Problemas de Equilibrio Químico

TEMA 6
PROBLEMAS TIPO:
EQUILIBRIO QUÍMICO
Equilibrio químico
Para la reacción:
N2(g) + 2H2O (g)  2NO(g) + H2(g)
Kp es de 1,54·10-3 a una determinada temperatura. Si en un recipiente cerrado
hay nitrógeno, vapor de agua, óxido de nitrógeno (II) e hidrógeno con las
siguientes presiones parciales a esa temperatura:
PN2 = 0,165 atm, PH2O = 0,990 atm,
PNO = 0,225 atm, PH2 = 0,075 atm
Determine si el sistema ha llegado al equilibrio y si no es así indique qué
sucederá para alcanzarlo.
Solución:
Para saber si el sistema está en equilibrio hallaremos el cociente de reacción y lo
compararemos con el valor de la constante de equilibrio a esa temperatura.
Usaremos el cociente de reacción escrito en función de las presiones parciales:
Q
PH2 PN2 O
PH22O PN2

0,075 • (0,225) 2
0,992 0,165
 0,0235  1,54 • 103
Q>Kp, por lo que el sistema no ha alcanzado el equilibrio. Para llegar a él, el
sistema debe evolucionar hacia la izquierda: es decir el H 2 y el NO reaccionan
para formar N2 y H2O.
Concentraciones de equilibrio
Para la reacción: 2NOCl (g)  2NO(g) + Cl2(g), el valor de kc es 2,0·10-10 a 25ºC.
Calcular la concentración de equilibrio de de cada componente en un recipiente
de 2 litros si se parte de con 0,4 mol de NOBr.
Solución:
Calculemos la concentración inicial de NOBr :
[IBr] = 0,4mol/2litros= 0,2M
Planteemos el equilibrio: 2 NOCl (g)  2NO(g) + Cl2(g),
0,2-x x
0,5x
kc 
[ NO]2 [Cl2 ]
2
[ NOCl ]

0,5x • ( x) 2
0,2  x
2
 2,0 • 1010
Tras resolver x= 2,52·10-4
Nota: para la resolución numérica hay que tener en cuenta que como la
constante de equilibrio es muy pequeña, podemos despreciar x frente a 0,2 y
facilitar así la resolución.
Las concentraciones en el equilibrio serán:
[NOCl] = 0,2- 2,52·10-4  0,2M, [NO] = 2,52·10-4M, [Cl2] = 1,26M
Equilibrios heterogéneos: presiones parciales y Kp
Se introduce carbonato amónico en un recipiente a 65 ºC descomponiéndose según
la reacción: (NH4)2CO3 (s) == 2 NH3 (g) + CO2 (g) + H2O (g) y alcanzando la
presión de equilibrio de 1 atm. Calcular las presiones parciales de los gases en el
equilibrio y la Kp. DATOS: M((NH4)2CO3)= 96 g/mol.
Solución:
a) Sean n los moles iniciales de carbonato amónico y x los moles que se han
descompuesto hasta alcanzar el equilibrio:
(NH4)2CO3 (s) == 2 NH3 (g) + CO2 (g) + H2O (g),
n-x
2x
x
x
El número total de moles en fase gaseosa, nT será nT= 4x
Aplicando la ley de gases ideales:
PNH3 = 2x·RT/V, PCO2= PH2O= x RT/V
siendo V el volumen ocupado por los gases
La presión total, será la suma de las presiones parciales:
PT = PNH3 + PCO2 + PH2O = 2 p + p +

PT = 4p = 1 atm 
 PNH3= 0,5 atm
p
siendo
p = x RT/V
p = 0,25 atm;
PCO2= 0,25 atm
y
PH2O= 0,25 atm
Kp = (PNH3)2 ·PCO2 · PH2O= (0,5)2·(0,25)· (0,25) = 0,0156
Nota: Los sólidos (fases puras) no intervienen en el equilibrio.
Producto de solubilidad
Relación entre Kps y la solubilidad molar (s)
Algunas veces se conoce el valor de Kps para un compuesto y se pide calcular su
solubilidad molar. Ambas magnitudes están relacionadas. Si se conoce una se
puede calcular la otra, pero cada una proporciona una información diferente.
Ejemplo: Conocido el producto de solubilidad de las siguientes sales, AgCL, CuBr,
Ag2CrO4, determine su solubilidad molar.
AgCl
AgCl  Ag+ + Cl-
Kps=1,6.10-10
=1,26.10-5
s
CuBr
Kps=4,2.10-8
Ag2CrO4
Kps = [Ag+][Cl-]= s.s = s2
s
s = (Kps)1/2 = (1,6.10-10)1/2
CuBr Cu+ + Brs
s
Kps = [Cu+][Br-]= s.s = s2
s = (Kps)1/2 =(4,2.10-8)1/2=2,05.10-4
Ag2CrO4  2Ag+ + CrO4=
Kps=1,9.10-12
12/4)1/3=7,8.10-5
2s
s
Kps = [Ag+][CrO4=]= (2s)2.s = 4s3
s=(Kps/4)1/3= (1,9.10-