Cuestiones de Química: equilibrio químico

12 Equilibrio químico
133.
Capítulo 12 Equilibrio químico.
En este tema se revisan los conceptos básicos del equilibrio químico. Por una parte su
conexión con la termodinámica y, por otra parte, su aspecto más formal de utilización
de las constantes de equilibrio. Los sistemas que se estudian en este capítulo son las
reacciones en fase gas, mientras que los equilibrios en disolución se estudiarán en
capítulos posteriores. También se estudiará la influencia de ciertos factores sobre el
equilibrio, expresada por el principio de Le Chatelier.
12.1 Equilibrio químico en sistemas gaseosos homogéneos.
Ejercicio 12.1. ¿Cuál es la condición termodinámica para que un sistema esté en
equilibrio químico?
Ejercicio 12.2. ¿Cuál es la expresión que relaciona la constante de equilibrio con la
variación de energía de Gibbs en un proceso químico?
Ejercicio 12.3. Responder Cierto o Falso: La expresión de la constante de equilibrio
para la reacción I2(g) + H2(g) = 2 HI(g) es:
[HI]2
Kc= ———
[I2] [H2]
Ejercicio 12.4. Para la reacción en fase gas PCl3(g) + Cl2(g) = PCl5(g), indicar cuál es la
expresión de la constante de equilibrio Kp.
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Ejercicio 12.5. Para la reacción 2 NOCl(g) = 2 NO(g) + Cl2(g), la Kc está relacionada con
la Kp por una de las siguientes expresiones. Indica cuál.
a. Kc=Kp
b. Kc=KpRT
c. Kc=Kp/(RT) d. Kc=KpR/T
Ejercicio 12.6. ¿Cuál es el valor de la constante de equilibrio Kc, a una temperatura
dada T, para la reacción 2 NH3(g) = N2(g) + 3 H2(g), si en el equilibrio hay 1 mol de
amoníaco, 0.5 moles de nitrógeno y 1.5 moles de hidrógeno, en un recipiente de 1
litro?
Ejercicio 12.7. Para la reacción CO2(g) + H2(g) = CO(g) + H2O(g), Kc=4.4 a una
temperatura de 2000K. En un recipiente de 1 L, en el cual hay 1 mol de CO2 y 1 mol
de H2O, introducimos 3 moles de H2 y 0.5 moles de CO. Indicar si estas cantidades
estarán en equilibrio, o bien si se formará más monóxido de carbono o más
hidrógeno.
Ejercicio 12.8. Responder si es Cierto o Falso: La constante Kx no es una verdadera
constante de equilibrio ya que depende de la presión, además de la temperatura.
12.2 Equilibrio en sistemas heterogéneos.
Ejercicio 12.9. Responder si es Cierto o Falso: Para la reacción NH4NO2(s) = N2(g) + 2
H2O(g), la expresión de la constante de equilibrio es:
K=[N2] [H2O]2
Ejercicio 12.10. Para la reacción CaCO3(s) = CaO (s) + CO2(g), Kp=0.50 a la
temperatura de 1013K. ¿Cuál es el valor de la presión del dióxido de carbono que se
halla en equilibrio con el carbonato de calcio y el óxido de calcio a esta temperatura?
Ejercicio 12.11. Con los datos del ejercicio 12.10, determinar que sucede cuando 1 g
de carbonato de calcio se coloca en un recipiente cerrado de 10 L, donde se ha hecho
previamente el vacío, a la temperatura antes indicada de 1013K.
Datos masas atómicas: Ca=40.1 C=12.0 O=16.0
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Ejercicio 12.12. A 100 C la constante de equilibrio para la formación del acetato de
etilo, a partir de ácido acético y etanol según la reacción en fase gas:
CH3COOH + C2H5OH = CH3COOC2H5 + H2O (g)
es igual a 4. Calcular el número de moles de acetato de etilo que se formarán al
reaccionar 2 moles de etanol con 2 moles de ácido acético.
12.3 Principio de Le Chatelier.
Ejercicio 12.13. Indicar si es Cierto o Falso que la explicación científica, o al menos
una de las razones, para que el cava o el champán se sirvan en copas frías sea que así
conservan durante más tiempo el gas carbónico disuelto. El proceso líquido + gas =
disolución es exotérmico.
Ejercicio 12.14. Explicar por qué una roca de caliza, CaCO3, se puede descomponer
totalmente en CaO y CO2.
Ejercicio 12.15. Indicar cuál es el efecto de un aumento de presión sobre los
siguientes equilibrios: a) H2(g) + I2(g) = 2 HI(g), b) N2O4(g) = 2 NO2(g).
Ejercicio 12.16. Indicar cuál es el efecto de un aumento de temperatura sobre el
equilibrio:
H2(g) + I2(g) = 2 HI(g) H =-5.1 KJ/mol
Ejercicio 12.17. La reacción de obtención del amoníaco a partir de sus elementos:
N2(g) + 3 H2(g) = 2 NH3(g)
es exotérmica. ¿Cuál de las siguientes condiciones llevará al máximo rendimiento del
proceso?
a. Baja temperatura y baja presión.
b. Baja temperatura y alta presión.
c. Alta temperatura y baja presión.
d. Alta temperatura y alta presión.
Ejercicio 12.18. Relacionar los puntos de la izquierda con los de la derecha, para la
reacción:
N2(g) + O2(g) = 2 NO(g) H=43.5 Kcal
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1. Si la temperatura aumenta
2. Si la presión aumenta
3. Si [NO] aumenta
4. Si [N2] aumenta
a. Keq aumenta
b. Keq disminuye
c. Keq no varía
Ejercicio 12.19. Relacionar las modificaciones con los efectos que éstas provocan
sobre el equilibrio de la reacción endotérmica PCl3(g) + Cl2(g) = PCl5(g):
1. Aumento de presión
derecha
2. Adición de cloro
izquierda
3. Disminución de temperatura
a. El equilibrio se desplaza hacia la
b. El equilibrio se desplaza hacia la
c. El equilibrio no se desplaza
Ejercicio 12.20. ¿Cuál es el efecto sobre el equilibrio químico cuando se añade un gas
inerte a un sistema de reacción?
Ejercicio 12.21. Indicar si es Cierto o Falso: El equilibrio químico es un equilibrio
estático, es decir no hay ninguna molécula de reactivo que pase a producto, y
viceversa, cuando el sistema está en equilibrio químico.
Ejercicio 12.22. Indicar si es Cierto o Falso: El efecto de un catalizador sobre una
reacción es el de aumentar la constante de equilibrio y, por tanto, desplazar el
equilibrio hacia la obtención de más productos.
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12.4 Respuestas a los ejercicios.
12.1.
G=0.
12.2.
G =-RTlnKeq.
12.3. Cierto.
En general, para una reacción cualquiera en fase gas, aA + bB = cC + dD, la expresión
de la constante de equilibrio Kc es:
[A]a[B]b
Kc= ————
[C]c[D]d
12.4. Kp=P(PCl5)/{P(PCl3) P(Cl2)}.
En general, para una reacción cualquiera en fase gas, aA + bB = cC + dD, la expresión
de la constante de equilibrio Kp es:
PCc PDd
Kp= ————
PAa PBb
12.5. c.
Kp= Kc (RT) , donde
= coef. esteq. productos - coef. esteq. reactivos, es decir,
el incremento en el número de moles según la estequiometría de la reacción. En este
caso,
=(2+1)-(2)= 1, y Kp=KcRT. Por tanto, Kc=Kp/(RT).
12.6. 27/16.
De acuerdo con la definición de Kc:
3
2
Kc=[N2][H2] /[NH3]
Kc=(1/2)(3/2)3/(1)2 = 27/16
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12.7. Se formará más CO.
Calculemos el cociente de reacción
Q=[CO][H2O]/([CO2][H2]), con los valores
[CO]=0.5, [H2O]=1, [CO2]=1 y [H2]=3:
Q=0.5 1/(1 3)=0.5/3
Puesto que Q es inferior a la constante de equilibrio, la reacción se desplazará hacia
productos.
12.8. Cierto.
Se puede comprobar que, para la reacción general en fase gas aA + bB = cC + dD, la
constante de equilibrio referida a las presiones Kp y la pseudoconstante de equilibrio
referida a las fracciones molares Kx, donde Kx= Xcc Xdd / (Xaa Xbb), están relacionadas
por la expresión: Kp= Kx P , donde =(c+d)-(a+b), tal como se ha indicado en el
ejercicio 12.5, y P es la presión total. Como puede observarse, siempre que
0 la
Kx variará con la presión, a fin de que Kp se mantenga constante.
12.9. Cierto.
Cuando intervienen sólidos o líquidos puros en la reacción, éstos no se incluyen en la
expresión de la constante de equilibrio.
12.10. 0.50 atm.
Para esta reacción, el único componente gaseoso es el CO2 y, por tanto, Kp= P(CO2).
12.11. El carbonato de calcio se descompondrá totalmente.
Un gramo de CaCO3 equivale a 0.010 moles y, según la estequiometría de la reacción,
puede dar lugar a 0.010 moles de CO2 al descomponerse totalmente. En un volumen
de 10 L estos 0.010 moles de CO2 darían lugar a una presión de:
P= nRT/V= 0.01 0.082 1013/10= 0.083 atm.
Como la presión de equilibrio, a 1013K, es de 0.50 atm (ver ejercicio anterior),
superior al valor que puede proporcionar 1 g de CaCO3, todo el carbonato de calcio se
descompondrá.
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12.12. 4/3.
Al reaccionar el ácido acético con el etanol, y de acuerdo con la estequiometría de la
reacción, al llegar al equilibrio habrán desaparecido x moles de éstos y se habrán
formado x moles de acetato de etilo y de agua.
Planteando las condiciones de equilibrio:
CH3COOH + C2H5OH  CH3COOC2H5 + H2O
2-x
2-x
x
x
y sustituyendo en la expresión de la constante de equilibrio
[acetato] [agua]
(x/V)2
K= ——————— = ———
[ácido] [etanol]
((2-x)/V)2
tenemos que 4= x2/(2-x)2, de donde se obtiene que x=4/3.
12.13. Cierto.
Si el proceso líquido + gas = disolución es exotérmico, entonces una disminución de
la temperatura provoca un desplazamiento del equilibrio para contrarrestar esta
disminución, es decir, el equilibrio se desplaza en el sentido exotérmico y, por tanto,
hacia la derecha; habrá en consecuencia una mayor cantidad de gas carbónico (CO2)
que permanecerá en el cava. Este proceso es bastante general para los gases, los
cuales aumentan su solubilidad al disminuir la temperatura.
12.14. Una roca está en un sistema abierto y por tanto no puede alcanzar un
equilibrio; la roca caliza experimentará un proceso de descomposición continuado, ya
que el CO2 formado pasará a la atmosferá provocando, de acuerdo con el principio de
Le Chatelier, que el equilibrio CaCO3(s)  CaO(s) + CO2(g) se desplace hacia la
derecha.
12.15. a) No le afecta, b) Se desplaza hacia la izquierda.
a) Ya que la suma de los coeficientes estequiométricos de los reactivos en estado gas
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es la misma que la de los productos en estado gas, entonces no hay influencia de la
presión sobre el equilibrio.
b) En este caso, la suma de los coeficientes estequiométricos de los productos es
mayor que la de los reactivos. De acuerdo con el principio de Le Chatelier, para
contrarrestar un aumento de presión, el equilibrio se desplaza hacia donde la suma
de los coeficientes estequiométricos sea menor y, por tanto, se desplazará hacia la
izquierda.
12.16. Se desplaza hacia la izquierda.
Al ser la reacción exotérmica, un aumento externo de temperatura provoca un
desplazamiento del equilibrio en el sentido endotérmico para contrarrestar este
aumento de temperatura, por tanto se desplazará hacia la izquierda.
12.17. b.
Si la reacción es exotérmica, para desplazar el equilibrio hacia la derecha, hacia
productos, tenemos que disminuir la temperatura; por otro lado, si en la derecha hay
menor número de moles, tendremos que elevar la presión para desplazar el
equilibrio en este sentido.
12.18. 1  a, 2 c, 3  c, 4  c.
La constante de equilibrio sólo depende de la temperatura, por lo tanto solo una
variación de la temperatura puede hacer variar la Keq.
12.19. 1  a, 2  a, 3  b.
12.20. No le afecta.
Un gas inerte no provoca desplazamiento del equilibrio, ya que no participa en la
reacción, pero como provoca un aumento de presión total vamos a demostrar que
este hecho no afecta al equilibrio. Al introducir nI moles de un gas inerte,
supongamos que la presión total habrá aumentado en un factor , es decir P'= P.
Como kp es una verdadera constante de equilibrio tendremos que Kp= KxP = K'xP' ,
donde la notación ' hace referencia a después de añadir el gas inerte. Introduciendo
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que P'= P, obtenemos que Kx=K'x . De esta igualdad sacamos que para cada
componente se ha de cumplir Xj= X'j, es decir nj/nT= n'j/n'T. Ahora bien, como
P'/P=n'T/nT= , obtenemos que nj=n'j, es decir, que los moles de cada componente no
han variado por la adición de un componente inerte.
12.21. Falso.
El equilibrio químico es un equilibrio dinámico a nivel microscópico, el paso de
reactivos a productos se produce a igual velocidad que el paso de productos a
reactivos, con lo que desde el punto de vista macroscópico no hay una
transformación neta de sustancias.
12.22. Falso.
Un catalizador sólo tiene influencia sobre el aspecto cinético de la reacción y provoca
un aumento de la velocidad de reacción, pero no influye sobre el equilibrio.