Ejercicios Resueltos de Equilibrio Quimico

TEMA: “EJERCICIOS RESUELTOS DE EQUILIBRIO QUÍMICO” CURSO: QUÍMICA GENERAL II ALUMNA: MARAVÍ ALVARADO MELISSA. PROFESOR: REYNA LINARES MARIO CICLO: II

TRUJILLO - PERÚ 2015 EJERCICIOS RESUELTOS DE EQUILIBRIO QUIMICO

1. La constante del siguiente equilibrio: 3 H 2 ( g ) + N 2 ⇄ 2 N H 3 (g) a 150℃ y 200 atm

es

0,55.

Cuál

es

la

concentración

de

amoniaco

cuando

las

concentraciones de N 2 e H 2 en el equilibrio son 0,20 mol/L y 0,10 mol/L respectivamente. Solución:

3 H 2 ( g ) + N 2 ⇄ 2 N H 3 (g) 2

2

[ N H3] [ N H3] K c= = =0,55 3 3 [ N 2 ] [ H 2 ] 0,2× 0,10 [ N H 3 ]=0,01 M 2. En un reactor de 1 L a temperatura constante, se establece el equilibrio:

N O 2+ S O 2 ⇄ NO+ S O 3 Siendo las concentraciones molares en el equilibrio:

[ N O2 ]=0,2 M [ S O2 ]=0,6 M [ NO ] =4,0 M [ S O3 ]=1,2 M  Calcular el valor de la constante K c  Si se añaden 0,4 moles de N O 2¿Cuál será la nueva concentración de los reactivos y productos cuando se restablezca de nuevo el equilibrio? Solución: 

K c=

[ NO ] × [ S O3 ]

[ N O2 ] × [ S O2 ]

=

4 ×1,2 =40 0,2× 0,6



N O 2+ S O 2 ⇄ NO+ S O 3 0,6

0,6

-x

-x

0,6-x 0,6-x

K c=

[ NO ] × [ S O3 ]

[ N O2 ] × [ S O2 ]

=

4 x

1,2 x

4+x

1,2+x

( 4+ x ) (1,2+ x) =40 (0,6−x)(0,6−x)

X =0,214 M

[ N O2 ]=0,386 M [ S O2 ]=0,386 M [ NO ] =4,214 M [ S O3 ]=1,414 M

3. Calcular los valores de K c y K p a 250 ℃ en la reacción de formación del yoduro de hidrogeno H 2 ( g )+ I 2 ( g ) ⇄ 2 HI (g) , sabiendo que el recipiente de reacción es de 10 litros y que partiendo de 2 moles de I 2 y 4 moles de H 2 se han obtenido 3 moles de yoduro de hidrógeno.

H 2 ( g )+ I 2 ( g ) ⇄ 2 HI (g), Concentración inicial

4

Concentración en la reacción

2,5

Concentración en el equilibrio

0,25

K c=

[ HI ]2

[ I 2 ][ H 2 ]

2

0 0,5

3

0,05

0,30

2

=

( 0,30 ) =7,2 (0,25)(0,05)

K c K c ( RT )∆ n=7,2 ¿ K c =7,2 4. Cuando 30 g de ácido acético C H 3 COOH , reaccionan con 46 g de etanol

C H 3 C H 2 OH se forman 36,96 g de acetato de etilo C H 3 COO−C H 3 C H 2 y una cierta cantidad de agua. Calcula la constante de equilibrio de la reacción

C H 3 COOH +C H 3 C H 2 OH ⇄C H 3 COO−C H 3 C H 2 + H 2 O n o (mol) 30/60=0,5 46/46=1 0 n equil (mol)

C equil ( mol/ L)

K c=

0,5-0,42 0,08/V

1-0,42 0,58/V

36,96/88=0,42 0,42/V

0 0,42 0,42/V

[ C H 3 COO−C H 3 C H 2 ] [ H 2 O ] (0,42/V )(0,42/V ) = =3,80 [C H 3 COOH ] [C H 3 C H 2 OH ] (0,08/V )(0,58/V )

5. En un recipiente de 5 L se introducen a 500 ℃ 3 moles de HI , 2 mol de

H 2 y 1 mol de I 2. Calcula la concentración de las distintas especies en equilibrio si sabemos que la constante de equilibrio 2 HI ⇄ I 2+ H 2 a dicha temperatura es K c =0,025. Solución: Equilibrio: 2 HI ( g ) ⇄ H 2 ( g ) + I 2 ( g )

c 0 (mol /l)3/5 2/ 51 /5

Q=

[H 2 ]0 ∙[I 2 ]0 2

([HI ]0)

=

0,4 ∙ 0,2 =0,22> K C (0,6)2

Luego el equilibrio se desplazará hacia la izquierda

c equil (mol /l) 0,6+2 x 0,4−x 0,2−x

K C=

[ H 2 ] ∙ [I 2 ] 2

[HI ]

=

(0,4−x)∙(0,2−x) =0,025 ( 0,6+2 x )2

Resolviendo la ecuacion de segundo grado se obtiene que: x= 0,131

[ HI ] =0,6+ 2 x=0,6+2∙ 0,131=0,862 M 6. En un recipiente metálico de 2,0 litros se introducen 28 g de N 2 y 3,23 g de

H 2. Se cierra y se calienta a 350° C . Una vez alcanzado el equilibrio, se encuentran 5,11 g de N H 3. Calcular los valores de K C y K P de la reacción 3 H 2 ( g ) + N 2 ( g ) ⇄2 N H 3 (g) a dicha temperatura. (Masas atómicas N 14 ; H 1 ) Solución

Equilibrio 3 H 2 ( g ) + N 2 ( g ) ⇄ 2 N H 3 ( g ) ninic ( mol ) 3,23/2=1,63 28 /28=1 0 n equil ( mol ) 1,63−0,45 1−0,155,11 /17=0,30 c equil ( mol /l ) 0,588 0,43 0,15 K C=

[ N H 3 ]2 (0,15 M )2 −2 = =0,257 M 3 3 [N 2 ]∙[ H 2 ] 0,43 M ∙(0,588 M )

K P=K C ∙ ( R ∙ T ) ∆ n=0,257 ∙ ( 0,082∙ 623 )−2 atm−2 =9,85 ∙10−5 atm−2

7. Para la reacción de fase gas H 2 ( g )+ I 2 ( g ) ⇄ 2 HI (g) las concentraciones encontradas a 490 ° C una vez alcanzado el equilibrio son en mol/L

[ H 2 ]=8,62 ∙10−4

[ I 2 ]=2,63 ∙10−3 [ HI ] =1,02 ∙10−2 ¿Calcular el K C ? ¿Cuál será el valor del K C para la reacción 2 HI ( g)⇄ I 2 (g)+ H 2 (g)? Para H 2 ( g )+ I 2 ( g ) ⇄ 2 HI (g) 2

K c=

[ HI ]

[ I 2 ][ H 2 ]

=

( 1,02∙ 10−2)

2

(2,63 ∙10−3)(8,62 ∙10−4 ) Para 2 HI ( g)⇄ I 2 ( g)+ H 2 (g) [ I 2 ][ H 2 ] 1 1 K c= = = =2,18 ∙ 10−2 2 K c 45,9 [ HI ]

8. En

la

reacción:

=45,9

2 H 2 S ( g ) +3 O 2 ( g ) ⇄ 2 H 2 O ( g ) +2 S O 2 ( g ) ; ∆ H=−1036 kJ ,

justifica cómo afectarán los siguientes cambios al desplazamiento del equilibrio: a) Aumentar el volumen del recipiente a temperatura constante. b) Extraer S O 2. c) Aumentar la temperatura manteniendo el volumen constante. Solución: a) Al aumentar el volumen disminuirá la presión y se desplazará el equilibrio hacia la izquierda, que es donde más moles gaseosos hay. b) Se desplazará el equilibrio hacia la derecha, que para volver a aumentar la concentración de productos. c) Se desplazará el equilibrio hacia la izquierda, que es hacia donde se consume calor 9. Sabiendo que la reacción de disociación del tetróxido de dinitrógeno en dióxido de nitrógeno es exotérmica, explica razonadamente cómo afectará al equilibrio. a) Un aumento de la presión del recipiente b) Un aumento en la concentración del hidrógeno.

c) Una disminución dela temperatura. Solución:

N 2 O4 ( g ) ⇄ 2 N O2 ( g ) ; ∆ H 0) Solución: Hay que tener en cuenta que las concentraciones de los sólidos ya están incluidas en la K C por ser constantes.

K C=

[ CO ] ×[H 2 ] [ H 2 O]

a) Al bajar “p” el equilibrio se desplaza hacia la derecha (donde más moles de gases hay: 1 de CO+ 1 de H 2 frente a 1 sólo de H 2 O ) b) Al subir “T” el equilibrio también se desplaza hacia la derecha (donde se consume calor por ser la reacción endotérmica). 11. Una mezcla gaseosa constituida inicialmente por 3,5 moles de hidrogeno y 2,5 de yodo, se calienta a 400 ℃ con lo que alcanzar el equilibrio se obtiene 4,5 moles de HI siendo el volumen del recipiente 10 litros. Calcule: a) El valor de las constantes de equilibrio K C y K p b) la concentración de los compuestos si el volumen

se reduce a la mitad

manteniendo constante la temperatura. Solución:

H 2 ( g )+ I 2 ( g ) ⇄ 2 HI (g) Moles iniciales Moles en equilibrio Concentración en equilibrio

3,5

2,5

0

1,25

0,25

4,5

0,125

0,025

0,45

K c=

[ HI ]2

[ I 2 ][ H 2 ]

2

=

( 0,45 ) =64,8 (0,125)(0,025)

K p =K c ( RT )∆ n=64,8 ¿ K p =64,8 Si el volumen se reduce a la mitad las concentraciones de los reactivos y productos se duplican:

[ H 2 ]=

[ I 2 ]=

1,25 mol =0,250 M 5L

0,25mol =0,050 M 5L

[ HI ] = 4,5 mol =0,90 M 5L

[ HI ]2

2

( 0,90 ) K c= = =64,8 [ I 2 ][ H 2 ] (0,250)(0,050)

12. En un recipiente de 3 Litros se introducen 0,6 moles de HI ;

0,3 moles

H 2 y 0,3 moles de I 2 a 490 ℃ . Si el K c =0,022 a 490 ℃ para 2 HI ( g)⇄ H 2 ( g ) + I 2 ( g ) a) ¿Se encuentra en equilibrio? b) En caso de no encontrarse ¿Cuántos moles de HI , I 2y H 2 habrá en el equilibrio? Solución: a)

0,3 mol 0,3 mol × I 2 ][ H 2 ] [ 3L 3L Q= = =0,25 2 0,6 mol 2 [ HI ] 3L

(

)

Como Q¿ K c el sistema no se encuentra en equilibrio y la reacción se desplazara hacia la izquierda b)

2 HI ( g ) ⇄ H 2 ( g ) + I 2 ( g ) Moles iniciales Moles en equilibrio Concentración en equilibrio

Kc

[ I ][ H ] = 2 2= [ HI ]2

0,6

0,3

0,6+2x

0,3-x

(0,6+2x)/3

0,3 0,3-x

(0,3-x)/3 (0,3-x)/3

0,3−x 0,3−x × 3L 3L =0,022 0,6+2 x 2 3L

(

)

Resolviendo la ecuación s tiene que:

x=0,163 moles 2 HI ( g ) ⇄ H 2 ( g ) + I 2 ( g ) Moles en equilibrio

0,6+2(0,163)

0,3-0,163

0,3-0,163

moles HI =0,93 moles moles H =0,14 moles 2

moles I =0,14 moles 2

13. Se introduce 2 moles de CO Br 2 en un recipiente de 2 L y se calienta hasta 73 ℃ el valor de la constante K c a esa temperatura

para el

equilibrio CO Br 2 (g)⇄ CO (g)+ Br 2 ( g) es 0,09. Calcule en dichas condiciones:  El número de moles de las tres sustancias en el equilibrio  La presión total del sistema  El valor de la constante K p Solución: 

CO Br 2 (g)⇄ CO (g)+ Br 2 ( g) Moles iniciales Moles en equilibrio Concentración en equilibrio

2 2-x (2-x)/2

x x/2

x x/2

K c=

[ CO ] [ Br 2 ]

[ CO Br 2 ]

=

( x / 2 )2 =0,09 (2−x )/2

x=0,516 n=2+ x=2+0,516=2,516 moles



PV =RTn P=( RTn)/V P=

0,082 ×346 ×2,516 =35,69 atm 2



K p =K c ( RT )∆ n=0,09 ¿ K p =2,55 14. A 523 ° K las concentraciones de P CL5, P CL3 y Cl 2 en equilibrio para la siguiente reacción:

P CL5 ( g ) ⇄ PCL 3 ( g )+ Cl2 (g) Son 0,809 M;

0,190 M y 0,190 M respectivamente. Calcule a esa

temperatura:  Las presiones parciales de las especies en equilibrio  La constante K p de la reacción Solución: 

P P CL =[ P CL 5 ] RT =0,809 moles L−1 ×0,082 atm Lmol−1 K−1 × 523 K =34,7 atm 5

P P CL =[ P CL 3 ] RT =0,190 moles L−1 ×0,082 atm L mol−1 K−1 × 523 K =8,15 atm 3

PCl =[ CL2 ] RT =0,190 moles L−1 × 0,082atm L mol−1 K−1 ×523 K=8,15 atm 2



K p=

P P CL PCl 8,15 ×8,15 = =1,91 P P CL 34,7 3

2

5

15.

La constante de equilibrio a una temperatura de 800 ° C reacción:

C H 4 ( g ) + H 2 O ( g ) ⇄CO ( g )+ 3 H 2 ( g ) vale K c =18 .Calcula:

para la

 El valor de K p para la misma reacción  Si las presiones parciales del metano y del vapor de agua valen 15 atm al comienzo del proceso. ¿Cuál será las presiones parciales de todas las especies cuando se alcance el equilibrio? Solución:  La relación K p y K c está definida por la ecuación:

K p =K c ( RT )∆ n=18 ¿

C H 4 ( g ) + H 2 O ( g ) ⇄CO ( g )+ 3 H 2 ( g ) 15-x

K p=

PCO ( P H ) 3 2

PC H P H O 4

2

15-x

x

3x

3

=

x . (3 x ) =1,4 ×105 (15−x )(15−x )

Despejando la ecuación cuadrática se tiene que:

x=13 atm PC H ¿ P H O =15 atm−13 atm=2 atm 4

2

PCO =13 atm P H =39 atm 2

16.

−2 327 ° C el K c =77 M para el proceso: N 2 ( g )+ 3 H 2 ( g ) ⇄2 N H 3 ( g )

A

hallar el K p a esa misma temperatura para:4 N H 3 ⇄ 2 N 2 ( g )+ 6 H 2 ( g ) Sea K C la correspondiente al primer proceso y K C al segundo, sus expresiones 1

2

son: 2

[ N H3] KC = 3 [ N2] [H2] 1

2

[ N2] [ H2] KC = 4 [N H3] 2

6

K C =( K C )−2 2

1

KC = 2

1 2 =1,7 × 10−4 77

( )

∆n

−4

K p =K C ( RT ) =1,7 ×10 ¿ 2

2

17.

A 270° C se mezclan 1mol de N 2 y 3 moles de H 2, al llegar al equilibrio, se han formado 0,4 moles de N H 3, y la presión es de 10 atm. Hallar: a) Los moles de cada gas y la presión parcial de cada gas, en equilibrio. b) K P para la reacción N 2 ( g )+ 3 H 2 ( g ) ⇄2 N H 3 (g) a 270° C Solución:

N 2 ( g )+ 3 H 2 ( g ) ⇄2 N H 3 (g) I ¿ 1 3−¿ ∆ ¿−x−3 x 2 x Eq ¿ 1−x 3−3 x 2 x n0 moles totales = 1−x +3−3 x+2 x=4−2 x x=0,2 moles Como 2 x=0,4 3−0,6=2,4 moles H 2 0,4 moles N H 3 a) 1−0,2=0,8 moles N 2 El número de moles totales= 4−0,4=3,6 n° moles del gas ( i ) p ( i) = ° ∙ Ptotal n moles totales 0,8 ⇒ p ( N 2 )= ∙10=2,22 atm , 3,6 2,4 p ( H 2 )= ∙10=6,66 atm , 3,6 0,4 p ( NH 3 ) = ∙ 10=1,11 atm 3,6 b)

K p= 18. La

1,11 2 −3 −2 =1,88∙ 10 atm 3 2,22 ∙6,66

composición

de

equilibrio

CO ( g ) + H 2 O ( g ) ⇄ C O 2 ( g ) + H 2 ( g) es: 0,1;

para 0,1;

0,4

la

reacción

y 0,1 moles,

respectivamente, en un matraz de 1 litro. Se añaden a la mezcla en

equilibrio (sin modificar el volumen) 0,3 moles de H 2. Hallar la nueva concentración de CO una vez restablecido el equilibrio. Solución:

K C=

[C O2 ] [H ] [ CO ] [ H 2 O]

=

0,4 ∙ 0,1 =4 0,1∙ 0,1

Con la adición de 0,3 moles de hidrógeno, las concentraciones ya no están en equilibrio. El sistema evolucionará, según el principio de Le Chatelier, consumiendo hidrógeno, hasta alcanzar un nuevo estado de equilibrio.

CO ( g ) + H 2 O ( g ) ⇄C O 2 ( g ) + H 2 ( g ) I ¿ 0,1 0,1 0,4 0,4 Eq ¿ 0,1−x 0,1−x 0,4+ x 0,4+ x 4=

(0,4+ x)( 0,4+ x ) 0,4+ x ⇒ 2= ⇒ x =−0,066 ⇒ [ CO ]=0,1+ 0,066=0,166 M (0,1−x)( 0,1−x) 0,1−x

Por lo tanto la nueva concentración será 0,167 mol/lit.

19. En un matraz de un litro de capacidad se introducen 0,387 moles de nitrógeno y 0,642 moles de hidrógeno, se

calienta a 800 K y se

establece el equilibrio:

N 2 ( g )+ 3 H 2 ( g ) ⇄2 N H 3 (g) Encontrándose que se han formado 0,06 moles de amoniaco. Calcule: a) La composición de la mezcla gaseosa en equilibrio. b) KC y KP a la citad temperatura. Datos: R=0,082 atm L K-1 mol-1 Solución:

1 mol N 2 =0,03 moles N 2 ; 2moles N H 3 3 mol H 2 0,06 moles N H 3 × =0,09 moles H 2 ; 2moles N H 3

a) 0,06 moles N H 3 ×

N2

H2

N H3

Moles iniciales 0,387 Moles que 0,03 reaccionan

0,642

-

0,09

-

Moles formados Moles en 0,387 equilibrio -0,03=0,357

0,6420,09=0,552

0,06 0,06

[ ] en equilibrio

0,357/1= 0,357

0,552/1=0,552

0,06/1=0,06

2

[ N H3 ] ( 0,06 )2 K C= = =0,06 3 3 [ N 2 ] × [ H 2 ] 0,357 × ( 0,552 )

b)

∆ n=2− (3+ 1 )=−2 K P=K C ∙ ( R ∙ T ) ∆ n=0,06 ∙ ( 0,082∙ 800 )−2 =1,39∙ 10−5 20. Cuando reacciona hidrógeno gaseoso con yodo gaseoso en un recipiente cerrado, y calentamos a una determinada temperatura, se establece el siguiente equilibrio:

I 2 ( g ) + H 2 ( g ) ⇄ 2 HI (g) Una vez analizado éste, sabemos que hay 0,3 moles de yoduro de hidrógeno presentes en equilibrio con 0,8 moles de hidrógeno y 0,8 moles de yodo. Calcula la constante de equilibrio a esta temperatura si el volumen del recipiente es de 0,5 litros. Solución: En primer lugar, haremos la tabla para este equilibrio:

n inicial n reaccionan n equilibrio [ ] equilibrio

I 2(g)

H 2 (g)

HI (g)

0,8 1,6

0,8 1,6

0,3 0,6

Co0mo sólo tenemos datos de las cantidades en equilibrio, sólo podemos completar las filas correspondientes al número de moles en equilibrio y a la concentración en equilibrio, la concentración la hemos calculado dividiendo el número de moles entre el volumen del recipiente. Nos preguntan KC, por lo tanto, teniendo en cuenta la definición de la misma, tendremos que

K C=

[ HI ]2 [ H ] [I ]

Sustituyendo los datos que nos da el problema, llegamos al resultado final:

K C=

[ HI ]2 0,6 2 = =0,14 [ H ] [I ] 1,6 ∙1,6

21. Se sabe que la constante KC para el equilibrio:

N 2 O4 ( g ) ⇄ 2 N O2 (g) Vale 4,7 ∙ 10−3 a una temperatura de 400 ° C . Si se mezclan

a dicha

temperatura 0,1 moles de N 2 O 4 con 0,05 moles de N O 2 en un recipiente de 1 litro de capacidad ¿en qué sentido evolucionará el proceso? Solución En primer lugar, haremos la tabla para el equilibrio de esta reacción de disociación:

N 2 O4 ( g)

NO 2( g)

n inicial n reaccionan n equilibrio

0,1 0,05 x x 0,1-x 0,05+x [ ] equilibrio 0,1-x 0,05+x Donde hemos supuesto que la reacción va hacia productos, por lo que el número de moles en el equilibrio en reactivos se calcula como los que había inicialmente menos los que reaccionaron y el número de moles en productos se calcula como los que había más los que reaccionaron. Si ahora planteamos la expresión de la constante en equilibrio:

K C=

[N O2 ]2 ( 0,05+ x)2 = [N 2 O4 ] 0,1−x

Como el problema nos da el valor de la constante de equilibrio, podemos plantear una ecuación en donde la incógnita será x :

( 0,05+ x )2 4,7 ∙ 10 = ⇒ x=0,025 0,1−x x=0,079 −3

{

22. Al pasar vapor de agua sobre hierro al rojo se da la reacción:

3 Fe ( s )+ 4 H 2 O ( g ) ⇄ Fe 3 O 4 ( s ) + 4 H 2 ( g ) A 200° C , en el equilibrio, la presión de vapor del agua es de 4,6 mmHg y la del hidrógeno es de 95,9 mmHg. a) Indica cuánto valdrá la presión parcial del hidrógeno cuando la del agua valga 9,3 mmHg. b) Calcula la presión parcial del agua y la del hidrógeno cuando la presión total sea de 760 mmHg. Solución

En este caso, tenemos un equilibrio heterogéneo, es decir, en el que se mezclan componentes en distintos estados físicos, en este caso, tenemos que tener en cuenta que los sólidos y líquidos tiene una presión parcial muy pequeña en comparación a la de los componentes en fase gas, por lo que en la expresión de KP sólo se tendrá en cuenta la presión parcial de aquellos componentes que estén en estado gaseoso. En este problema nos da las presiones parciales de los componentes gaseosos en una determinada situación, por lo que, podremos calcular el valor de la constante en equilibrio sin más que hacer uso de los datos que nos está proporcionando el problema:

K P=

( P H )4 2

(P H O )4 2

K P=

( P H )4

(95,9)4 = =188900 ( P H O )4 (4,6)4 2

2

Este valor es constante siempre y cuando no variemos la temperatura, así que, si variamos la presión parcial de alguno de los dos componentes en el equilibrio hasta que alcance un determinado valor, la presión parcial del otro la podremos calcular usando la ecuación de KP , para el apartado a):

K P=

( P H )4 2

( P H O )4 2

⇒188900=

(P H )4 2

(9,3)4

⇒ P H =193,88 mmHg 2

Para el apartado b), se procede de manera análoga:

K P=

( P H )4

( 760) 4 ⇒188900= ⇒ P H O =36,45 mmH g ( P H O )4 ( 9,3) 4 2

2

2

23. En un matraz cerrado de 5 litros de capacidad y a 1 atm de presión, se calienta una muestra de dióxido de nitrógeno hasta una temperatura constante de 327 oC, con lo que se disocia según la reacción:

2 N O 2 ( g ) ⇄ 2 NO ( g )+ O 2(g) Una vez alcanzado el equilibrio se analiza la mezcla, encontrándose que contiene 3,45 g de dióxido de nitrógeno, 0,6 de NO y 0,30 g de oxígeno. Calcular:

a) Las concentraciones de cada gas en el equilibrio. b) KC y KP a dicha temperatura. Solución En primer lugar, planteamos la tabla para el equilibrio: Calcularemos los moles de cada componente dividiendo la masa en gramos de dicho componente entre la masa molecular y las concentraciones se obtienes dividiendo el número de moles entre el volumen del recipiente que los contiene:

NO 2( g) n inicial n reaccionan n equilibrio

nN O = 2

NO (g)

3,45 =0,075 46

[ ] equilibrio

[NO ¿¿ 2]=

n NO =

0,6 =0,02 30

[ 0,075 =0,015 M ¿ 0,02 NO ¿= =0,004 M 5 5

O 2 (g)

nO = 2

0,3 =0,01875 30

[O¿ ¿2]=

0,01875 =0,00375 M ¿ 5

Ahora, con estas concentraciones, podemos calcular el valor de K C, para ello, sólo tenemos que aplicar la definición de dicha constante:

K C=

[NO ]2 [O2] [0,004 ]2 [0,00375] = =0,0267 2 2 [ N O2 ] [0,0015]

Si queremos calcular KP, podemos aplicar la relación existente entre ambas, que permite calcular el valor de una de ellas cuando conozco el de la otra y las condiciones de presión y temperatura en las que se desarrolla la reacción:

K P=K C ∙ ( R ∙ T ) ∆ n=0,0267 ∙ ( 0,082∙ 600 )3−2=1,31 24. En un recipiente de 10 litros se introducen 2 moles de nitrógeno y 2 moles de hidrógeno. Se calientan hasta 345° C , alcanzándose el equilibrio a 21 atm de presión total:

N 2 ( g )+ 3 H 2 ( g ) ⇄2 N H 3 (g) Calcular: a) Composición en el equilibrio en moles y presiones parciales. b) KC y KP. Solución:

En primer lugar, planteamos la tabla de equilibrio:

n inicial n reaccionan n equilibrio [ ] equilibrio

N 2 ( g)

H 2 (g)

NH 3 (g)

2 x

4 3x

2x

2−x 0,2−0,1 x

4−3 x 0,4−0,3 x

2x 0,2 x

En este problema nos da el dato de que la presión total en el equilibrio es de 21 atm, por lo tanto, con este dato, podemos calcular x . El número total de moles en el equilibrio viene dado por:

nTOT =( 2−x ) + ( 4−3 x ) +2 x=6−2 x Teniendo en cuenta la presión de los gases ideales, podemos decir que:

PTOT V =nTOT RT ⇒ nTOT =

PTOT V 21∙ 10 = =4,14 moles RT 0,082∙ 618

Igualando:

6−2 x =4,14 ⇒ x=0,93 moles Ahora que tenemos x , podemos rellenar la tabla anterior y determinar cuáles son los valores de las concentraciones en el equilibrio para cada especie:

n inicial n reaccionan n equilibrio [ ] equilibrio

N 2 ( g)

H 2 (g)

NH 3 (g)

2 0,93

4 2,79

1,86

1,07 0,107

1,21 0,121

1,86 0,186

Para poder calcular las constantes de equilibrio, simplemente tenemos que aplicar su definición:

[ N H 3 ]2 [0,186] 2 K C= = =182,5 [N 2 ][H 2 ]3 [0,107][0,121]3

Para calcular KP, utilizamos la relación que existe entre ambas:

K P=K C ∙ ( R ∙ T ) ∆ n=182,5 ∙ ( 0,082 ∙ 618 )2−4=0,071 25. El pH de una disolución acuosa es 12,6. ¿Cuál será la ¿ y el pOH a la temperatura de 25oC? Solución:

pH=−log ¿ ¿ , de donde se deduce que: ¿ Como K w =¿, entonces: ¿ pOH =−log ¿ ¿ Comprobamos como pH + pOH =12,6+ 1,4=14 26. Determinar en pH y el pOH de una disolución 0,2 M de N H 3 sabiendo que

K b ( 25o C )=1,8 ⋅10−5 M Solución: H N H 3+ H 2 O ⇄ N H +¿+O 4

Equilibrio:

−¿ ¿

¿

c 0 ( mol ×l −1) :0,2 0 0 c eq ( mol × l−1 ) :0,2−x x x K b =¿ ¿ De donde se deduce que x=¿

pOH =−log ¿ ¿ pH=14− pOH =14−2,72=11,28 27.

Calcular el pH de las siguiente disoluciones acuosas:

a) 5,5 ⋅10−2 M de HN O 3 b) 2,5 ⋅ 10−2 M de KOH Solución En ambos casos se trata de electrolitos fuertes, y por tanto completamente disociados. Sus equilibrios de disociación son:

HN O3 Inicial En

5,5 ∙10−2 ----

⇄

H +¿+¿¿

N O−¿¿ 3

----

5,5 ∙10

--−2

5,5 ∙10−2

equilibrio

pH=−log ⁡¿ pH=−log ⁡(5,5 ∙10−2) pH=−1,26 Inicial En equilibrio

KOH 2,5 ∙10−2

⇄

K +¿+¿¿

OH −¿¿

----

----

--−2

2,5 ∙10

2,5 ∙10−2

pOH =−log ¿ pOH =−log ⁡( 2,5∙ 10−2 ) pOH =1,6 Como

pH + pOH =14

pH=14−1,6=12,4 28. Calcule los ¿, ¿, el pH y el pOH de HCl 0,01 M El equilibrio será

HCl Inicial En equilibrio

0,01 ----

¿ pH=−log ⁡¿

pH=−log ⁡(0,01) pH=2 Como

pH + pOH =14

pOH =12 pOH =−log ¿

⇄

H 3 O+ ¿+¿ ¿

Cl−¿¿

---0,01

--1

¿

29. El

amoniaco

K b =1,8⋅ 10

acuoso

de

concentración

0,2

M

tiene

un

valor

de

−5

Calcular la concentración de los iones hidroxilo de la disolución Calcular el pH de la disolución Solución:

NH 3+ H 2 O ⇄ NH +¿+OH 4

−¿ ¿

¿

Concentración inicial

0,2

----

Cambios en el equilibrio

-x

x

Concentración en el equilibrio

0,2-x

x

---x x

K b =¿ ¿

x=1,9 ⋅10−3 M Luego ¿ Como pOH =−log ¿

pOH =−log ⁡( 1,9⋅10−3) pOH =2,72 pH=14−2,72=11,28 30. Una disolución acuosa de amoniaco

de uso doméstico tiene densidad

0,85 g/cm y el 8% de NH 3 en masa. 3

a) Calcule la concentración molar del amoniaco en dicha solución b) Si la disolución anterior se diluye 10 veces calcule el pH de la disolución resultante Solución: Como la densidad de la disolución es 0,85 g/cm 3 que significa que 1 cm3 de disolución pesa 0,85 g , si suponemos que hay 1L de disolución este pesara 850 g

Y como la disolución de NH 3 es al 8 % de masa de cada 100 g de disolución 8 g son de amoniaco luego en los 850 g de disolución habrá (850 ⋅ 8)/100=68 g de NH 3

68 g 17 g × mol−1 M= =4 M 1L Si esta disolución se diluye 10 veces la concentración del amoniaco será diez veces menor, es decir 0,4 molar y para determinar el pH hay que calcular la concentración de ¿

NH 3+ H 2 O ⇄ NH +¿+OH 4

−¿ ¿

Concentración inicial Cambios en el equilibrio Concentración en el equilibrio

K b =¿ ¿ x=2,68 ⋅10−3 M Luego ¿ Como pOH =−log ¿

pOH =−log ⁡( 2,68⋅10−3) pOH =2,57 pH=14−2,57=11,43

¿

0,4 -x 0,4-x

----

----

x

x

x

x