Una mezcla gaseosa constituida inicialmente por 3,5 moles de hidrógeno y 2,5 moles 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 Kc y Kp.
b) La concentración de los compuestos si el volumen se reduce a la mitad manteniendo
constante la temperatura de 400ºC.

Solución

a)

x=0,45/2=0,225M
[yodo]=0,025M;[hidrógeno]=0,125M; [HI]=0,45M

Kc=[HI]² /[yodo].[hidrógeno] = (0,45)²/(0,125.0,025)=64,8

Kc=Kp(RT)^Δn
Δn=2-2=0

Kc=Kp=64,8
b)Puesto que existe el mismo número de moles gaseosas en los reactivos que en los productos, una variación de volumen no produce un desplazamiento del equilibrio y por lo tanto, los moles de cada sustancia en el equilibrio serán los mismos. Al ser el volumen la mitad, los concentraciones serán dobles que en el apartado anterior.

[yodo]=0,05M;[hidrógeno]=0,25M; [HI]=0,9M

El N₂O₄ gas se descompone parcialmente a 45ºC para dar NO₂ gas. En un recipiente
vacío, de un litro de capacidad, a 45ºC se introducen 0,1 moles de N₂O₄ alcanzándose en el equilibrio una presión de 3,18 atmósferas. Calcule:
a) Las constantes de equilibrio en función de las presiones y de las concentraciones.
b) El grado de disociación del N₂O₄.
Datos: R = 0,082 atm·L / K·mol

Solución

a) Kc=2,4.10^-2; Kp=0,64
b) α=21,9%

El dióxido de nitrógeno es un gas que se presenta en la forma monómera a 100ºC. Cuando se disminuye la temperatura del reactor hasta 0ºC se dimeriza para dar tetraóxido de dinitrógeno gaseoso.
a) Formula el equilibrio químico correspondiente a la reacción de dimerización
b) ¿Es exotérmica o endotérmica?
c) Explique el efecto que produce sobre el equilibrio una disminución de volumen del reactor a temperatura constante
d) Explica cómo se verá afectado el quilibrio si disminuye la presión total, a temperatura constante.

Solución:

a) 2NO₂(g) ↔ N₂O₄(g)
( es importante que se vea la doble flecha que representa el equilibrio, además del estado en el que se encuentran reactivos y productos.

b) Al disminuir la temperatura se ve favorecida la reacción de dimerización. Aplicando el principio de Le Chatelier que dice que cuando un sistem alcanza el equilibrio y se produce un cambio el sistema evoluciona tratando de oponerse al cambio: si ha bajado la temperatura, el sistema intentará aumentarla, evolucionando hacia donde la reacción desprenda calor, es decir, hacia donde sea exotérmica. EXOTÉRMICA

c) Aplicando de nuevo el principio de Le Chatelier: si el volumen disminuye, el efecto es el mismo que si aumenta la presión, el sistema tratará de disminuirla, evolucionando hacia donde haya un menor número de moles gaseosas, es decir, hacia los productos.

d) Si disminuye la presión, el sistema tratará de aumentarla, evolucionando hacia donde hay un mayor número de moles gaseosas, es decir, hacia los reactivos, dificultando la dimerización

En un recipiente de 0,4L se introduce 1mol de N₂ y 3 moles de H₂ a la temperatura de 780K. Cuando se establece el equilibrio para la reacción N₂+ 3H₂↔ 2NH₃ se tiene una mezcla con un 28% en mol de NH₃. Determina:
a) El número de moles de cada componente en el equilibrio
b) La presión final del sistema
c) El valor de la constante de equilibrio, Kp
Datos: R=0,082atm.L/K.mol

Solución:

N₂(g)+ 3H₂(g)↔ 2NH₃(g)

Nos dice que 2x=0,28n_totales; x=0,44moles

En el equilibrio tendremo:
1-x=0,56moles de nitrógeno
3-3x=1,68 moles de hidrógeno
2x=0,88 moles de amoniaco

b) La presión total del sistema será debida al total de los moles gaseosos que hay en el equilibrio:

n(totales) = 0,56 + 1,68 + 0,88 = 3,12 moles

Aplicando la ecuación de los gases ideales: pV=nRT; p=3,12.0,082.780/0,4=499atm

c) Kp podemos calcularla por diferentes métodos. Puesto que tenemos los moles en el equilibrio y la presión total, utilizaremos el método de las fracciones molares.

Χ(amoniaco)=n(amoniaco)/nt=0,88/3,12=0,28
X(hidrógeno)=n(hidrógeno)/nt=1,68/3,12=0,54
X(nitrógeno)=n(nitrógeno)/nt=0,56/3,12=0,18

Kp=P(amoniaco)²/P(nitrógeno).P(hidrógeno)³=(Χ(amoniaco).Pt)²/(X(nitrógeno).Pt).(X(hidrógeno).Pt)³=Χ(amoniaco)²/X(nitrógeno)X(hidrógeno)³Pt²=(0,28)²/(0,54)³.(0,18).499²=1,1.10^-5

Se introducen 2moles de COBr₂ en un recipiente de 2L y se calienta hasta 73ºC. El valor de la constante Kc, a esa temperatura, para el equilibrio COBr₂(g) ↔ CO(g) + Br₂(g) es 0,09. Calcula en dichas condiciones:
a) El número de moles de las 3 sustancias en el equilibrio
b) La presión total del sistema
c) El valor de la constante Kp.
Dato: R=0,082atm.L/K.mol

Considerando la reacción 2SO₂(g) + O₂ ↔ 2SO₃(g) razona si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas.
a) Un aumento de la presión conduce a una mayor producción de SO₃
b) Una vez alcanzado el equilibrio, dejan de reaccionar las moléculas de SO₂ y O₂ entre sí.
c) El valor de Kp es superior al de Kc a temperatura ambiente.
d) La expresión de la constante de equilibrio en función de las presiones parciales es Kp = p²(SO₂).p(O₂) / p²(SO₃)
Dato: R = 0,082atm.L/K.mol

Considere el equilibrio: 2NOBr (g) ↔ 2 NO (g) + Br₂ (g)
Razone cómo variará el número de moles de Br2 en el recipiente si:
a) se añade NOBr.
b) se aumenta el volumen del recipiente.
c) se añade NO.
d) se pone un catalizador.

Solución:

El Principio de Le Chatelier, dice que si sobre un sistema en equilibrio se introduce una
modificación externa, el equilibrio evoluciona en el sentido en que se oponga a tal
modificación:
a) Si se añade NOBr, en este caso el reactivo, el equilibrio tiende a consumir este NOBr,
luego evolucionará en el sentido de los productos, esto es, hacia la derecha.
b) Un aumento en el volumen del recipiente, implica una disminución en la presión total del
sistema. En un sistema gaseoso, debe mantenerse: P · V = cte, luego una disminución de
presión, conlleva un aumento de volumen, es decir, el equilibrio se desplaza en el sentido en
que haya más moles, que sería hacia la derecha.
c) Si se añade NO, el sistema tenderá a consumirlo, para lo cual evolucionará hacia el
reactivo, es decir, hacia la izquierda.
d) La adición de un catalizador no altera los equilibrios, solamente modifica las velocidades
de reacción.

Dado el equilibrio: A₂ (g) ↔ 2A (g); ΔH = 86 kJ/mol
Conteste razonadamente a las cuestiones siguientes:
a) ¿Es estable la molécula A₂?
b) ¿Cómo hay que variar la temperatura para favorecer un desplazamiento del
equilibrio hacia la derecha?
c) ¿Cómo influiría un aumento de presión en el valor de Kp?
d) ¿Cómo afectaría un aumento de presión en la disociación de A₂?

Solución

a) La reacción de disociación de la molécula A₂, es endotérmica, es decir se ha de producir
una absorción de calor desde el exterior para que se rompa el enlace A-A de esta sustancia.
Por lo tanto, la molécula A₂ es estable.
b) Según el principio de Le Chatelier “si en un sistema en equilibrio se modifican los factores
externos, el sistema evoluciona en el sentido que tienda a oponerse a la modificación
introducida”
Como la reacción directa es endotérmica, si se desea que el equilibrio se desplace hacia la
derecha (disociación) habremos de aumentar la temperatura, de esta forma el equilibrio
evoluciona hacia el miembro donde se absorba calor.
c) La constante de equilibrio únicamente varía con la temperatura, el aumento de presión no
afecta al valor de Kp.
d) Aplicando también aquí el principio de Le Chatelier: al aumentar la presión, el equilibrio se
desplazará hacia el miembro de menor número de moles gaseosos, en este caso se desplazará
hacia la izquierda, disminuyendo el grado de disociación.

A temperatura elevada, un mol de etano se mezcla con un mol de vapor de ácido nítrico, que reaccionan para formar nitroetano (CH₃CH₂NO₂) gas y vapor de agua. A esa temperatura, la constante de equilibrio de dicha reacción es Kc=0,050
a) Formula la reacción que tiene lugar
b) Calcula la masa de nitroetano que se forma
c) Calcula la entalpía molar estándar de la reacción
d) Determina el calor que se desprende o absorbe hasta alcanzar el equilibrio
Datos: H=1, C=12, N=14, O=16

Solución:

a) CH₃-CH₃ (g) + HNO₃(g) ↔ CH₃-CH₂NO₂ (g) + H₂O(g)

b) Como tenemos la constante de equilibrio, podemos calcular las concentraciones de cada sustancia cuando se alcanza el equilibrio:

Se trata de una reacción en fase gaseosa en la que existe el mismo número de moles en los reactivos que en los productos, de modo que el volumen de la reacción no va a variar a lo largo de toda la reacción, es decir, el equilibrio no depende del volumen:

Kc=0,050=[nitroetano][agua]/[etano][ac. nítrico]=x.x/(1-x)(1-x)

0,050 =(x/(1-x))² → (0,050)^1/2=x/1-x →x=0,18 moles

PM(nitroetano)=75g/mol → m(nitroetano)=0,18moles.75g/mol = 13,5g

c) Para calcular la entalpía de la reacción sabemos que: ΔH_R=ΣΔH_p-ΣΔH_r
ΔH_R=ΔH(nitroetano)+ΔH(agua)-ΔH(etano)-ΔH(ac. nítrico)=-232,9kJ → reacción exotérmica.

d) Puesto que se trata de una reacción exotérmica, el calor será desprendido.

Como sabemos que ΔH_R=-232,9kJ y que en el equilibrio han reaccionado 0,18moles:

Q = 0,18moles.(+232,9kJ)=41,9kJ se desprenden