH3 (g)  NH4Cl (g)
( H < 0 Exotérmica )
S < 0 (mayor orden
1 mol – 2 mol < 0 )


A


A
baja
Tempertura
H  T.S 
G  0
Espontánea
alta
Temperatur a
H  T.S 
G  0
No Espontánea





INFLUENCIA DE LA TEMPERATURA EN LA ESPONTANEIDAD DE UN PROCESO
Si la variación de entalpía es negativa (proceso exotérmico) y la variación de entropía es positiva (proceso con aumento del
desorden), el proceso siempre es espontáneo, sea cual sea la temperatura a la que se realice.
Si la variación de entalpía es positiva (proceso endotérmico) y la variación de entropía es negativa (proceso con
disminución del desorden), el proceso nunca será espontáneo, independientemente de la temperatura.
Si la variación de entalpía es positiva (proceso endotérmico) y la variación de entropía también es positivo (aumento del
desorden), el término entrópico ha de ser superior al término entálpico para que G sea menor que cero y el proceso resulte
espontáneo. Esto ocurrirá cuando la temperatura sea suficientemente alta.
Si la variación de entalpía es negativa (proceso exotérmico) y la variación de entropía también lo es (disminución del
desorden), el término entrópico ha de tener un menor valor absoluto que el término entálpico para que G < 0 y el proceso resulte
espontáneo. Esto ocurrirá a temperatura suficientemente baja.
El que un proceso no sea espontáneo no significa que no sea posible. Con ayuda de agentes externos se puede llevar a cabo.
EJERCICIOS
ENERGIA DE LAS REACCIONES QUIMlCAS
1.- Hallar la variación de energía interna de un gas que:
a) absorbe 150 J de calor y hace un trabajo de 100 J.
b) desprende 300 J y hace un trabajo de 0,15 kJ. Sol: 50 J; -450 J.
2.- ¿Qué relación existe entre los calores de reacción a presión constante y a volumen constante? Relacionar cada uno de ellos con
la variación de energía interna de la reacción.
3.- ¿Son siempre distintos los calores de reacción a presión constante y a volumen constante? Discutir la relación para una reacción
exotérmica en la que se produce un aumento de volumen.
4- Dada la siguiente ecuación: 2 C4H10(g) + 13 02(g)  8 C02(g) + 10 H2O(g)
H < 0, indicar, razonándolo, si a la misma
temperatura el calor desprendido a volumen constante es mayor, igualo menor que el desprendido a presión constante.
5.- Calcula la diferencia entre Qp y Qv para la combustión de la glucosa a 18º C.
6.- En la combustión a volumen constante de 1 gr de ácido tartárico (C 4H6O6 sólido), a 25ºC se desprenden 1840 calorías.
Calcular el calor de combustión del ácido tartárico a presión constante. Sol: -275,11 kcal/mol.
7.- ¿Qué significado tiene  Ho (H2O (l)) = -57,8 kcal/mol ? Escribir la ecuación termoquímica correspondiente.
8.- a) Definir "función de estado". b) Dada la reacción Zn (s) + H 2S04 (ac)  ZnS04(ac) + H2 (g) si leemos en un libro que
dicha reacción tiene calor a volumen constante = -37,63 kcal/mol y calor a presión constante = -38,21 kcal/mol, ¿serían correctos
estos datos ?
9.- Definir el concepto de entalpía de formación estándar de un compuesto. Formular los procesos de formación del carbonato de
calcio y del etanol.
10.- Dada la siguiente ecuación: 2 H2 (g) + 02 (g)  2 H2O (g)
H = - 483.6 kJ señalar cuáles de las siguientes afirmaciones
son correctas:
a) al formarse 18 gr de agua en condiciones estándar se .desprenden 483.6 kJ..
b) la formación del agua es una reacción exotérmica
c) como  H < 0 la formación del agua es, con casi completa seguridad, un proceso espontáneo.
d) la reacción de formación del agua será muy rápida.
11.- Escribir una reacción entre gases en la cual el calor de reacción a volumen constante sea igual al calor de reacción a presión
constante. Razonar la respuesta.
12.- Relacionar  H e
U para la reacción: 2C(s) + 02(g)  2CO(g)
13.- Se queman 1,17 gr de C6H6 (l) a volumen constante formándose C0 2 (g) y H2O (I) Y se desprenden 11720 cal a 25ºC.
Calcular U e  H. Sol: -781,3 kcal/mol; -782,2 kcal/mol.
14.- Cuando la reacción C3H8(g) + 502(g)  3C02(g) + 4H2O(l), se efectúa en una llama abierta a 25ºC se desprenden 530,7
kcal/mol. Calcular U e H. Sol: -528.9 kcal/mol; -530,7 kcal/mol.
15.- La reacción NH3(g) + 3F2(g)  NF3(g) + 3HF(g) se llevó a cabo en un calorímetro. El calor desprendido fue de 881, 2 kJ.
¿Cuál será H y U para la reacción ? Sol: -881,2 kJ (ambos)
16.- Calcular la entalpía de formación del óxido de cinc con los siguientes datos:
H2S04(aq)+Zn(s)  ZnS04(aq)+ H2(g)
H= -80.1 kcal
2H2(g) + O2  2H2O(l)
 H= -136,6 Kcal
H2SO4(aq) + ZnO(s)  ZnSO4(aq) + H2O(I)
H = -50.52 kcal.
Sol: -97,9 Kcal/mol
17.- Calcular el calor de fermentación de la glucosa C6H12O6(s)  2C2H5OH(I) + 2C02(g). Sabiendo que los calores de
combustión de la glucosa y el etanol son: -3,74 y -7,11 kcal/gr, respectivamente. Sol: -19.08 kcal/mol.
18.- Al quemar sendos gramos de formaldehído (HCHO) y de fórmico (HCOOH) se liberan, respectivamente 18,8 kJ y 6,9 kJ.
Calcula con estos datos los  H e U para la reacción ½ O2(g) + HCHO(g)  HCOOH(g) a 25°C. Sol: -246,6 kJ; -245,4
kJ.
19.- Los calores de combustión del metano, etano e hidrógeno son, respectivamente, -212,8, -327,8 y -68,4 kcal/mol a 20ºC.
Calcular la variación de entalpía. a la misma temperatura, para la reacción: C 2H6(g) + H2(g)  2CH4(g).
Sol: 29,4 kJ.
20.- Calcular H para la combustión de un mol de propano (C3H8).Los calores de formación son: propano -103,8; agua liquida 285,8; C02 -393,5 kj/mol. ¿Qué cantidad de agua podríamos calentar de 18º C a 90º C con el calor desprendido? Ce agua = 1 cal/gr
.ºC
Sol: -2219,9 kJ/mol; 7376 gr.
21.- El calor de combustión del benceno (C6H6) es -781,2 kcal/mol. Calcular su calor de formación sabiendo que el calor de
formación del CO2 es -94,1 kcal/mol y el del agua liquida -68,3 kcal/mol. Sol: 11,7 kcal/mol.
22.- La entalpía de combustión del propano es -526,3 kcal. Las entalpías de formación estándar del dióxido de carbono y vapor de
agua son respectivamente -94,03 kcal/mol y -57,80 kcal/mol. Calcular: a) entalpía de formación del propano;. b) los kg de carbón
que serán necesarios quemar, siendo el rendimiento del 80%, para producir la misma cantidad de energía que la obtenida en la
combustión de 1 kg de propano. Entalpía de combustión del carbón: -5 kcal/gr. Sol: 13,01 kcal/mol; 3 kg.
23.- Calcular la energía calorífica desprendida en la combustión de 100 gr de: a) metano; b) n-butano; c) etanol. ¿Cuál de las tres
sustancias es mejor combustible a igualdad de peso? Entalpías de formación en kJ/mol: CH 4(g) = -74,9; C4H10(g) = -124,7; C02(g)
= -393,5; H2O(g) = -241,8; C2H5OH(I) = -277,6. Sol: 5014 kJ; 4583 kJ; 2682 kJ; el metano.
24.- Calcular los gramos de butano (C4H10) que deberán quemarse para fundir 1800 gr de hielo a 0ºC. siendo Hf(C4H10) = -124,7
kj/mol; Hf(C02) = -393,5 kJ/mol;  Hf(H2O gas) = -241,8 kJ/mol; Lhielo = 80 cal/gr. Sol: 13,13 g
25 El calor de combustión de la glucosa (C6H12O6) determinado en un calorímetro de bomba es 2816 kJ/mol, a 25ºC (se forma agua
líquida). Calcular la entalpía normal de formación de la glucosa. Hf(Kj/mol): C02(g) = 393,5; H2O(l) = -285,8.
Sol: -1260,4
Kj/mol.
26.- El ácido acético (CH3COOH) se obtiene industrialmente por reacción del metanol (CH 3OH) con monóxido de carbono. Indicar
si la reacción es endotérmica o exotérmica ? Calcular la cantidad de energía intercambiada al hacer reaccionar 60 kg de metanol de
una riqueza del 87% con 30 kg de CO del 70%. El rendimiento de la reacción es del 80%. Entalpías de formación: metanol = -238;
del ácido acético = -485; del CO = -110 kJ/mol. Sol: -82200 kJ.
27.- La reacción entre el hidrógeno y el nitrógeno para dar amoniaco es exotérmica. Experimentalmente se encuentra que cuando
se ha obtenido 1 dm3 de amoniaco a 298 ºK y 1 atm, el calor desprendido hace aumentar en 0,9 ºC la temperatura de 500 gr de
agua. Calcular, a partir de estos datos, Hf del amoniaco. Calor especifico del agua: 4180 J/kg.ºK
Sol: -46 kJ.
28.- En un calorímetro que contiene 19 litros de agua a 25ºC, se queman 9,6 gr de metanol. La temperatura .final registrada es
26,8ºC. Calcular el calor molar de combustión del metanol. Ce(agua) = 1 cal/gr.ºC. Sol: -476,52 kJ/mol.
29.- En la reacción de combustión del propano (g) a 127° y 1 atm de presión constante, se desprenden 529 kcal/mol de propano.
Calcular U y H en el proceso a esa temperatura. R = 1,98 cal/mol.ºK
30.-Indicar, razonadamente, el signo de DS en los siguientes procesos. ¿Cuál será espontáneo y cuál no lo es con toda seguridad?
2SO2(g) + O2(g)  2SO3(g)
H< 0
6CO2(g) + 6H2O(l)  C6H12O6(s) + 6O2(g) H> 0
C(s) + H2O(g)  CO(g) + H2(g)
H> 0
Cu2+(aq) + Zn(s)  Cu(s) + Zn2+(aq)
H < 0
NH3(g) + HCl(g)  NH4Cl(s) H<0
CaCO3(s) + 2HCl(ac)  CO2(g) +CaCl2(ac)+H2O(l)
H<0
31.- ¿Por qué en la reacción CH4(g) + 202(g)
32.- Para la reacción NO2(g)
espontánea a 100ºC. Sol: no

 CO2(g) + 2H2(g)
1/2N2(g) + 02(g)
 G y H
H = 10,5 kcal/mol
tienen casi el mismo valor?
S = 1,8.10-2 kcal/mol.ºK. Decir si es o no
33.- a) Define: entalpía de formación standard.
b) Dada la reacción química: a Reactivos ® b Productos G = -122 kJ/mol. Si se introducen en un recipiente los reactivos,
¿se obtienen los productos?
c) ¿Qué condiciones tienen que cumplirse en cualquier proceso químico para que la variación de energía libre y la variación
de entalpía coincidan?
34.- ¿Serán espontáneas las siguientes reacciones? ¿por qué?
2NOCl(g)  2NO(g) + Cl2(g) (endotérmica)
NO(g)  1/2N2(g) + 1/2O2(g) (exotérmica)
35.- Una reacción química tiene  H > 0 ¿significa esto que la reacción no podrá ser espontánea? Justificar la respuesta.
36.- ¿Será espontánea en condiciones estándar la reacción 2 H2(g) + 02(g)  2 H2O(I) ? H = -571 kJ; S = -326,4 J/ºK
37.- Para Cu(s) + H2O(g)  CuO(s) + H2(g) Ho= 86.6 kJ y
espontaneidad de la reacción.
So= - 0,048 J/ºK, indicar el efecto de la temperatura sobre la
38.- Comentar la validez general de cada una de las siguientes frases:
1).- Una reacción exotérmica es espontánea
2).- Una reacción para la que S es positivo es espontánea.
3).- Hay un aumento de entropía en una reacción cuando en ella aumenta el número de moles.
4).- Si  H e S son positivos la reacción puede ser espontánea a altas temperaturas.
39.- Dada la reacción exotérmica: C(s) + 2 Cl2(g)  CCl4(l), indicar razonadamente el signo de H, S y G del proceso.
40.- Calcular el cambio de entalpía estándar y la variación de energía interna del siguiente proceso: 3CO(g) + Fe2O3(s) 
3C02(g) + 2Fe(s). Las entalpías estándar de formación son: Fe 2O3 (-824); CO(-110,5); CO2(- 393,5) kJ/mol). ¿Será una reacción
espontánea? Sol: -25 kJ; Si.
41.- En la reacción: Ag2(S)  2 Ag(s) + 1/2O2(g) en condiciones estándar H =7,31 kcal y S= 15,8 cal/ºK. Si estos valores
no varían con la temperatura predecir en qué sentido será espontánea la, reacción: a) a 25°C y 1 atm; b) a.300ºC y 1 atm; e) ¿a
qué temperatura se hallará la reacción en equilibrio?. SoI: izda; dcha; 190ºC.
42.- Conociendo los datos siguientes: entalpía de combustión del etano (g) = -1559,7 kJ/mol; entalpía de combustión del eteno (g)
= -1410,9 kJ/mol; entalpía de formación del agua (l) = 285,8 kJ/mol; entalpía de formación del CO2 (g) = -393,5 kJ/mol. Calcular:
a) la entalpía de formación del etano y del eteno: b) la variación de entalpía, en condiciones estándar, en el proceso: C 2H4{g) + H2
(g)  C2H6(g). Si So = -110,6 J/ºK, ¿será espontáneo el proceso el proceso en condiciones estándar ?.
VELOCIDAD DE REACCION
CINETICA QUIMICA
Estudia el desarrollo de una reacción a través del tiempo, la velocidad con que transcurre y la influencia que diversos factores
ejercen sobre dicha velocidad.
VELOCIDAD DE REACCION
La velocidad de reacción representa la cantidad de uno de los reactivos que desaparece por unidad de tiempo, o bien la cantidad de
uno de los productos que se forma por unidad de tiempo.
Vmedia  
(reactivo) (producto)

(tiempo)
(tiempo)
Sus unidades son: mol / litro.sg
La velocidad no es constante a lo largo del proceso (a medida que se gastan los reactivos su velocidad disminuye), por lo
que se define la velocidad instantánea de una reacción como la derivada de la concentración de un reactivo o un producto respecto
al tiempo
Definida de esta manera la velocidad de reacción tendrá un valor distinto dependiendo de a qué sustancia de la reacción la estemos
refiriendo. Para evitar esta variedad de valores en la velocidad se define la velocidad de una reacción como la derivada respecto al
tiempo de la concentración de cualquier reactivo o producto dividida entre su respectivo coeficiente estequiométrico y convertida
en un número positivo.
1 d[ A] 1 d[C]
Así para la reacción :
aA + bB  cC
será:
V .
 .
a dt
c dt
ECUACION DE VELOCIDAD
La velocidad de una reacción se puede expresar en función de las concentraciones de los reactivos. Para la reacción:
aA + bB  cC + dD
seria:
V  k. A  .B 
k = constante de velocidad; para una reacción concreta; depende de la temperatura.
[A] [B ] = concentraciones molares de los reactivos presentes en cada momento
 ,  = son los órdenes parciales de la reacción. Son números enteros o fraccionarios que no suelen coincidir con los
coeficientes estequiométricos. Además
(  +  ) = orden total de la reacción.
A medida que las concentraciones de los reactivos disminuye, su velocidad de reacción también disminuye
Si la concentración de un reactivo no influye en la velocidad de reacción, la reacción se dice que es de orden cero con respecto
a ese reactivo
TEORÍAS SOBRE LA REACCION QUIMICA
1.- Teoría de las colisiones: Las reacciones químicas se producen con la ruptura de algunos enlaces y la formación de otros
nuevos. Para que esto ocurra, las moléculas de los reactivos han de chocar. No todos los choques que se producen son eficaces.
Para que un choque sea eficaz:
a) se tiene que producir con una orientación adecuada
b) las partículas que chocan han de tener la energía cinética suficiente para que se rompan los enlaces necesarios. Esta energía
mínima se denomina energía de activación.
La energía de activación es la causa de que reacciones con G < 0, termodinámicamente espontáneas, no lo sean por
necesitar una energía de activación muy alta (p. ej. la combustión del papel)
2.- Teoría del estado de transición (o del complejo activado):
Esta teoría propone que, cuando las moléculas de reactivo chocan, se produce un estado de transición en el que se forma un
agregado molecular denominado complejo activado.
En esta teoría la energía de activación representa la energía necesaria para que se forme el complejo activado.
Si la energía de activación es pequeña la mayoría de las partículas poseerán
esta energía, el número de choques eficaces será alto y la velocidad de la reacción
elevada.
La energía de activación es independiente de la energía absorbida o
desprendida en el proceso. Siempre es positiva, tanto en un proceso exotérmico como
en un proceso endotérmico
MECANISMOS DE REACCION
Hay reacciones que se producen en una sola etapa; en dicha etapa las moléculas de los reactivos se reúnen y los átomos se
reordenan dando las moléculas de los productos. Se dice que son reacciones elementales o de mecanismo concertado.
Ejemplo :
I2+ H2  2 HI
Pero la mayoría de las reacciones se realizan a través de varias etapas, de varias reacciones elementales.
Ejemplo:
4 HBr + O2  2 Br2 + 2H2O
a) HBr + O2  HOOBr
b) HOOBr + HBr  2 HOBr
c) 2(HOBr + HBr  Br2 + H2O)
El mecanismo de una reacción es la descripción de las reacciones elementales de las que consta.
La velocidad de las reacciones por etapas está determinada por la velocidad de la etapa más lenta, es decir, de aquella que tenga
una energía de activación mayor ( Etapa Determinante).
En la ecuación de velocidad de una reacción elemental los órdenes de reacción coinciden con los coeficientes estequiométricos de
la reacción.
Si para una reacción
aA + bB  cC + dD
se cumple
V= k. [A]a . [B]b , se trata de una reacción elemental.
Se denomina molecularidad al número de moléculas preciso para que, con su colisión simultánea, se origine el complejo activado
y tenga lugar la reacción. En una reacción elemental el orden de la reacción coincide con la molecularidad.
EJERCICIO:
Experimentalmente la reacción 2 NO (g) + Cl2 (g)  2 NOCl (g) tiene por ecuación de velocidad V = k. [NO]. [Cl 2] y el
mecanismo de reacción propuesto es
NO (g) + Cl2 (g)  NOCl2 (g)
NOCl2 (g) + NO (g)  NOCl (g)
a) La reacción global no es elemental
b) La etapa determinante es la primera (implica que es la más lenta) y la que da la velocidad de reacción global
c) El orden de reacción del reactivo NO es 1 y el de la reacción global es 2
FACTORES QUE INFLUYEN EN LA VELOCIDAD DE REACCIÓN
1.- Naturaleza de los Reactivos
Si se requiere poca energía para romper los enlaces la reacción será rápida, en caso contrario lenta.
Se adopta como criterio general que:
-las sustancias covalentes dan lugar a reacciones relativamente lentas a temperatura ordinaria.
-las sustancias iónicas en disolución (los enlaces ya están rotos como consecuencia de la. disolución) suelen reaccionar
rápidamente a temperatura ordinaria.
2.- Estado físico de los Reactivos
Si los reactivos están en estado gaseoso o en disolución, los choques entre las moléculas se producirán con más facilidad que si
son sólidos.
En los procesos heterogéneos la reacción se produce sólo en la superficie de contacto, por lo que la velocidad aumentará si
aumenta esta superficie. Por eso se pulveriza la gasolina en los motores o el polvo de carbón en suspensión en el aire provoca
explosiones en las minas.
3.- Concentración de los Reactivos
Cuanto mayor sea el número de moléculas por unidad de volumen, mayor será el número de choques entre ellas y mayor la
velocidad de reacción.
Esto implica que al añadir un reactivo en exceso, aunque se formen el mismo número de moles de productos, la velocidad de la
reacción habrá aumentado.
4.- Presión
Cuando se trata de reacciones en fase gaseosa, el aumento de la presión provoca un aumento de la concentración y la velocidad
de reacción se ve favorecida.
5.- Temperatura
La velocidad de una reacción es proporcional al número de moléculas que tienen una energía superior a la energía de
activación.
Al aumentar la temperatura crece la energía cinética de las moléculas del sistema y crece el porcentaje de moléculas activadas,
por lo que aumentará el número de choques eficaces.
La relación cuantitativa entre la constante de velocidad de una reacción y la temperatura viene dada por la ecuación de
Arrhenius:
k = A . e -Ea/RT
k : constante de velocidad
A : factor de frecuencia (característico de la reacción); tiene las mismas unidades que K.
- Ea/RT : factor energético, que representa la fracción de choques eficaces en relación con el número total de
colisiones efectuadas.
Al aumentar la temperatura, aumenta el factor exponencial. aumentando la constante k y. por lo tanto, la velocidad de reacción.
En esta ecuación se observa que cuanto menor es la energía de activación mayor es la velocidad de reacción.
6.- Catalizadores
Son sustancias cuya presencia en una reacción modifican la velocidad de la misma.
Presentan las siguientes características:
- actúan en muy pequeñas cantidades
- son bastante específicos
- no experimentan cambios químicos permanentes y se recuperan al final de la reacción
- no son capaces de provocar reacciones que sin ellos no hubieran tenido lugar
- no alteran las funciones termodinámicas (G , H) de la reacción, por lo tanto, no afectan a su equilibrio.
Su acción se denomina catálisis.
Catálisis positiva: si se acelera la reacción; el catalizador disminuye la energía de activación o facilita el choque entre las
moléculas.
Catálisis negativa: si se retarda la reacción; el catalizador (inhibidor) aumenta la energía de activación o dificulta el
choque entre las moléculas.
Catálisis homogénea: el catalizador está en la misma fase que los re activos
Catálisis heterogénea: el catalizador es1á en fase distinta a los reactivos.
En el organismo las reacciones están catalizadas por unas sustancias denominadas biocatalizadores o enzimas. Permiten que se
realicen las reacciones a 37º C y 1 atm de presión. Son de naturaleza proteínica.
Algunos catalizadores de importancia:
- el pentaóxido de vanadio ( V2O5 ) cataliza la reacción SO2 + ½ O2  SO3
- hierro, molibdeno y óxido de aluminio catalizan la síntesis de Haber del amoniaco N 2 (g) + 3 H2 (g)  2 NH3 (g)
- las carbohidrasas catalizan la hidrólisis de los hidratos de carbono
- el di6xido de manganeso cataliza la descomposición del agua oxigenada H2O2(l)  H2O(l) + ½ O2(g)
- el cobre se utiliza en la deshidrogenación de alcoholes primarios a aldehidos
- en los tubos de escape de los automóviles se utilizan convertidores catalíticos de platino, paladio o rodio que aceleran la
transformación de CO a CO2 y la descomposición de óxidos de nitrógeno en nitrógeno y oxígeno; con ello se evita lanzar gases
tóxicos a la atmósfera.
EJERCICIOS
VELOCIDAD DE REACCION
1.- Razonar la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones:
- al duplicar la temperatura se duplica la velocidad de una reacción
- la velocidad de una reacción depende de la concentración de todos los reactivos
- si una reacción química es fuertemente exotérmica se realizará a una gran velocidad
- la velocidad de una reacción se mantiene constante durante todo el tiempo que dura la reacción.
2.- Dibujar un diagrama entálpico de una reacción...
- exotérmica y otro de una reacción endotérmica, ambos con la misma energía de activación - endotérmica rápida y otro de una
exotérmica más lenta que la anterior
- exotérmica y la misma reacción en presencia de un catalizador positivo.
3.- Con los siguientes datos referidos a dos reacciones químicas diferentes, justificar cuál es más lenta. 1) Ea = 50 kJ/mol; H =
10 kJ/mol; G = -100kJ/mol. 2) Ea = 100 kJ/mol; H = -50 kJ/mol; G = -50 kJ/mol.
4.- Una reacción transcurre con una velocidad apreciable. En un instante determinado es necesario tomar una muestra de la misma
para su posterior análisis. ¿Cómo podremos disminuir la velocidad de la reacción para poder llevar a cabo el análisis?
5.- Un procedimiento para estimar el orden de reacción es mediante las unidades de la constante de velocidad. Para la ecuación
química: A  Productos, escribir las correspondientes ecuaciones de velocidad de orden uno y de orden dos y deducir, para cada
caso, las unidades de la constante de velocidad.
6.- ¿Cómo afectará a la velocidad de una reacción: a) el tiempo; b) la reducción del volumen del recipiente en una reacción en fase
gaseosa; c) la presencia de un catalizador?
7.- Explicar la relación que existe entre la ecuación estequiométríca y la ley diferencial de velocidad, .para una reacción global y
para una reacción elemental.
8.- La reacción: A  Productos transcurre a una velocidad de 0,012 mol/l.sg cuando la concentración de A es de 0,5 mol/l.
¿Cuál será la velocidad cuando la concentración de A sea 1 mol/l si la reacción es: a) de orden cero con respecto a A; b) de
orden uno con respecto a A; c) de orden dos con respecto a A? Sol: 0,012; 0,024; 0,048 mol/l.sg
9.- Para la reacción A + B  2 C, al duplicar la concentración de A, se duplica la velocidad de reacción. Sin embargo, cuando se
tríplica la concentración de B, la velocidad solo se multiplica por 1,73. ¿Cuáles son los órdenes de la reacción respecto a A y B?
Sol: 1; 0,5.
10.- En el estudio de la reacción: aA + bB  Productos, se observa: al duplicar la concentración de A, manteniendo la de B
constante, la velocidad es ocho veces la velocidad inicial. Al triplicar la concentración de B, manteniendo constante la de A. la
velocidad inicial de reacción se tríplica. Basándose en estos datos: a) Calcular el orden de reacción respecto a A y B. b) ¿Qué
unidades presenta la constante de velocidad en esta reacción? c) ¿Esta reacción puede ser un proceso elemental? Dato: ecuación
de velocidad v= k [A] [B]
11.- ¿ En qué casos la velocidad de reacción y la constante de velocidad son iguales ?
12.- La constante de velocidad de una transformación química se expresa mediante la ecuación:
K=A.e –Ea/RT Indica y razona: a) unidades y significado de cada uno de los términos; b)¿qué término se modifica por la presencia
de un catalizador?; c) la reacción transcurre mediante etapas elementales cuyas energías de activación son: E a1 = 93 Ea2= 148
Ea3 = 78, ¿cuál será la etapa más lenta?; d)¿qué influencia ejercerá la temperatura?
EQUILIBRIO QUIMICO
REACCIONES REVERSIBLES E IRREVERSIBLES
Hay muchas reacciones químicas en las que los productos son tan estables que prácticamente no tienen tendencia a reaccionar entre
si para generar nuevamente los reactivos. Estas reacciones se denominan irreversibles:
HCl + Zn  ZnCl2 + H2
En otros procesos los productos reaccionan entre si y regeneran los reactivos. Se denominan reversibles:
H2 (g) + I2 (g)  2 HI (g)
Al comienzo de una reacción reversible, la concentración de los reactivos es mayor que
la de los productos, la velocidad de la reacción directa será mayor.
A medida que transcurra la reacción, la concentración de los productos va
aumentando y también aumentará la velocidad de la reacción inversa.
Llega un momento en que ambas velocidades se igualan y se alcanza el equilibrio.
Se trata de un equilibrio dinámico porque las reacciones se siguen produciendo, pero se
forman tantas moléculas como desaparecen y las concentraciones de todas las sustancias se
mantienen constantes.
Las proporciones de los reactivos y productos en él son siempre las mismas,
independientemente de las cantidades de las que se haya partido, excepto si se produce una variación de la temperatura.
El estado de equilibrio sólo se puede alcanzar en sistemas cerrados, que son los que producen contacto mutuo entre los productos
de reacción.
LEY DE ACCION DE MASAS -CONSTANTE DE EQUILIBRIO
Si una reacción reversible es elemental
aA + bB  cC + dD tenemos que sus velocidades de reacción en el equilibrio
serán iguales:
C c . D d
V1 = k1 .[A]a . [B]b = V2 = k2 . [C]c . [D]d

k1/k2 = Kc
resultando:
Kc 
a
b
A . B 
Esta ecuación se conoce con el nombre de ley de equilibrio. o ley de acción de masas.
La constante de equilibrio Kc es característica de cada reacción, dependiendo de los coeficientes estequiométricos con los que se
escriba. También depende de la temperatura.
Un valor de Kc
muy grande indica que la
reacción directa progresa hasta que prácticamente se
agota uno de los reactivos:
Un valor muy pequeño de Kc indica que, una vez
alcanzado el equilibrio, se ha formado una cantidad
muy pequeña de productos:
Un valor de Kc próximo a 1 indica que, en el
equilibrio, las concentraciones de los reactivos
sobrantes son del mismo orden que las de los
productos formados.
La constante de la reacción directa es igual al inverso de la constante de la reacción inversa. En efecto, si consideramos el
equilibrio químico
H2 + I2  2 HI
cuya constante es Kc
Para el equilibrio inverso, es decir 2 HI  H2 + I2 es K`c= 1 / Kc
Y para el equilibrio ½ H2 + ½ I2  HI
es
k "c  Kc
De la misma manera, si en el equilibrio intervienen SUSTANCIAS GASEOSAS se define una constante Kp de presiones
parciales:
Por ejemplo: aA(g) + bB(g)  cC(g) + dD(g) ....
Kp 
PCc . PDd
PAa . PBb
Kp se expresa con el cociente de las presiones parciales de los gases en equilibrio
RELACIÓN ENTRE Kc y Kp
Teniendo en cuenta la fórmula de los gases perfectos P.V = n.R.T
a la ecuación anterior resulta:
Kp = Kc . (RT)n
y su variante P = (n/V).R.T = [ ].R.T y aplicándola
en donde n es la resta de los moles de los productos gaseosos y los moles reactivos
Ejemplo de aplicación:
Las concentraciones molares en equilibrio de CO , Cl2 y COCl2 son respectivamente 2, 2 y 18 M en un recipiente de
1 litro de capacidad
Calcular la constante Kc
y determinar la composición en el equilibrio cuando se duplica la concentración del cloro, si el
volumen del recipiente es d 1 litro.
CO (g) + Cl2 (g)  COCl2 (g)
Kc 
[COCl 2 ]
18

 4,5 l / mol
[CO ].[Cl 2 ] 2.2
Al aumentar la concentración del Cloro se desequilibra y la reacción se desplazará hacia la derecha para gastar el exceso y
volver de nuevo al equilibrio (con la misma Kc). Al ser el volumen V=1 l , los moles de cada componente son las
concentraciones de cada uno
CO
Cl2
COCl2
Moles iniciales
2
2+2 = 4
18
Moles en Equilibrio
2-x
4-x
18 + x

Kc  4,5 
18  x
(2  x ).(4  x )
 resolviendo la ecuación de 2º grado resultan : X1 =5,49
X2=0,73
donde sólo la solución 0,73 es válida puesto que la otra indica que se gastan más moles de los que había.
Resultando las nuevas concentraciones en equilibrio:
[CO] = 2 – 0,73 = 1,27
[Cl2] = 4 – 0,73 = 3,27
[ COCl2] = 18 + 0,73 = 18,28
GRADO DE DISOCIACIÓN
En ciertos equilibrios químicos (por ejemplo: NH 3  ½ N2 + 3/2 H2
N2O4  2 NO
2 HI  H2 + I2 )
una sustancia se descompone o disocia en otras; entonces se llama “Grado de disociación” a la cantidad en moles en que se disocia
por cada mol que se tiene de sustancia (generalmente se expresa en % )
Ejemplo de aplicación:
El COCl2 (g) se disocia a 1000ºK según la reacción COCl 2 (g)  CO (g) + Cl2 (g)
. Calcular Kp cuando la
presión de equilibrio es 1 atm y el grado de disociación es de 49,2%
Moles en equilibrio :
COCl2
n(1-)
CO
n.
Cl2
n.
moles totales = n ( 1 +  )
( por cada mol inicial de COCl2 se disocia en  (grado disociación en tanto por uno) moles de CO y  moles de
Cl2 y quedarán 1 -  moles de COCl2 sin disociar ) . ( El número de moles iniciales de COCl2 antes de la disociación es n )
Las presiones parciales en equilibrio de cada componente son:
PCOCl 2  1.
n.(1  ) 1  0,492

 0,340 atm
n.(1  ) 1  0,492
Kp 
PCO PCl 2
PCOCl
PCl 2  PCO  1.
n.
0,492

 0,329 atm
n.(1  ) 1  0,492
 ...  0,2 atm
2
EQUILIBRIOS HETEROGENEOS
Una reacción es heterogénea si en ella pueden distinguirse varias fases claramente separadas.
En comparación con los gases, los sólidos y los líquidos se dilatan poco y tienen una densidad y, por lo tanto, una concentración
prácticamente constantes.
Cuando en una reacción donde intervienen gases, intervienen también sólidos y líquidos, la concentración de éstos
últimos, por ser prácticamente constante, se incluye en la constante de equilibrio; sin embargo aunque estas cantidades de sólido y
líquido están presentes en alguna cantidad en el equilibrio, no se introducen en las constantes.
P4 (s) + 6 Cl2 (g)  4 PCl3 (l)
1
1
Kc 
2 PbS (s) + 3O2 (g)  2 PbO (s) + 2SO2 (g)
Kp 
Cl 2 6
Kc 
SO2 2
O2 3
P 
6
Cl 2
EQUILIBRIOS EN VARIAS ETAPAS.
Cuando una reacción puede expresarse como suma de dos reacciones parciales; su constante de equilibrio es igual al producto de
las constantes de equilibrio de las reacciones parciales:
Cuando una reacción puede expresarse como resta de dos reacciones parciales, su constante de equilibrio es igual al cociente de las
constantes de equilibrio de las reacciones parciales:
PRINCIPIO DE LE CHATELlER -BRAUN
En 1885 Y 1886, respectivamente, estos científicos llegaron a una ley que permite predecir cualitativamente la influencia
de factores externos en un estado en equilibrio.
Un sistema en equilibrio, que es sometido a una perturbación externa, reacciona de tal forma que tiende a contrarrestar
dicha perturbación
FACTORES QUE INFLUYEN EN EL EQUILIBRIO QUIMICO
1.- EFECTO DE LAS VARIACIONES DE TEMPERATURA:
Un aumento de temperatura desplaza el equilibrio en el sentido en que la reacción absorba calor. El descenso de la temperatura lo
hará en el sentido en que se desprenda calor.
1.1.- En una reacción exotérmica, al disminuir la temperatura se desplazará el equilibrio hacia la derecha, con el fin de liberar
más calor y que se contrarreste el efecto del enfriamiento.
1.2.- En una reacción endotérmica un aumento de temperatura favorece la reacción hacia la derecha, absorbiendo parte del
calor proporcionado.
* Si al aumentar la temperatura, aumenta el valor de la constante de equilibrio, es que la reacción se ha desplazado hacia
la derecha y por lo tanto es endotérmica.
* Si al aumentar la temperatura disminuye el valor de la constante de equilibrio es que la reacción se ha desplazado hacia
la izquierda y por lo tanto, es una reacción exotérmica.
2.- EFECTO DE LAS VARIACIONES DE PRESION :
Este factor sólo influye si en la reacción existen sustancias gaseosas.
Si aumenta la presión total, el equilibrio, para oponerse a este aumento. tratará de originar sustancias que ocupen el menor
volumen posible. Como el volumen de un gas es proporcional al número de moles, al aumentar la presión se favorece la reacción
en el sentido en que disminuya el número de moles gaseosos.
Si el número de moles gaseosos es el mismo en los dos miembros de la ecuación, las variaciones de presión no influyen en el
equilibrio.
3.- EFECTO DE LAS VARIACIONES DE CONCENTRACIÓN:
Cuando varía la concentración de alguno de los reactivos o de los productos, varía la de los demás con el fin de mantener la
constancia de K
Si se aumenta la concentración de una sustancia, el equilibrio se desplaza para consumir1a. Si se disminuye la concentración de
una sustancia, el equilibrio se desplaza para reponerla.
EJERCICIOS
EQUILIBRIO QUIMICO
1.- Completar la siguiente tabla y calcular la constante de equilibrio :
2A + B  C + 2D
moles iniciales ..................2 ...... 2 ...........1 .......... 0
moles que reaccionan ................. 0,5
Calcular los moles en el equilibrio y determinar el valor de Kc
2.- Para la reacción: 2 H2(g) + CO(g)  CH3OH(g)
equilibrio para esa reacción escrita como sigue?:
a)
CH3OH(g) .
Sol:3,3.10-3 mol2.l-2 ; 17,32 mol-1.l.
Kc vale 300 mol-2.l2 a 425º C. ¿Cuál es el valor de la constante de
CH 3OH(g)  2 H2(g) + CO(g);
b) H2(g) + 1/2 CO(g)  1/2
3.- En un recipiente de 1 l. se han inyectado 2,65 g de amoniaco a 600º K. La reacción que se produce es NH 3(g)  1/2 N2(g) +
3/2 H2(g) . Si una vez alcanzado el equilibrio quedan 0,714 g de amoniaco sin reaccionar, calcular la constante de equilibrio a esta
temperatura. Sol: 0,402
4.- En un recipiente de 1,876 l. se colocan 20 g de I2(s) y se llena con hidrógeno a 20º C y 767 mm de Hg. Se cierra y se calienta a
400º C (el yodo es gas). Calcular la cantidad de yoduro de hidrógeno en el equilibrio. Kc = 0,01682 (2 HI(g)  H2(g) + I2(g) )
Sol. 16 g.
5.- Tenemos una mezcla inicial de 1 mol de PBr3 y 5 moles de PBr5 en un recipiente de 1 litro. Si la reacción es PBr 3(g) + Br2(g)
 PBr5 (g), calcular las concentraciones en el equilibrio de los tres gases. ¿Qué efecto tendrá sobre el equilibrio un aumento de
presión? Kc= 0,25. Sol: 3,62 M(PBr 3); 2,62 M(Br2); 2,38 M(PBr5).
6.- Para la disociación N2O4  2 NO2 Kc a 318º K es 0,026 mol/l. Si se introduce un número de moles de N 2O4 en un recipiente
de 1 litro y se calienta a 318º K parte del N2O4 se disocia. Una vez alcanzado el equilibrio el número de moles de N0 2 es 0,018.
Calcular: a) el número inicial de moles de N2O4 : b) la presión total en el equilibrio. Sol: 0,0215 moles; 0,8 atrn.
7.- En un recipiente de 2 l. se calientan a 721º K yodo e hidrógeno. En el equilibrio existen 0,176 moles de hidrógeno. 0,04 moles
de yodo y 0,188 moles de yoduro de hidrógeno. Calcular para el equilibrio I 2 + H2  2 HI: a) la concentración inicial de yodo,
b) Kc c) la presión parcial inicial de hidrógeno. Sol: .0,067 M; 5,02; 7,98 atrn.
8.- En un matraz de 1 l. se introducen 0,1 moles de PCl5 y se calienta a 250º C. A esta temperatura el grado de disociación es 0,48.
Calcular: a) la presión en el interior del matraz en el equilibrio; b) el número de moles de cada compuesto en el equilibrio; c) Kc
Sol:6,347 atrn; 0,052 moles PCl5; 0,048 moles de PCl3 y los mismos de cloro; Kc =0,044.
9.- En un matraz de 1 l. en el que se ha hecho el vacío se introducen 0,0724 moles de N 2O4 y se calienta hasta 35º C. Parte del
compuesto se disocia y en el equilibrio la presión total es de 2,1718 atrn. Calcular: a) el grado de disociación, b)la presión parcial
del N02, c)Kc Sol: 0,188; 0,687 atm; 0,0124.
10.- En un recipiente de 1 litro en el que se ha hecho el vacío, se introducen 0,013 moles de Cl5P, se calienta hasta 250º C y se
produce la reacción: PCl5(g) ~ PCl3(g) + Cl2(g) y cuando se alcanza el equilibrio la presión total es de 1 atrn. Calcular: a) la
presión parcial del cloro; b) Kc y Kp . Sol: 0,443 atrn: Kc =0,04; Kp =1,69
11.- Un recipiente de 306 cm3 contiene a 35° C una mezcla en equilibrio de 0,348 g de N0 2 y 1,653 g de N2O4, Determinar: a) la
presión del recipiente y la densidad de la mezcla; b) el valor de Kc y Kp de la reacción: N2O4(g)  2 N02(g)
Sol: 2,11 atrn;
6,54 g/l; Kc =0,01; Kp =0,26.
12- Para el equilibrio Ag2CO3(s) + calor  Ag2O(s) + CO2(g), Kp a 110º C vale 0,0095: Si se introducen en un recipiente de
100 cm3 0,5 gr de carbonato de plata y se calienta a 110º C, ¿qué valor alcanzará la presión de CO 2 en el equilibrio?
13.- Un recipiente metálico, de capacidad un litro, contiene amoniaco a 20º C y 14,7 atm. Se calienta el recipiente hasta 300ºC,
manteniéndose el volumen constante, y la presión se eleva hasta 50 atrn. Calcular a 300ºC: a) el grado de disociación del
amoniaco; b) la fracción molar de amoniaco sin disociar; c) el valor de Kp NH 3 (g)  1/2N2 (g) + 3/2 H2(g) . Sol: 0,74; 0,15:
78,32.
14.- En una cámara vacía de 5 l. se introducen 0,6 moles de yodo y 0,4 moles de hidrógeno. Se calienta la cámara hasta 448°C y se
establece el siguiente equilibrio: I2(g) + H2(g)  2 HI (g). A esta temperatura Kc vale 50. Calcular en las condiciones de
equilibrio: a) la concentración molar de cada una de las especies; b) la presión parcial ejercida por cada una de ellas; c) la presión
total que soporta la cámara. Sol: 0,048-0,008-0.143 M; 2,84-0,48-8,45 atm;
11,8atm.
15.- Sea la reacción NH4CN(s)  NH3 (g) + HCN (g). Cuando se introduce una cantidad de cianuro de amonio en un recipiente
cerrado de 2 l., en el que se ha hecho el vacío, se descompone en parte; y cuando se alcanza el equilibrio a 11º C, la presión en el
recipiente es de 0,3 atm. a) Calcular Kp y Kc a 11º C. b) Calcular la cantidad máxima de NH4CN que se habrá descompuesto.
c)Calcular la cantidad máxima de NH4CN que puede descomponerse si existen inicialmente 0,731 gr de amoníaco. Se considera
despreciable el volumen del sólido.
16.- La constante Kp de la reacción CO2 + H2  CO + H2O a 1027º C. vale 0,7. Si se mezclan 10 moles de CO 2 y 10 moles de
H2 y se calientan a esa temperatura alcanzando una presión de 10 atrn: ¿Cuáles son las fracciones molares en el equilibrio?; ¿cuáles
son las presiones parciales en el equilibrio? Sol: 0,272 (C02 e H2) 0,228 (CO y H2O); 2,72 atm (CO2 e H2), 2,28 (CO y H2O).
17.- Para la reacción NH4Cl(s)  NH3(g) + HCI(g) Kp a 400º C vale 6,10 -9 . Calcular las presiones parciales de los gases
producidos en la descomposición del sólido una vez que se ha alcanzado el equilibrio. Sol: 7.75.10 -5 atrn
18.- Kp para la reacción C(s) + CO2 (g) ~ 2 CO(g) vale 14,1 a 8500C. Calcular la fracción molar del CO2 cuando la presión total
vale 10 atm. Sol: 0.324.
19.- En un recipiente vacío se introduce hidrogenocarbonato de sodio y se calienta a 120º C. Cuando se alcanza el equilibrio la
presión es de 1720 mm de Hg. Hallar Kp y Kc para el equilibrio: 2 NaHCO 3(s)  Na2CO3(s) + CO2(g) + H2O(g). Sol:. 1,28;
1.23.10-3 .
20.- Calcular kp a 2000º C del sistema CO2  CO + 1/2 O2
1,75.10-3
siendo el grado dé disociación 0,018 y la presión de 1 atrn. Sol:
21.- La densidad de la mezcla en equilibrio de N2O4 y N02 es 2,24 g/l, a 60º C y 1 atmósfera de presión total. Calcular: a) el grado
de disociación del N2O4 en N02 y Kp de la reacción de disociación, a dicha temperatura; b) el grado de disociación si, a la misma
temperatura, la presión se eleva a 5 atm. Sol: 0,50; 1,33; 0,25.
22.- A 150º C y 200 atm. el amoníaco se disocia en un 80% ( 2NH3  N2 + 3H2 ). Hallar Kp y Kc. Sol: 660,2; 0,55
23.- A 300° C y 1,5 atrn el PCl5 está disociado en un 80%. Hallar la densidad del sistema a la temperatura y presión dadas. ¿En
estas condiciones cuánto vale Kp ? Sol: 3,69 g/l; 2,67
24.- Para el equilibrio CH3CHOHCH3 (g)  CH3COCH3 (g) + H2 (g) H < 0, podemos decir que el rendimiento de la acetona
a) aumenta al aumentar la temperatura; b) aumenta al disminuir la presión.
25.- Para el equilibrio 2 P(s) + 3H2(g)  2 PH3(g).
exotérmica o endotérmica.
Kc=3.6.10-4 a 227º C y 2,3.10-3 a 447º C. Explicar si la reacción es
26.- Para la constante de equilibrio de la reacción de disociación del PCl 5 (g) en PCl3 (g) y CI2 (g) se han obtenido los valores: Kp =
2,24 a 500º K y Kp = 33,5 a 700º K Deducir si es exotérmica o endotérmica.
27.- Para la reacción Ni(s) + 4 CO(g)  Ni(CO)4(g), ¿cómo afecta el equilibrio un aumento de la presión total? ¿ y un aumento
en la presión parcial de CO ? ¿ y la adición de níquel ? Escribir Kc
28.- Dado el equilibrio HSNH4(s)  SH2(g) + NH3(g), explicar cómo se puede aumentar el rendimiento en la obtención de
amoníaco: a) aumentando la presión total, b) añadiendo HSNH 4, c)eliminando SH2.
29.- Dada la reacción CaCO3(s)  CaO(s) + CO2(g)
un aumento de temperatura ?
30.- Para el equilibrio 3 H2(g) + N2(g)  2 NH3(g)
b) una disminución de presión.
H< 0, escribir Kp para dicho equilibrio. ¿ Cómo afectaría al equilibrio
H < 0 , indicar cómo afectarla al equilibrio: a) un aumento de temperatura;
31.- Para la reacción: 2 SO2(g) + O2(g)  2 SO3(g) H = -47 kcal, ¿en qué sentido se desplazará el equilibrio si: a) añadimos
SO3; b) eliminamos SO3; c) aumentamos el volumen; d) aumentamos la temperatura; e) disminuimos la presión. Relacionar Kp
y Kc .
32.- ¿En qué caso serían iguales Kp y Kc ? Coméntalo y justifica cómo afectaría en este caso a la posición del equilibrio un
aumento de la presión.
33.- En un cilindro metálico, cerrado, de volumen V, se tiene el siguiente proceso químico en equilibrio: 2A(g) + B(g)  2C(g) +
2D(g) H < 0. Justificar razonadamente indicando el sentido hacia donde se desplazará el equilibrio cuando:
a) se duplican las concentraciones de todas las especies
b) aumenta la temperatura
c) se reduce la presión a la cuarta parte del valor inicial
d) se duplica la presión
e) se reduce a la mitad la concentración de los componentes B y C
34.- Al calentar bicarbonato s6dico, en un recipiente cerrado, tiene lugar el siguiente equilibrio endotérmico:
2 NaHC03 (s)  Na2C03 (s) + H2O(g) + CO2(g)
Razona el sentido en el que se desplazará el equilibrio: a) si se elimina la mitad del carbonato s6dicó; b) si se duplica la cantidad de
bicarbonato sódico; c) si se duplica la presi6n; d) si se aumenta la temperatura.
35.- La descomposición del NaHC03 tiene lugar según la reacción: 2 NaHCO3(s)  Na2CO3(s) + CO2(g) + H2O(g) cuya Kc es
2,5.10-4 . Si, en un matraz de 2 l., partimos de 2,5 moles de NaHCO 3, 0,15 de Na2CO3, 2,5.10-2 de CO2 y 4,10-2 de agua, razonar
hacia dónde se producirá la reacción. Sol: está en equilibrio.
36.- Dada la reacción SnO2 (s) + 2 H2 (g)  Sn (s) + 2 H2O (g) sabemos que cuando se alcanza el equilibrio a 500º C, la
concentración de agua es igual a la de hidrógeno e igual a 0,1 M. a) Calcular Kc a 500ºC. b)Si se añade hidrógeno hasta que su
concentración sea 0,18 M, ¿cuáles serán las concentraciones de ambos gases cuando se restablezca el equilibrio? Sol: 1; 0,14 M
para ambos.
37.- En el sistema en equilibrio CO (g) + Cl2 (g)  COCl2 (g), las concentraciones son: CO= 2M, Cl2= 2 M, COCl2= 20 M.
Calcular la concentración de todos los componentes cuando se añade 1 mol de cloro. Sol: CO= 1,58 M; C1 2= 2,58 M; COCl2=
20,42 M.
38.- Cuando se mezclan 0,40 moles de gas xenón con 0,80 moles de gas flúor, en un recipiente de 2 l. a cierta temperatura se
observa que el 60% del xenón reacciona con el flúor formando XeF 4(g) a) Calcular, a esa temperatura, el valor de Kc para la
reacción: Xe(g) + 2 F2(g)  XeF4(g) b) ¿ Cuántos moles de F2 se deben añadir para que la conversión sea del 75% ? Sol:
58,59; 0,253 moles.
39.- Kc para la reacción H2 + I2  2 HI a 700º K vale 55,3. ¿Qué ocurrirá al mezclar a dicha temperatura en un recipiente
cerrado estas tres sustancias a las presiones parciales siguientes: H 2= I2 =0,02 atm; HI= 0,7 atm. ¿Cuáles serán las respectivas
presiones parciales en el equilibrio? Sol: la reacción se verificará hacia la izquierda; 0,0784 atm (I2 e H2); 0,583 atm (HI).
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