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  • 1. EQUILIBRIO QUIMICOEn el estudio de las reacciones químicas. básicamente, se consideraron laformación y la estequiometría. A esto, hay que agregar el estudio de lasvelocidades de reacción y equilibrio.Si bien es cierto que, en muchas reacciones los reactivos se consumencompletamente para dar productos, no son procesos reversibles. En otras,quizá más numerosas, los productos una vez formados, reaccionan entresí para generar reactivos. En otros términos el proceso es reversible. Unproceso reversible se indica con una doble flecha ( ) entrereactivos y productos.La descomposición de un carbonato con un ácido es un ejemplo dereacción no reversible. CaCO 3 + 2 H C l C a C l 2 + C O 2 + H 2OEn este caso, el carbonato de calcio reacciona completamente paratransformarse en cloruro de calcio (CaCl 2 ), agua (H 2 O) y dióxido decarbono (CO 2 ), que se difunde en el aire tan pronto se forma.Esta reacción, en un sistema abierto como el es un proceso o reacciónirreversible porque ocurre solamente de izquierda a derecha.La síntesis del acido yodhídrico ( HI ) a partir de sus elementos a 700° C,es un ejemplo de reacción reversible: H 2 (g ) + I 2 ( g ) 2HI(g)Al comienzo los reactivos desaparecen para formar el HI. Poco después,cuando se ha formado suficiente ácido éste se empieza a descomponerpara formar H 2 e I 2, hasta alcanzar un estado de equilibrio. A partir de esemomento. las concentraciones de las especies involucradas en lareacción permanecen constantes.
  • 2. VELOCIDAD EN LAS REACCIONES QUÍMICASEl equilibrio químico, en un proceso reversible, se establece cuando lasvelocidades de las reacciones hacia la derecha y hacia la izquierda soniguales.Para entender adecuadamente el concepto de equilibrio, es necesario hacer unbreve estudio de la cinética química.La expresión cinética química o velocidad de reacción se emplea para describir larapidez de desaparición o transformación de los reactivos y la rapidez de aparicióno formación de los productos en una reacción determinada. La cinética químicatambien se ocupa de la interpretación de las velocidades de las reaccionesquímicas con relación a sus mecanismos.Los mecanismos de reacción son caminos hipotéticos que recorren losreactivospara llegar a los productos.Así por ejemplo, cuando se pone dióxido de nitrógeno, NO2 en un recipiente, éstese transforma lentamente en tetróxido de dinitrogeno, N2O4 . Durante el proceso,la concentración de NO2 disminuye, y la concentración de N2O4 aumenta.La velocidad de una reacción se puede expresar como la tasa de disminución dela concentración de un reactivo con respecto al tiempo. En caso, variación de laconcentración de N2O4. Variación de la = velocidad de desaparición del NO2 = - ( NO2 ) Concetración de NO2 un intervalo de tiempo tLa notación (NO2 ) significa variación de la concetración de NO2 y trepresenta un intervalo de tiempo. El signo menos ( - ), indica solamente que setrata de la desaparición del reactivo.La formula del reactivo entre parentesis ( ), significa concentración en moles litro;es decir, se trabaja en concetraciones molares.
  • 3. Tambien se puede expresar la velocidad de una reacción como la tasa deaparición de un producto con respecto al tiempo. Para la reacción en mención, setiene: Velociadad de aparición del N2O4 = variación de la concentración de N2O4 En un intervalo de tiempo = ( N2O4 ) tPuesto que las concentraciones som molares,las unidades de la velocidad dereacción son: moles / L = moles x L-1 s-1 sA medida que pasa el tiempo, la velociad de una reacción generalmente cambia,como se observa el grafica. A2 + B2 2ABLa concentración del NO 2 decrece rápidamente al comienzo y, luego, tiende aestabilizarse, mientras que la concentración del N 2O4 crece rápidamente alcomienzo y, luego, lentamente se estabiliza.El anterior es el comportamiento general de una reacción que puederepresentarse como: A2 + B2 2ABLa velocidad de una reacción, en términos de la desaparición de uno de losreactivos, es: velocidad de desaparición A 2 = - [A2] t
  • 4. y en términos de aparición de productos, es: velocidad de aparición de AB = - [AB] tEn ambos casos, las unidades son: moles L/s.¿Cómo se producen las reacciones químicas?Existen dos visiones generales acerca de cómo transcurren las reaccionesquímicas: la teoría de las colisiones y la del complejo activado. La teoría de lascolisiones establece que las reacciones proceden, mediante choques efectivosentre las partículas de los reactivos, átomos o moléculas generalmente.Para que se produzca un choque efectivo, se requieren dos condiciones:1. Que las partículas choquen con una energía mínima suficiente para reorganizar los electrones de valencia, romper unos enlaces y formar otros.2. Que al chocar, las partículas estén orientadas adecuadamente. Cuando las partículas chocan o colisionan con una energía baja, las nubes electrónicas se repelen y las partículas se separan sin ninguna modificación. Si éstas tienen la mínima energía pero colisionan apenas tangencialmente, tampoco hay modificaciones en ellas: "las partículas salen ilesas del choque".La teoría del complejo activado o del estado de transición describe el curso deuna reacción a partir de la variación de energía potencial en los reactivos.Como se vio anteriormente, la energía química es potencial.La diferencia de energía entre el estado inicial de los reactivos y el complejoactivado se llama energía de activación, y se anota como E a . Así, los reactivosdeben absorber energía suficiente para sobrepasar la energía de activación; de locontrario, no hay reacción.
  • 5. En realidad, durante el proceso no todas las moléculas alcanzan a pasar laenergía de activación: algunas llegan hasta la mitad de la pendiente y sedevuelven. (véase figura 12.4)El Complejo Activado Y Los Procesos Endotérmicos Y ExotérmicosLa energía de los reactivos, estado inicial, es menor que la energía de losproductos, estado final. Desde el complejo activado hasta los productos, selibera una cantidad de energía, E f.La diferencia entre la energía de activación, Ea, y la energía final, Ef, es laentalpía, H, o cambio de calor asociado en la reacción. H = Ea - EfPuesto que se libera más energía desde el complejo activado hasta losproductos que la absorbida por los productos hasta el punto máximo, H, laexpresión anterior es negativa. Durante la reacción se libera calor, y el procesoes exotérmico. H = Ea - Ef = -Considerando la reacción opuesta, es decir, analizando la reacción desdeproductos a reactivos, se observa que la energía de los "productos"; es mayorque la energía de los "reactivos"; la energía de activación, Ea, es mayor que deizquierda a derecha. Desde el complejo activado hasta los "productos", selibera una energía final, E f , menor que la liberada de izquierda a derecha. Por
  • 6. lo tanto, H es positivo y el proceso es endotérmico. La reacción necesita calorpara producirse. H = Ea - Ef = +En resumen, una reacción química que es exotérmica de izquierda a derecha,es endotérmica de derecha a izquierda.Velocidad De Una Reacción Y Factores Que La ModificanSe ha encontrado que la velocidad de una reacción depende de los siguientesfactores: la naturaleza de los reactivos, el estado físico de los reactivos, suconcentración, temperatura y los catalizadores.La Naturaleza De Los ReactivosEn una reacción química, como se ha dicho, hay reorganización de lasestructuras electrónicas de valencia de los átomos, ruptura de unos enlaces yformación de otros. Con estos procesos, van asociados estados energéticospropios de cada sustancia. Es claro que la velocidad de una reacción dependede las características propias de los reactivos. Así, por ejemplo, el sodio y elcalcio, que son dos metales, reaccionan en forma diferente con el agua.La reacción del sodio con el agua es violenta, mientras que el calcio con elagua reacciona lentamente y es un proceso que requiere calor.El Estado Físico De Los ReactivosOtros aspecto importante que influye en la velocidad de una reacción es el estadofisico de las sustancias. Un recipiente abierto lleno de gasolina arde fácilmente,
  • 7. pero el mismo recipiente cerrado, lleno con vapor de gasolina, puede producirexplosión.El tamaño y, por tanto, la superficie de las partículas de los reactivos también esimportante. Una cinta de magnesio reacciona más lentamente con HCl que lamisma cantidad de Mg pulverizado, ya que, en el Mg en polvo, la superficie decontacto entre los dos reactivos es mayor.La Concentración De Los ReactivosFueron los químicos noruegos Cato M. Gulberg y Peter Waage quienes esta-blecieron la ley de acción de masas. De acuerdo con ella, la velocidad de unareacción aumenta proporcionalmente con la concentración de los reactivos, enmoles por litro.La velocidad de las reacciones crece al aumentar las concentraciones de losreactivos, ya que un alto número de moléculas, en volumen dado, significa unmayor número de choques efectivos de las partículas reaccionantes y, porconsiguiente, una reacción más rápida.La TemperaturaEn casi todos los casos, al aumentar la temperatura, aumenta la velocidad deuna reacción. Sin embargo, la cantidad exacta en que aumenta la velocidad varíacon cada reacción y con la naturaleza de los reactivos.Al aumentar la temperatura en un conjunto de partículas, átomos o moléculas,aumenta la energía cinética promedio y, con ella, la energía de las moléculasque chocan. Así, el número de moléculas que chocan con la energía suficientepara vencer la barrera de la energía potencial, en un momento dado, es mayor y,por tanto, la velocidad aumenta.En química se acepta que por cada 10 °C de aumento de temperatura lavelocidad de la reacción se duplica o se triplica.El efecto de la temperatura sobre las reacciones químicas es válido sean éstasexotérmicas o endotérmicas.
  • 8. CatalizadoresLa velocidad de una reacción también se puede modificar mediante el uso decatalizadores.Un catalizador es una sustancia que afecta la velocidad de una reacción sinconsumirse durante el proceso. Al final de éste, el catalizador se puederecuperar sin ningún cambio, pues no altera para nada la estequiometría de lareacción.Existen catalizadores que disminuyen la velocidad de reacción y proporcionan uncamino más largo de reactivos a productos. Estas sustancias se llamaninhibidores.Los seres vivos contienen, en su organismo, miles de catalizadores llamadosenzimas, las cuales acentúan sus reacciones que serían demasiado lentas a latemperatura normal del organismo. EJERCITACION DE CONCEPTOSACTIVIDAD 1 1. ¿qué es una reacción química? 2. ¿Cómo se indica que una reacción es reversible? 3. ¿Qué se entiende por cinética química? 4. ¿Cómo puede describirse la velocidad de una reacción? 5. Interprete la ecuación H = Ea - Ef 6. ¿Cuándo es positivo H ¿cuándo es negativo? ¿Qué significa en cada caso? 7. ¿Qué factores determinan la velocidad de una reacción? 8. ¿Cómo influye la concentración de los reractivos en la velocidad de una reacción? 9. Indica la entalpia de las siguientes ecuaciones diciendo cuál absorbe energía y en cual hay liberación de enrgía: a. H2 + I2 2HI + 6.28 Kcal / mol de HI b. Na2 + Cl2 2NaCl - 98.06 Kcal / mol de NaCl
  • 9. CONSTANTE DE EQUILIBRIO. EQUILIBRIO EN FASE GASEOSA.La mayoría de las reacciones químicas no se producen en su totalidad (no todos loreactivos se transforman en productos). Parte de los productos reaccionan a suvez para dar lugar de nuevo a los reactivos iniciales. En estos casos decimos quese trata de un proceso reversible. A+ B  C+ D Reactivos  ProductosVariación de las concentraciones de reactivos y productos con el tiempo:Las concentraciones de los reactivos [A] y [B] descienden hasta un momento apartil del cual se hacen constantes. Las concentraciones de los productos de lareacción aumentan hasta un momento a partir del cual se hacen constantes.Después de un cierto tiempo, a una determinada temperatura un sistema químicohomogéneo (gaseoso, o en disolución), reversible y en un solo paso, alcanza elequilibrio.
  • 10. El equilibrio químico se caracteriza porque las velocidades de formación de losproductos y de los reactivos se igualan. (Las dos reacciones, directa e inversa, seestán dando a igual velocidad)Para la ecuación química generala A + b B  c C + d D (1)Vd = velocidad de formación de los productos = kd [A]a . [B]bVi = velocidad de formación de los reactivos = ki [C]c . [D]dkd y ki son las constantes específicas de velocidad.En el equilibrio Vd = Vi  kd [A]a . [B]b = ki [C]c . [D]d kd [C]c . [D]d Kc = ----- = --------------- (2) ki [A]a . [B]bLa ecuación (2) se conoce como la Ley de Acción de Masas.Kc es la constante molar de equilibrio. Kc es una magnitud adimensional. Para ellolas concentraciones vienen expresadas como concentraciones Molares (es decir:moles/litro).Para un sistema químico reversible, en estado gaseoso, las concentracionesmolares se pueden expresar en función de las presiones parciales a través de laley de los gases ideales: P . V = n . R . T => n/V = P / (R .T)En el equilibrio, las concentraciones se pueden expresar como:[A] = [nA / V] = PA / (R .T), donde nA es el número de moles del gas A y PA es lapresión parcial de A en el sistema expresada en atmósferas. kd [C]c . [D]d ( PC / RT)c . ( PD / RT)d Kc = ----- = --------------- = ---------------------------------- = ki [A]a . [B]b ( PA / RT)a . ( PB / RT)b ( PC )c . ( PD )d Kc = -------------------- . (R .T )- (c+d)+ (a+b) = Kp . (R.T)-n ( PA )a . ( PB )b
  • 11. n = incremento de moles = moles finales – moles iniciales = (c+d) -(a+b)Kp es la constante de equilibrio gaseoso, en presiones parciales, éstas vienenexpresadas en atmósferas. También Kp es una cantidad adimensional.El valor numérico de Kc indica hacia donde está desplazada la reacción la reacción está desplazada hacia los productos Si Kc >> 1 [reactivos] << [productos] (hacia la derecha, R  P) La reacción está desplazada hacia los Si Kc << 1 [reactivos] >> [productos] reactivos (hacia la izquierda, R  P )Cociente de Reacción, QPara la ecuación química general (1) se define el cociente de reacción Q (3) segúnla misma expresión matemática (2) de Kc, descrita anteriormente, sin embargo, lasconcentraciones de reactivos y productos son las que hay en un momento dado dela reacción, no tienen por qué ser las del equilibrio.a A + b B  c C + d D (1) [C]c . [D]d Q = --------------- (3) [A]a . [B]bLa ecuación (3) se conoce como Cociente de la Reacción, Q.Q es una magnitud adimensional. Para ello las concentraciones vienenexpresadas como concentraciones Molares (es decir: moles/litro).
  • 12. Q informa de la tendencia que seguirá la reacción en la búsqueda del equilibrio.(para las concentraciones en un momento dado, se calcula Q y se compara conKc, el sistema evolucionará en el sentido en que Q se acerque más a Kc)Si Q < Kc Q tenderá a aumentar su Aumentarán los productos y disminuirán valor numérico los reactivos, la reacción se desplazará hacia los productos. (R  P)Si Q > Kc Q tenderá a disminuir su Disminuirán los productos y aumentarán valor numérico los reactivos, la reacción se desplazará hacia los reactivos. (R  P)Si Q = Kc El sistema está en equilibrioPor ejemplo: A 450 ºC y a una presión de 50 atm. La reacción de formación delamoniaco tiene una constante de equilibrio Kc = 0,184, y Kp= 5,23 . 10 -5. Si seponen en un recipiente 1mol de N2, 1mol de H2 y 1 mol de NH3. ¿hacia donde sedesplazará la reacción para alcanzar el equilibrio?La ecuación química de formación del amoniaco ajuntada es: N 2 + 3H2 = 2NH3Número total de moles iniciales, nt= 3Calculamos el cociente de reacción Q siguiendo la expresión de Kp, peroponiendo las presiones parciales iniciales de la mezcla gaseosa. (PNH3 )2Q = -------------------- PN2 . (PH2)3
  • 13. PNH3 = PN2 = PH2 ; PNH3 = XNH3 . Pt = (1/3) . 50 atm. = 16,66 atm.Q = (16,66 )-2 = 3,6 . 10-3 ; Q > Kp => Q debe disminuir para alcanzar elequilibrioPara que Q disminuya debe disminuir la presión parcial de NH 3 y aumentar laspresiones parciales de N2 y H2.Es decir, el sistema evoluciona hacia el equilibrio produciéndose ladescomposición de una parte del amoniaco, la reacción debe desplazarse hacia laizquierda (R  P)PRINCIPIO DE LE CHATELIER. FACTORES QUE AFECTAN AL EQUILIBRIO.Toda reacción o sistema reversible tiende a alcanzar un equilibrio y permanece enel equilibrio hasta que éste sea perturbado.El principio de Le Chatelier dice que: “Cuando se efectúa un cambio en unsistema en equilibrio, el sistema responde de manera que tiende a reducir dichocambio, y a alcanzar un nuevo estado de equilibrio.”El principio de Le Chatelier permite predecir el sentido en que se desplazará unequilibrio químico o físico, como consecuencia de los cambios de concentración,presión y temperatura que condicionan el equilibrio.
  • 14. FACTORES QUE AFECTAN AL EQUILIBRIOEfecto de cambios en la concentración1.Si añadimos Se consumen reactivos La reacción se desplaza hacia lareactivos Se forman productos derecha (R P)2.Si añadimos Se consumen productos La reacción se desplaza hacia laproductos Se forman reactivos izquierda (R  P)3. Si retiramos Se forman más reactivos La reacción se desplaza hacia lareactivos izquierda (R  P)4. Si retiramos Se forman más productos La reacción se desplaza hacia laproductos derecha (R P)Efecto del cambio de presión1.Si hay diferente a. Aumento de la presión Desplazamiento hacia el lado denúmero de moles a por compresión la ecuación donde haya menorambos lados de la (disminución del volumen) número de molesecuación química b. Disminución de la Desplazamiento hacia el lado de presión por expansión la ecuación donde haya mayor (aumento del volumen) número de moles2- Si hay igual aumento o disminución de El equilibrio no se ve modificado.número de moles a la presión por compresiónambos lados de la o expansión.ecuación química
  • 15. 3.Por la introducción aumenta la presión total, el El equilibrio no se ve modificadode un gas inerte volumen permanece(V= cte) constante. No afecta a las presiones parciales de cada gas.Efecto del cambio de volumenRelacionado con el efecto del cambio de presión. (V es inversamente proporcional aP)Efecto del cambio de temperaturaLa constante de equilibrio Kc es función de la temperatura absoluta. Kc = f (T) tantoen el caso de reacciones endotérmicas como exotérmicas. En realidad Kc se hadefinido como el cociente entre las dos constantes específicas de velocidad (ki / kd)correspondientes a las reacciones directa e inversa, ambas constantes aumentan alhecerlo la temperatura , pero no en igual proporción. Un incremento de la temperaturafavorece más la dirección de la reacción (bien directa, o bien inversa) que esendotérmica. Experimentalmente se observa:1. Reacciones Un incremento de la La reacción se desplaza hacia laendotérmicas temperatura aumenta Kc formación de productos (R P)H > 02. Reacciones Un incremento de la La reacción se desplaza hacia laexotérmicas temperatura disminuye formación de los reactivos ( R P)H < 0 Kc3. si H = 0 Kc no es función de la T La temperatura no afecta al equilibrio
  • 16. Efecto de los catalizadoresLos catalizadores no afectan al equilibrio. Las concentraciones de las especiesquímicas cuando se alcanza el equilibrio son las mismas con catalizador que sincatalizador.Lo único que se ve afectado es el tiempo necesario para alcanzarlo.Equilibrio HeterogéneoHasta ahora nos hemos referido a sistemas homogéneos (todos los componentesdel sistema, reactivos y productos, se encuentran en igual fase (usualmente endisolución líquida o gaseosa), pero algunos sistemas se caracterizan por laintervención de sustancias químicas en diferente estado físico, gas, líquido, ysólido.El equilibrio heterogéneo tiene lugar cuando las sustancias que intervienen seencuentran en más de una fase.p. e : 2 HgO (s)  2 Hg (l) + O2 (g)Al escribir las constantes de equilibrio Molar, Kc, y de presiones parciales, Kp,hay que tener en cuenta que las concentraciones de los sólidos, y de los líquidospuros, son constantes y se incluyen en la expresión de la propia constante. Lapresiones parciales de sólidos y líquidos se consideran constantes y muypequeñas, y también se consideran incluidas en la propia constante de equilibrio.Kc = [O2] . [Hg]2 / [Hg O]2 => Kc = [O2] ( constante a una temperaturadada)Kp = PO2 . PHg2 / PHgO => Kp = PO2 constanteLas constantes Kc y Kp sólo dependen de la temperatura, por tanto laconcentración o la presión parcial del O2 a cada temperatura es constante.
  • 17. Sistema heterogénero y expresión de la constante de equilibrioSi el sistema tiene fasessólida, líquida y gaseosa En la expresión de la Kc sólo intervienen las concentración de los gasesSólida y gaseosa En la expresión de Kp sólo intervienen las presiones parciales de los gases.Líquida y gaseosaSólida y líquida En la expresión de la Kc sólo intervienen las concentraciones de las especies en disoluciónp.e. Equilibrios de solubilidad – precipitación: Ag Cl (s)  Ag+ (ac) + Cl- (ac)La constante de equilibrio es Kps = [Ag+ ] . [Cl- ]Kps , es la Constante de equilibrio del producto de solubilidad. La concentración delsólido se considera constante y está incluida en la propia Kps.
  • 18. EJERCITACION DE CONCEPTOSACTIVIDAD 21. ¿Cuándo se dice que una reacción química ha llegado al punto de equilibrio?2. Explique por que el equilibrio químico es un equilibrio dinamico.3. Para la siguiente ecuación, escriba una expresión de su constante de equilibrio: NO2(g) N2O4(g)Solucion:Se da una ecuación química sin balancear y se pide una expresión de K. Antes deescribir la expresión, debe balancearse la ecuación:2NO2 N2O 4 K = [N2O4 ] . [NO2 ] 2Para cada uno de los siguientes casos, escriba la expresión de K:a. H2(g)+ I2(g) HI(g)b. NO2(g) + CO(g) NO(g) + CO2(g)c. H2(g) + N2(g) 2NH3(g)d. CO2(g) + H2(g) CO(s) + H2O(g)4. El valor para la constante de equilibrio de la reacción: 2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g)es 1.5 x 10-1 M. Determine cuáles el valor de la constante de equilibrio para lareacción 2SO3 (g) 2SO2(g) + O2(g)Solución:El planteamiento da, para la primera ecuación, el valor de la constante deequilibrio y pide calcular el de la constante para la segunda reacción.Observando con detalle la segunda ecuación, se ve que es la opuesta a laprimera. Por tanto, se trata de calcular K;, que es el inverso de K. Luego,Ki = K –1 = 1 = 1 = 0.66 K 1.5 x 10-1
  • 19. a. El metanol se descompone de acuerdo con la siguiente reacción: CH3OH CO + 2H2. Si su constante de equilibro es 7.37 x 10 -9 a 100 °C,Determine cuál es el valor de la constante para la reacción opuesta, K ib. Calcule el valor de la constante para la reacción de descomposición de HI a partir de las siguientes concentraciones en una mezcla en equilibrio:[HI]= 0.54 mol / L; [H2] = 1.72 mol / L; y [I2] = 1.72 mol / L 2HI(g) H2(g) + I2(g)c. En un proceso de obtención de NH3 a 500 ° C en equilibrio, se encontraron las siguientes concentraciones: [NH3] = 0.226; [H2] = 0.840 y [N2] = 1.204. Si la ecuación es: N2(g) + H2(g) 2NH3(g) ¿cuál es el valor de K para el proceso?5. S i g n i f i c a d o d e l a c o n s t a n t e d e e q u i l i b r i o :En realidad, la constante de equilibrio es un cociente y, por tanto, su valor seinterpreta como tal. Obsérvese que, para todos los efectos, el numerador de laconstante hace relación a los productos y, el denominador, a los reactivos, comose mencionó antes.La magnitud del valor de la constante es una medida de la posición del equilibrio.Una constante grande significa que el numerador es muy grande, o sea, que lareacción ha sido prácticamente completa. Casi todos los reactivos han pasado aser productos. Hacia la derecha, la reacción es prácticamente completa.Un valor pequeño de una constante significa que el denominador es muy grandeo que la reacción ha alcanzado el equilibrio cuando pocos reactivos se hanconsumido. Hay muchos reactivos y pocos productos: la reacción hacia laizquierda es casi completa.
  • 20. Cuando el valor de la constante no es ni muy grande ni muy pequeño, elequilibrio se ha alcanzado cuando hay una mezcla en la cual las cantidades deproductos y reactivos son apreciables.En general, se acepta que una reacción está prácticamente desplazada hacia losproductos cuando el valor de K es mayor que 10 2. Cuando el valor de K esmenor que 102, se considera que la ecuación está desplazada hacia losreactivos. Valores entre 10 -2 y 102 para K significan que existe una mezcla dereactivos y productos en concentraciones significativamente altas.Ejemplo: Para la reacción 2NOCl(g) 2NO(g) + Cl2(g) de descomposicióndel NOCI gaseoso, la constante de equilibrio, K, es 4.4 x 10 -4. Analice qué tancompleta es la descomposición del gas a 500 ° C.Como el enunciado da los valores de la constante y la ecuación, el análisis sefacilita escribiendo la expresión de la constante y su valor: K = [NO]2 [Cl2] = 4.4 x 10-4 moles/L [NOCl]24.4 x 10-4 es un valor mucho menor que 1. Es muy pequeño y, por tanto, en elequilibrio las concentraciones de NO y Cl 2 son muy pequeñas y la concentraciónde NOCl es muy grande. Es decir, a 500 ° C la descomposición del NOCl 3 espoca.a. El valor de la constante de equilibrio K, para la síntesis del amoniaco, según la reacción 3H2 + N2 2NH3 es 4.0 x 108. Analice qué tan completa está la síntesis del producto a esa temperatura.b. El valor de la constante de equilibrio para la reacción: 3H2 + N2 2NH3 a 350 ° C es 0.9. Analice qué tan completa es la síntesis del amoníaco a esta temperatura.
  • 21. 6.Para cada una de las siguientes reacciones, a partir del valor de la constante, analice qué tan completa es cada una de ellas: a. 2NO(g) N2(g) + O2 (g) K = 2.2 x 10 30 a 25 ° C b. 2H2O(g) 2H2(g) + O 2(g) K = 1.35 x 10 -11 a 1,430 ° C c. CO(g) + H2O2(g) CO2(g) + H2(g) K = 0.628 a 986° C7. Para cada uno de los siguientes casos, escriba una expresión de la constante de equilibrio: a. C(s) + O 2(g) CO 2(g) b. PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g) c. CO(g) + Cl2(g) COCl2(g) d.H2SO3 (l) SO2(g) + H2O(l) 8. La constante de equilibrio a temperatura ambiente para la conversión del N2O4 es 4.7 x 10-3. Calcule el valor de la constante para el equilibrio opuesto. N2O4(g) 2NO2(g)9. La constante de equilibrio K, para la disolución del HBr a 1,070 Kelvin es 7.0 x 10-7. ¿Cuál es el valor de la constante K para el equilibrio opuesto? 2HBr(g) H2(g) + Br2(g)10. En un proceso de obtención del PCl3, se hacen reaccionar 2 moles de PCl3 y 4 moles de Cl2, en un recipiente de 6 L. ¿Cuál es el valor de K, si en el equilibrio sólo permanecen 1.4 moles de PCl3? PCl3(g) + Cl2(g) PCl5(g)11. Calcule el valor de la constante de equilibrio K para la reacción N2(g) + 2O2(g) 2NO2(9) si en el equilibrio, a una temperatura dada hay 2.5 de N 2, 3.5 moles de O2 y 0.05 moles de NO2, en un recipiente de 0.75 L.12. Calcule la constante de equilibro K y las concentraciones de SO 2 y O2 en el equilibrio, en un proceso de obtención de SO 3. Si la reacción se inició con una
  • 22. concentración de 4.0 x 10-3 moles / L de SO2 y 2.8 x 10-3 moles / L de O2 y en el equilibrio la concentración de SO3 es de 2.0 x 10-3 moles /L. 2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g)13. A partir de los valores de K, analice cada uno de los siguientes equilibrios y diga qué tan completos han sido los procesos: a. NH4HS(g) NH3(g) + H2S(g) a 294 K, si Kelvin = 2.2 x 10-4 b. COCl2(g) CO(g) + Cl2(g) a 294 K, si Kelvin = 1.2 x 10-10 c. 2NO2(g) N2O4(g) a cierta temperatura, si K = 0.33 d. A + B C+D a 20°C si K = 1.3x10 3 e. H2(g) + CO2(g) H2O(g) + CO(g) a 1,023 Kelvin, si K = 0.7711. Analice la siguiente información, y conteste las preguntas que se formulan a continuación a. Construya una frase con el término de la casilla 4 acerca de cómo afecta este valor a un sistema equilibrio. b. Escriba la ecuación química para la cual K es igual a la expresión de la casilla 5. c. ¿Cuál de los valores de K escritos en las casillas 1, 2, 3 representan una reacción completa? d. Escriba una frase con el término de la casilla 7 como factor que afecta al equilibrio.