Equilibrio Químico
1- En un reactor de 5 litros se introduce cloruro de Fósforo a una temperatura 350°C , dada la siguiente reacción:
una vez alcanzado el equilibrio se encuentran 2 moles de Cloruro de fósforo (V) , 1 mol de Cloruro de fósforo (III) y 1 mol de Cloro
a) Concentraciones de cada especie en el equilibrio
b) Calcular KC
c) Calcular KP
Desarrollo:
Para poder desarrollar este ejercicio debemos considerar la siguiente formula
el [C] los "corchetes" indican concentración , pero esta concentración debe ser MOLAR
Por lo tanto:
El ejercicio nos dice los moles obtenidos después del equilibrio por lo tanto solo debemos pasar esos "Moles" a "Molaridad"
Molaridad = Moles / litros de solución
[ PCl5 ] = 2 moles / 5 litros = 0,4 M
[ PCl3 ] = 1 mol / 5 litros = 0,2 M
[ Cl2 ] = 1 mol / 5 litros = 0,2 M
a) Las concentraciones de arriba , son las de cada especie en el Equilibrio.
Ahora para poder calcular Kc solo debemos evaluar la fórmula, ya que no hay coeficientes estequiométricos solo reemplazamos:
NOTA: siempre se debe indicar el estado de agregación (Sólido,líquido o gas) , para plantear la Constante de Equilibrio solo se consideran las ESPECIES GASEOSAS O ACUOSAS
Ya planteada Evaluamos las Molaridades
b) La constante de Equilibrio es 0,1 ,es decir, Kc = 0,1
Para calcular Kp utilizaremos la siguiente fórmula:
Donde T: temperatura (Kelvin) y Δn : Diferencia de moles (Sólo especies gas o acuosas)
Este delta se calcula con los coeficientes estequiométricos Δn = nProductos - nReactantes
Δn = 2 mol - 1 mol
Δn = 1
La temperatura de °C + 273 = 623 K
Evaluamos:
Kp = 0,1 ( 0,082 x 623 )
Kp = 5,1086
Otro camino es pasar los moles en Equilibrio a presiones parciales , utilizando la "LEY DE LOS GASES IDEALES"
P x V = R x n x T
P = R x n x T / V
Cloro (Cl2)
P = 0,082 x 1 x 623 / 5
P = 10,21 atm
Cloruro de Fósforo (III) (PCl3)
P = 0,082 x 1 x 623 / 5
P = 10,21 atm
Cloruro de Fósforo (V) (PCl5)
P = 0,082 x 2 x 623 / 5
P = 20,43 atm
Entonces ahora planteamos Kp con la siguiente fórmula:
Entonces Planteamos Kp:
Ahora solo evaluamos con Presiones parciales
c) Como podemos corroborar la Kp es = 5,102
NOTA: Como pudimos ver cualquiera de los dos caminos es válido
a) Calcular la masa en gramos de HI en el equilibrio
Desarrollo:
Lo primero que debemos construir es una pequeña tabla
Observaciones:
1. Lo primero es colocar los moles iniciales de cada reactantes , por supuesto al inicio no hay productos por lo tanto hay 0
2. Para anotar los moles que reaccionan se considera una cierta cantidad llamada "X" (No debe ser toda) , Pero en este caso el Ácido yodhídrico esta en una relación (1:2) por lo tanto reaccionan "2X"
3. Para conocer los moles en Equilibrio a los moles iniciales se le resta esa cierta cantidad "X" que reacciona.
Ya obtenidas estas observaciones planteamos la constante Kc
Pero tenemos Kc , por lo tanto debemos despejar "x" (Nota: el 2 elevado en los productos es por el coeficiente estequiometrico del HI)
Al despejar X nos va a dar una ecuaciones de segundo grado , semejante a esta:
Al resolverla nos dará una x1 y x2
x = 1,37
x = 0,778
Siempre se toma la x de menor cantidad (Nota: si una diera positiva y la otra negativa se toma la positiva)
Ya obtenidos estos datos solo reemplazamos los moles en equilibrio en las x
H2 = 1mol - x = 1 mol - 0,778 mol = 0,222 moles
I2 = 1 mol - x = 1 mol - 0,778 mol = 0,222 moles
HI = 2x = 2 x 0,778 moles = 1,556 moles
Ahora como solo nos piden los gramos debemos calcular la MM HI = 127,9 Uma
Por lo tanto la masa en Equilibrio de HI es:
1,556 mol x 127,9 grs/ mol
= 200,29 gramos de HI
3- En un recipiente de 1 litro se introducen 0,0724 moles de de N2O4 (g) y se alcanza una temperatura de 35°C. Parte del N2O4 se disocia en NO2 (g). Cuando se alcanza el equilibrio la presión total del sistema es de 2,1718 atm.
a) Calcula grado de disociación del N2O4
b) La presión parcial del NO2
Desarrollo:
b) La presión parcial del NO2
Desarrollo:
Realizamos la tabla
Pero no tenemos Kc ni Kp , pero nos dan la Presión total una vez alcanzado el equilibrio entonces pasamos esa Presión a moles con "Ley de gases ideales"
Resolviendo nos da 0,0859 moles totales
Ahora sacamos los "Moles que reaccionan" por lo tanto igualamos
0,0724 moles - x + 2x = 0,0859
x = 0,0859 - 0,0724
x = 0,0135 moles que reaccionan
Con esto podemos sacar el % de disociación, utilizando la siguiente formula
Evaluamos:
El grado de disociación del N2O4 es 18,64%
Para sacar la presión parcial del NO2 debemos recordar la formula:
Sacamos la fracción molar, recordamos que reaccionan 0,0135 moles pero tenemos el doble por lo tanto reaccionan 0,027 moles (2x)
0,027 moles NO2 / 0,0859 moles totales
= 0,314 NO2
Evaluamos:
Pparcial = Ptotal x fracción molar
0,314 x 2,1718
= 0,682 atm de NO2
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