TEMA 5. EQUILIBRIO QUÍMICO CINÉTICA QUÍMICA E3B.S2010 Se sabe que, en ciertas condiciones, la reacción N2 + ½ O2 → N2O es de primer orden respecto al oxígeno y de segundo orden respecto al nitrógeno. En esas condiciones: a) Escriba la ecuación de velocidad. b) Indique cuál es el orden total de la reacción. c) ¿Qué unidades tiene la constante de velocidad? a) La velocidad de reacción directa puede escribirse como proporcional a la concentración de cada reactivo elevado a un exponente que se llama orden de reacción del reactivo (que no tiene porqué coincidir con su coeficiente estequiométrico), por tanto:

]O[]N[kv 22

2directa ⋅=

b) El orden de la reacción es la suma del orden de reacción de todos los reactivos, de manera, que en este caso seria 2+1 = 3. c) La velocidad de la reacción se define como la variación de la concentración de una especie con respecto al tiempo, dividida por su coeficiente estequiométrico y precedida de signo menos si se trata de velocidad de reactivos, obviamente tiene dimensiones de: moles/L.seg, y como las concentraciones tienen dimensiones de: moles/L, resulta que sustituyendo las unidades en la ecuación de la velocidad nos quedaría que:

L

moles

L

molesk

segL

moles2

⋅=⋅

de donde: segmoles

Lk

2

2

⋅=

E2B.S2008 A una hipotética reacción química, A + B → C , le corresponde la siguiente ecuación de velocidad: v = k·[A]·[B]. Indique: a) El orden de la reacción respecto de A. b) El orden total de la reacción. c) Las unidades de la constante de la velocidad. a) El orden de reacción respecto del reactivo A es 1, ya que es el exponente al que está elevada su concentración en la ecuación de la velocidad. b) Es la suma del orden respecto de cada reactivo: 1+1 = 2.

c) L

moles

L

molesk

segL

moles ⋅=⋅

de donde: segmoles

Lk

⋅=

E2A.S2007 La reacción: A + 2B → 2C + D es de primer orden con respecto a cada uno de los reactivos. a) Escriba la ecuación de velocidad. b) Indique el orden total de reacción. c) Indique las unidades de la constante de velocidad. a) v = k·[A]1·[B]1 b) 1+1 = 2 c) L/moles.seg E3B.S2006 Indique, razonadamente, si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas: a) Para una reacción exotérmica, la energía de activación de la reacción directa es menor que la energía de activación de la reacción inversa. b) La velocidad de la reacción no depende de la temperatura. c) La acción de un catalizador no influye en la velocidad de reacción. a) Verdad. La energía del complejo activado es la que es, pero como en una reacción exotérmica la entalpía de los reactivos es mayor que la entalpía de los productos, la energía necesaria para formar el complejo activado es menor si se forma a partir de reactivos que si se forma a partir de los productos. Con la ayuda del diagrama entálpico puede comprenderse mejor:

b) Falso. Precisamente la temperatura es uno de los factores que más influye en la velocidad de una reacción. De la temperatura depende la velocidad de las moléculas y el número de choques, por lo que un aumento de temperatura aumenta la velocidad de reacción, a la vez que aumenta el porcentaje de moléculas con la energía de activación necesaria para formar el complejo activado. c) Falso. Los catalizadores intervienen alterando el mecanismo de la reacción y haciendo que se cree un complejo activado de menor energía de activación (o de mayor energía en el caso de los venenos) con lo que la reacción transcurre más rápidamente. Otra cosa es que el catalizador se recupera al final del proceso y es como si globalmente no hubiera intervenido EQUILIBRIO QUÍMICO. CUESTIONES

E1A.S2010 A 25ºC y 1 atmósfera, se establece el equilibrio: N2(g) + O2(g) ⇄ 2 NO(g) ∆H=–180,2kJ Razone sobre la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones: a) La constante de equilibrio se duplica si se duplica la presión. b) La reacción se desplaza hacia la izquierda si se aumenta la temperatura. c) Si se aumenta la concentración de NO la constante de equilibrio aumenta. a) Falso. La constante de equilibrio sólo depende de la temperatura. Un cambio de presión, de acuerdo con el principio de Le Chatelier, hace que el equilibrio se desplace hacia donde menos moles de gases haya. Precisamente porque no varía la constante de equilibrio, la reacción se desplaza hacia donde menos volumen ocupan y por eso va a done menos moles de gases hay.

[ ][ ] [ ]

2222 ON

2NO

ON

2

NO

22

2

nn

n

V

n

V

nV

n

O N

NOKc

⋅=

==

En este caso, al haber el mismo número de moles de gases en los reactivos y productos la presión no afectaría al equilibrio al no depender del volumen. b) Verdad. La reacción es exotérmica porque su variación de entalpía es negativa. De acuerdo con el principio de Le Chatelier, un aumento de temperatura debe desplazar la reacción en el sentido en que se consuma calor, o sea, hacia la izquierda. A la misma conclusión llegamos si razonamos a partir de la expresión que relaciona la constante de equilibrio con la temperatura:

tetanconsRT

H

eKp+∆−

= Como ∆H es – (reacc. exotérmica) al aumentar T disminuye Kp, es decir la reacción se desplaza hacia la izquierda. (Para que disminuya

22 HN2NO pp/pKp = debe disminuir el

numerador y aumentar el denominador y eso solo se consigue desplazando el equilibrio hacia la izquierda) c) Falso. La constante de equilibrio sólo depende de la temperatura.

[ ][ ][ ]22

2

ON

NOKc =

Precisamente porque la constante de equilibrio no varía, al aumentar la concentración de monóxido de nitrógeno (numerador) es necesario que aumente también la del denominador, es decir, la concentración de los reactivos y por eso el equilibrio va hacia la izquierda. E5A.S2010 En un recipiente cerrado se establece el siguiente equilibrio:

2 HgO(s) ⇄ 2 Hg(l) + O2(g) ∆H>0 a) Escriba las expresiones de las constantes Kc y Kp. b) ¿Cómo afecta al equilibrio un aumento de la presión parcial de oxígeno? c) ¿Qué le ocurrirá al equilibrio cuando se aumente la temperatura? a) Se trata de un equilibrio heterogéneo. Al ser prácticamente constantes las concentraciones de las sustancias puras en estado sólido y líquido, iguales a su densidad, se incluyen en la constante de tal manera que ésta solamente depende de la concentración de oxígeno o de su presión parcial, que en este caso al ser el único gas coincide con la presión total. por tanto la expresión de las constantes es:

Kc = [O2] Kp = pO2 b) El principio de Le Chatelier dice que “si en un sistema en equilibrio se modifica uno de los factores, el sistema evoluciona de la forma que permita restablecer el equilibrio”, por tanto el aumento de la presión parcial de oxígeno hace que evolucione hacia la izquierda para disminuir la concentración de oxígeno y compensar la alteración producida. En esta reacción concreta, donde el único gas es el oxígeno, y por tanto su presión parcial es igual a la total, aumentar la presión parcial de oxígeno sería equivalente a decir “si se aumenta la presión total”, y por tanto irá hacia la izquierda, donde no hay gases, para de esa forma disminuir el volumen contrarrestando así el aumento de presión. En el caso de que en la reacción hubiese otros gases además del oxígeno, aumentar la presión parcial de oxígeno no haría que la presión total variase, ya que la de los otros cases se haría más pequeña de tal manera que la suma de las presiones parciales de todos los gases siguiera siendo igual a la total. En ese caso el aumento de presión parcial sería equivalente a decir que se ha aumentado la concentración de oxígeno, ya que RT] O [p 2O2

=

c) La reacción es endotérmica porque su variación de entalpía es positiva. De acuerdo con el principio de Le Chatelier, un aumento de temperatura debe desplazar la reacción en el sentido en que se consuma calor, o sea, hacia la derecha. (Ten en cuenta que al ser endotérmica a todos los efectos es como si el calor fuese uno de los reactivos) E4A.S2008 Al calentar cloruro de amonio en un recipiente cerrado se establece el siguiente equilibrio: NH4Cl(s) ⇄ HCl(g) + NH3(g) Justifique cómo afectará a la posición del equilibrio: a) Una disminución de la presión total. b) La extracción de amoniaco del recipiente. c) La adición de NH4Cl sólido. a) Una disminución de la presión total, de cuerdo con Le Chatelier, desplaza el equilibrio hacia la derecha porque es donde más moles de gases hay y por tanto el volumen mayor. Más detalladamente puedes razonarlo teniendo en cuenta que, la constante del equilibrio es:

23NHHCl3NHHCl

3 V

nn

V

n

V

n]NH] [HCl[Kc =

==

de acuerdo con la ley de Boyle–Mariotte al disminuir la presión estamos aumentando el volumen V porque son inversamente proporcionales. Para que la constante siga manteniendo su valor es preciso que al aumentar V aumente también el numerador, o lo que es igual que la reacción vaya hacia la derecha para formar más HCl y NH3, que es lo mismo que se obtiene aplicando el principio de Le Chatelier. b) La reacción se desplaza hacia la derecha hasta alcanzar un nuevo equilibrio. Razónalo. c) El equilibrio no se altera: El cloruro amónico está en estado sólido y al añadir más cantidad no estamos variando su concentración, porque se mantiene constante e igual a su densidad, por tanto no afecta ni a la constante ni al equilibrio. E5A.S2008 Escriba las expresiones de las constantes Kc y Kp y establezca la relación entre ambas para los siguientes equilibrios: a) CO(g) + Cl2(g) ⇄ COCl2(g) b) 2HgO(s) ⇄ 2 Hg(l) + O2(g)

a) [ ]

[ ][ ]2

2

Cl CO

COClKc =

2

2

ClCO

COCl

p p

pKp =

[ ][ ] [ ]

1

2

2

ClCO

COCl )RT (KcRTCl RTCO

RTCOCl

p p

pKp

2

2 −===

b) ]O[Kc 2=

2OpKp =

RT KcRT]O[pKp 2O2

===

E4A.S2007 Considere el siguiente sistema en equilibrio: SO3(g) ⇄ SO2(g) +1/2 O2(g) Justifique la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones: a) Al aumentar la concentración de oxígeno el equilibrio no se desplaza, porque no puede variar la constante de equilibrio. b) Un aumento de la presión total provoca el desplazamiento del equilibrio hacia la izquierda. c) Al aumentar la temperatura el equilibrio no se modifica. a) Falso. Precisamente porque la constante de equilibrio no varía (a menos que cambiemos la temperatura) al aumentar la concentración de oxígeno el sistema debe desplazarse hacia donde disminuya ese aumento de O2 y eso se consigue aumentando la concentración de SO3 para que K siga teniendo el mismo valor. b) Verdad. El aumento de presión hace que disminuya el volumen y el equilibrio, de acuerdo con Le Chatelier, evoluciona hacia la izquierda que es donde menos moles de gases hay.

c) Falso. Al aumentar la temperatura la reacción evoluciona en el sentido que absorba calor para contrarrestarlo hasta alcanzar un nuevo equilibrio. Con los datos del ejercicio no puede saberse si la reacción es endotérmica o si es exotérmica. Si fuese endotérmica (como es realmente), al absorber calor, un aumento de la temperatura desplazaría el equilibrio hacia la derecha, favoreciendo la reacción. E6A.S2007 Para el sistema: SnO2(s) + 2 H2(g) ⇄ 2 H2O(g) + Sn(s) , el valor de la constante Kp es 1’5 a 900ºK y 10 a 1100ºK. Razone si para conseguir una mayor producción de estaño deberá: a) Aumentar la temperatura. b) Aumentar la presión. c) Añadir un catalizador. a) Sí. Al aumentar la temperatura aumenta Kp, lo que quiere decir que se favorece la reacción. (Ten en cuenta que un aumento de Kp supone que aumenta el numerador que son las presiones parciales de los productos.) Por cierto que, como el aumento de Tª favorece la reacción quiere decir que absorbe calor y que por tanto es endotérmica. b) Indiferente. Como hay el mismo número de moles de sustancias gaseosas en ambos lados un cambio de presión no afecta al equilibrio. c) Los catalizadores hacen que aumente la velocidad de reacción y se llegue antes al equilibrio, pero no alteran el equilibrio. Al tratarse de un proceso industrial donde el tiempo es importante debe utilizarse un catalizador adecuado. E1A.S2006 Dado el equilibrio: N2(g) + 3 H2(g) ⇄ 2 NH3(g) ∆Hº = –92’22 kJ Justifique la influencia sobre el mismo de: a) Un aumento de la presión total. b) Una disminución de la concentración de N2 . c) Una disminución de la temperatura. a) Hacia la derecha. b) Hacia la izquierda. c) Hacia la derecha. E5A.S2006 En un recipiente cerrado se establece el equilibrio:

2 C(s) + O2(g) ⇄ 2 CO(g) ∆Hº= –221 kJ Razone cómo varía la concentración de oxígeno: a) Al añadir C(s). b) Al aumentar el volumen del recipiente. c) Al elevar la temperatura. a) No afecta. El carbono es sólido b) Aumenta [O2]. Aumentar el volumen del recipiente es equivalente a disminuir la presión.

c) Aumenta [O2]. La reacción es exotérmica porque ∆Hº<0. E6A.S2006 Considérese el siguiente sistema en equilibrio: CO2(g) + C(s) ⇄ 2 CO(g) a) Escriba las expresiones de las constantes Kc y Kp . b) Establezca la relación entre ambas constantes de equilibrio.

a) [ ][ ]2

2

CO

COKc =

2CO

2CO

p

pKp =

b) 1n )RT (Kc)RT (KcKp == ∆ (dedúcela) E6A.S2005 En la siguiente tabla se presentan los valores de la constante de equilibrio y la temperatura, para la síntesis del amoniaco: N2(g) + 3H2(g) ⇄ 2 NH3(g)

Temperatura (ºC) 25 200 300 400 500 Kc 6,0.105 0,65 1,1.10−2 6,2.10−4 7,4.10−5

Justifique si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas: a) La reacción directa es endotérmica. b) Un aumento de la presión favorece la obtención de amoniaco. a) Falso. Al aumentar la temperatura disminuye Kc , lo que quiere decir que disminuye el numerador y aumenta el denominador, o lo que es igual que disminuye [NH3] y aumenta la concentración de reactivos. Puesto que el aumento de temperatura hace que el equilibrio se desplace a la izquierda quiere decir que en la reacción se desprende calor, es decir, que es exotérmica. b) Verdad. Razónalo. EQUILIBRIO QUÍMICO. PROBLEMAS E2A.S2010 En un recipiente de 1 L de capacidad, en el que previamente se ha hecho el vacío, se introducen 0’37 moles de metanol. Se cierra el recipiente, y a 20 ºC y se establece el siguiente equilibrio: CH3OH(g) ⇄ 2 H2(g) + CO(g) Sabiendo que la presión total en el equilibrio es 9’4 atmósferas, calcule: a) El valor de las constantes Kp y Kc , a esa temperatura. b) El grado de disociación en las condiciones del equilibrio. Datos: R = 0,082 atm.L·K−1·mol−1. a) CH3OH(g) ⇄ 2 H2(g) + CO(g)

moles iniciales 0,37 0 0 moles en el eq. 0,37 – x 2 x x ntotalmoles = 0,37+2x

concentrac. eq. 1

x37,0 −

1

x2

1

x

Como sabemos la presión total, podemos aplicar la ecuación de los gases perfectos al total de moles:

RTnVP tottot = → 293082,0)x237,0(14,9 ⋅⋅+=⋅ → x = 0,01 moles

[ ] [ ][ ]

522

3

22 101,1

01,037,0

01,002,0

x37,0

x)x2(

OHCH

CO HKc −⋅=

−⋅=

−⋅==

3135n 1035,6)293082,0(101,1)RT(KcKp −−−∆ ⋅=⋅⋅⋅=⋅=

b) El grado de disociación (α),es la fracción de 1 mol en que se disocia un compuesto. Como de 0,37 moles iniciales se han disociado 0,01 moles, estableciendo una simple proporción:

α= moles 01,0 disociado han se

OHCH mol 1

OHCH moles 37,0

3

3 → α = 0,027 o bien 2,7%

E3B.S2010 En un recipiente de 1 L, a 20 ºC, se introducen 51 g de NH4HS. Transcurrido un tiempo las concentraciones son 0’13 M para cada gas. Sabiendo que a esa temperatura el valor de Kc es 0’2 para el equilibrio: NH4HS(s) ⇄ H2S(g) + NH3(g) a) Demuestre que el sistema no se encuentra en equilibrio y calcule la concentración de cada especie una vez alcanzado el mismo. b) Calcule la cantidad en gramos de NH4HS que queda una vez alcanzado el equilibrio. Masas atómicas: N = 14; H = 1; S = 32. a) En primer lugar vamos a calcular los moles iniciales de sulfuro ácido de amonio. Como sabemos nºmolesNH4HS = gr/Pm = 51/51 = 1mol. NH4HS(s) ⇄ H2S(g) + NH3(g)

moles iniciales 1 0 0 moles en un momento 1 – x x x = 0,13M La constante del equilibrio, teniendo en cuenta, que el NH4HS es un sólido es:

K = [H2S][NH3] = 0,2 Como en el momento en que las concentraciones de las especies es 0,13M resulta que [H2S][NH3] = 0,13.0,13 = 0,0169 ≠ 0,2. Al no ser igual a la constante de equilibrio quiere decir que aun no se ha alcanzado el equilibrio. Además, al ser un valor mucho más pequeño que la constante quiere decir que aun deben aumentar más las concentraciones de [H2S] y [NH3] y que la reacción debe seguir evolucionando hacia la derecha. En equilibrio tendremos:

NH4HS(s) ⇄ H2S(g) + NH3(g) moles iniciales 1 0 0

moles equilibrio 1 – x x x concentr. equilibrio (1 – x)/1 x/1 x/1

K = [H2S][NH3] = x.x = 0,2 → x = 0,45 moles/L

por tanto: [NH4HS] = 0,55 moles/L [H2S] = [NH3] = 0,45 moles/L b) Puesto que en el equilibrio hay 0,55 moles de NH4HS, el número de gramos a que equivalen es gr = moles*Pm = 0,55 . 51 = 28,05 gr de NH4HS E5B.S2010 En un matraz de 20 L, a 25 ºC, se encuentran en equilibrio 2’14 moles de N2O4 y 0’50 moles de NO2 según: N2O4(g) ⇄ 2 NO2(g) a) Calcule el valor de las constantes Kc y Kp a esa temperatura. b) ¿Cuál es la concentración de NO2 cuando se restablece el equilibrio después de introducir dos moles adicionales de N2O4, a la misma temperatura? Dato: R = 0’082 atm·L·K−1·mol−1. a) N2O4(g) ⇄ 2 NO2(g) moles equilibrio 2,14 0,50 concentr. equilibrio 2,14/20 0,50/20

32

42

22 1084,5

20/14,2

)20/50,0(

]ON[

]NO[Kc −⋅===

143,0)298082,0(1084,5)RT(KcKp 123n =⋅⋅⋅=⋅= −−∆

b) Si añadimos 2 moles más de N2O4, ahora tendremos 4,14 moles iniciales y de acuerdo con Le Chatelier la reacción evolucionará hacia la derecha hasta alcanzar un nuevo equilibrio: N2O4(g) ⇄ 2 NO2(g) moles iniciales 4,14 0,50 moles equilibrio 4,14 – x 0,50 + 2x concentr. equilibrio (4,14–x)/20 (0,50+2x)/20

32

42

22 1084,5

20/)x14,4(

)20/)x250,0((

]ON[

]NO[Kc −⋅=

−+== → x = 0,09 moles

y entonces [NO2] = (0,50+2x)/20 = 0,034 moles/L E1A.S2008

Para el proceso Haber: N2(g) + 3 H2(g) ⇄ 2 NH3(g) el valor de Kp es 1,45.10−5 a 500ºC. En una mezcla en equilibrio de los tres gases, a esa temperatura, la presión parcial de H2 es 0,928atmy la de N2 es 0,432atm. Calcule: a) La presión total en el equilibrio. b) El valor de la constante Kc Dato: R = 0,082 atm.L.K−1.mol−1.

a) como 52

2NH

3HN

2NH 1045,1

928,0432,0

p

pp

pKp 3

22

3 −⋅=⋅

=⋅

= → atm 002,0p3NH =

la presión total será la suma de las presiones parciales ejercidas por cada gas, así que:

atm 362,1928,0432,0002,0pppP223 HNNH =++=++=

b) 542n 1045,1)773082,0(Kc)RT(KcKp −−∆ ⋅=⋅⋅=⋅= → Kc = 0,058 E2B.S2008 En un recipiente de 200 mL de capacidad, en el que previamente se ha hecho el vacío, se introducen 0’40 g de N2O4 . Se cierra el recipiente, se calienta a 45 ºC y se establece el siguiente equilibrio: N2O4(g) ⇄ 2 NO2(g) Sabiendo que a esa temperatura el N2O4 se ha disociado en un 41’6 %, calcule: a) El valor de la constante Kc . b) El valor de la constante Kp . Datos: R = 0’082 atm·L·K−1·mol−1. Masas atómicas: N = 14; O = 16. a) N2O4(g) ⇄ 2 NO2(g)

moles iniciales no 0 moles en el eq. no – noα 2 noα

concentrac. eq. (no–noα)/V 2noα/V

37,22,0/)416,04,04,0(

)2,0/416,04,02(

V/)nn(

)V/n2(

]ON[

]NO[Kc

2

oo

2o

42

22 =

⋅−⋅⋅=

α−α

==

b) 8,61)318082,0(37,2)RT(KcKp 12n =⋅⋅=⋅= −∆ E4B.S2008 El óxido de mercurio (II) contenido en un recipiente cerrado se descompone a 380ºC según:

2 HgO(s) ⇄ 2 Hg(g) + O2(g) Sabiendo que a esa temperatura el valor de Kp es 0’186, calcule: a) Las presiones parciales de O2 y de Hg en el equilibrio. b) La presión total en el equilibrio y el valor de Kc a esa temperatura. Dato: R = 0’082 atm·L·K−1·mol−1 a) 2 HgO(s) ⇄ 2 Hg(g) + O2(g)

moles iniciales n 0 0

moles equilibrio n – 2x 2 x x → ntotal = n+x concentr. equilibrio (n – 2x)/V 2x/V x/V

Teniendo en cuenta que de la Ley de Dalton de sobre las presiones parciales se deduce que la presión parcial de un gas es igual a la presión total por su fracción molar:

P n

n p i

i = → P xn

x2 pHg +

= ; P xn

x p

2O +=

como el número de moles de mercurio es doble que el de oxígeno, es evidente que la también la presion parcial de mercurio será doble que la de oxígeno. Si llamamos z a la presión parcial de oxígeno tendremos (el HgO no influye porque es un sólido):

186,0z)z2(ppKp 2O

2Hg 2

=⋅=⋅= → z = 0,36 atm

por tanto:

2Op = 0,36 atm; atm72,0pHg =

b) La presión total es la suma de las presiones parciales, por tanto Ptot = 1,08 atm

186,0)653082,0(Kc)RT(KcKp 03n =⋅⋅=⋅= −∆ → Kc = 1,21.10–6 E5B.S2008 En un matraz de 7’5 litros, en el que se ha practicado previamente el vacío, se introducen 0’50 moles de H2 y 0’50 moles de I2 y se calienta a 448 ºC, estableciéndose el siguiente equilibrio: H2(g) + I2(g) ⇄ 2 HI(g) Sabiendo que el valor de Kc es 50, calcule: a) La constante Kp a esa temperatura. b) La presión total y el número de moles de cada sustancia presente en el equilibrio. a) n)RT(KcKp ∆⋅= como en este caso ∆n=0 resulta que Kc = Kp = 50 b) H2(g) + I2(g) ⇄ 2 HI(g)

moles iniciales 0,5 0,5 0 moles equilibrio 0,5–x 0,5–x 2 x → ntotal = 1

concentr. equilibrio (0,5–x)/7,5 (0,5–x)/7,5 2x/7,5

505,7/)x5,0(5,7/)x5,0(

)5,7/x2(

]I] [H[

]HI[Kc

2

22

2

=−⋅−

== → x = 0,39 moles

de donde tenemos que en el equilibrio el número de moles de cada especie es: moles H2 = moles I2 = 0,5–x = 0,11 moles HI = 2x = 0,78 Como sabemos el número total de moles podemos calcular la presión total aplicando la ecuación de los gases perfectos al total de moles:

RTnVP tottot = → 721082,015,7Ptot ⋅⋅=⋅ → Ptot =7,88 atm

E6B.S2008 Dado el equilibrio: 2 HI(g) ⇄ H2(g) + I2(g) Si la concentración inicial de HI es 0’1 M y cuando se alcanza el equilibrio, a 520ºC, la concentración de H2 es 0’01 M, calcule: a) La concentración de I2 y de HI en el equilibrio. b) El valor de las constantes Kc y Kp a esa temperatura. a) 2 HI(g) ⇄ H2(g) + I2(g)

concentr inicial 0,1 0 0 concentr equilibrio 0,1–2x x = 0,01M x en el equilibrio [H2] = [I2] = 0,01M; [HI] = 0,1–2x = 0,08M

b) 222

22 1056,108,0

01,001,0

]HI[

]I] [H[Kc −⋅=⋅==

2222n 1056,1)793082,0(1056,1)RT(KcKp −−−∆ ⋅=⋅⋅⋅=⋅= E2B.S2007 En un recipiente de 10 litros de capacidad se introducen 2 moles del compuesto A y 1 mol del compuesto B. Se calienta a 300 ºC y se establece el siguiente equilibrio:

A(g) + 3B(g) ⇄ 2C(g) Cuando se alcanza el equilibrio, el número de moles de B es igual al de C. Calcule: a) El número de moles de cada componente de la mezcla. b) El valor de las constantes Kc y Kp a esa temperatura. Dato: R = 0’082 atm·L·K−1·mol−1. a) A(g) + 3 B(g) ⇄ 2 C(g)

moles iniciales 2 1 0 moles equilibrio 2–x 1–3x 2 x

concentr. equilibrio (2–x)/10 (1–3x)/10 2x/10 en el equilibrio los moles de B es igual al de C, es decir: 1–3x = 2x → x = 0,2 moles molesA = 2–x = 1,8 moles; molesB = 1–3x = 0,4 moles; molesC = 2x = 0,4 moles

b) 9,138)10/4,0) (10/8,1(

)10/4,0(

]B] [A[

]C[Kc

3

2

3

2

===

242n 1029,6)573082,0(9,138)RT(KcKp −−∆ ⋅=⋅⋅=⋅= E3A.S2007

A 670 K, un recipiente de un litro contiene una mezcla gaseosa en equilibrio de 0’003 molesde hidrógeno, 0’003 moles de yodo y 0’024 moles de yoduro de hidrógeno, según:

H2(g) + I2(g) ⇄ 2 HI(g) En estas condiciones, calcule: a) El valor de Kc y Kp. b) La presión total en el recipiente y las presiones parciales de los gases de la mezcla. Dato: R = 0’082 atm·L·K−1·mol−1. a) Kc= Kp = 64 b) ptot = 1,6482; pI2 = pH2; 0,165 atm; pHI = 1,32 atm E4B.S2007 Un recipiente de un litro de capacidad, a 35 ºC, contiene una mezcla gaseosa en equilibrio de 1’251 g de NO2 y 5’382 g de N2O4 , según:

2 NO2(g) ⇄ N2O4(g) Calcule: a) Los valores de las constantes Kc y Kp a esa temperatura. b) Las presiones parciales de cada gas y la presión total en el equilibrio. Datos: R = 0’082 atm·L·K−1·mol−1 Masas atómicas: N = 14; O = 16. a) Primero calculamos los moles de cada especie: molesNO2 = 1,251/46 = 0,0272 moles NO2 molesN2O4 = 5,382/92 = 0,0585 moles N2O4

2 NO2(g) ⇄ N2O4(g) moles en el eq. 0,0272 0,0585

concentrac. eq. 0,0272/1 0,0585/1 → ntotal = 0,0857

07,79)1/0272,0(

1/0585,0

]NO[

]ON[Kc

222

42 ===

13,3)308082,0(07,79)RT(KcKp 21n =⋅⋅=⋅= −∆ b) Aplicando la ecuación de los gases a la totalidad de moles en el equilibrio:

RTnVP tottot = → 308082,00857,01Ptot ⋅⋅=⋅ → Ptot =2,1644 atm

y aplicando la ley de Dalton, las presiones parciales de cada gas son:

P n

n p i

i = → atm6870,01644,2 0857,0

0272,0 p

2NO == ; atm4774,11644,2 0857,0

0585,0 p

42ON ==

Igualmente podíamos calcular la presión parcial de cada gas teniendo en cuenta que cada gas ocupa la totalidad del volumen del recipiente como si estuviera solo, así:

RTnVP22 NONO = → 308082,00272,01P

2NO ⋅⋅=⋅ → PNO2 =0,6870 atm

RTnVP4242 ONON = → 308082,00585,01P

42ON ⋅⋅=⋅ → PN2O4 =1,4774 atm

Como comprobación podemos calcular 13,36870,0

4774,1

p

pKp

22NO

ON

2

42 ===

E5A.S2007 Considere el siguiente sistema en equilibrio: MX5(g) ⇄ MX3(g) + X2(g) A 200 ºC la constante de equilibrio Kc vale 0’022. En un momento dado las concentraciones de las sustancias presentes son: [MX5] = 0’04 M, [MX3] = 0’40 M y [X2] = 0’20 M. a) Razone si, en esas condiciones, el sistema está en equilibrio. En el caso en que no estuviera en equilibrio ¿cómo evolucionaría para alcanzarlo? b) Discuta cómo afectaría un cambio de presión al sistema en equilibrio.

a) 022,0]MX[

]X] [MX[Kc

5

23 ==

La reacción está en equilibrio si las concentraciones son tales que satisfacen a la constante de equilibrio. En este caso:

204,0

20,040,0

]MX[

]X] [MX[

5

23 =⋅=

Puesto que no es igual al valor de la constante el sistema no está en equilibrio. Además, como es un número mayor que la constante quiere decir que el numerador debe disminuir y aumentar el denominador hasta igualar el valor de la constante de equilibrio, o lo que es lo mismo, el sistema debe evolucionar hacia la izquierda. b) El sistema se afecta por los cambios de presión porque tiene distinto número de moles gaseosos a ambos lados de la ecuación. De acuerdo con el principio de Le Chatelier un aumento de la presión se contrarrestaría haciendo que el sistema evolucione hacia la izquierda, donde menos gases hay y donde el volumen ocupado es menor. E5B.S2007 Al calentar pentacloruro de fósforo a 250 ºC, en un reactor de 1 litro de capacidad, se descompone según: PCl5(g) ⇄ PCl3(g) +Cl2(g) Si una vez alcanzado el equilibrio, el grado de disociación es 0’8 y la presión total de una atmósfera, calcule: a) El número de moles de PCl5 iniciales. b) La constante Kp a esa temperatura. Dato: R = 0’082 atm·L·K−1·mol−1. a) PCl5(g) ⇄ PCl3(g) + Cl2(g)

moles iniciales no 0 0 moles equilibrio no – noα noα noα → ntotal = no(1+α) = 1,8 no

concentr. equilibrio (no–noα)/V noα/V noα/V

Teniendo en cuenta el número total de moles en el equilibrio es ntotal = no(1+α) = 1,8 no Aplicando la ecuación de los gases a la totalidad de moles en el equilibrio:

RTnVP tottot = → 523082,0n8,111 o ⋅⋅=⋅ → no =0,013 moles

b) 78,1)1)(1(

P

P)1(n

)1(n

P)1(n

nP

)1(n

n

p

ppKp tot

2

toto

o

toto

otot

o

o

PCl

ClPCl

5

23 =α−α+

⋅α=

α+α−

α+α⋅

α+α

=⋅

=

También se puede calcular Kc puesto que es muy fácil obtener las concentraciones de cada especie en el equilibrio: [PCl3] = [Cl2]=0,0104M; [PCl5]=0,0026M; Una vez que se obtiene el valor de Kc, se calcula el valor de Kp mediante la relación que existe entre ambas constantes. E6B.S2007 Se establece el siguiente equilibrio: C(s) + CO2(g) ⇄ 2CO(g) A 600 ºC y 2 atmósferas, la fase gaseosa contiene 5 moles de dióxido de carbono por cada 100 moles de monóxido de carbono, calcule: a) Las fracciones molares y las presiones parciales de los gases en el equilibrio. b) Los valores de Kc y Kp a esa temperatura. Dato: R = 0’082 atm·L·K−1·mol−1.

a) 048,0105

5

moles

molesx

tot

COCO

2

2=== ; 952,0

105

100

moles

molesx

tot

COCO ===

atm096,02048,0Pxp totCOCO 22=⋅=⋅= ; atm904,12952,0Pxp totCOCO =⋅=⋅=

b) 76,37096,0

904,1

p

pKp

2

CO

2CO

2

=== ;

76,37)873082,0(Kc)RT(KcKp 12n =⋅⋅=⋅= −∆ → 53,0Kc =

PRODUCTO DE SOLUBILIDAD E3A.S2010 Los productos de solubilidad del cloruro de plata y del fosfato de plata en agua son, respectivamente, 1’6·10−11 y 1’8·10−18. Razone: a) ¿Qué sal será más soluble en agua? b) ¿Cómo se modificará la solubilidad de ambas sales, si se añade a cada una de ellas nitrato de plata? a) A primera vista parece que el fosfato de plata es mas insoluble porque tiene un producto de solubilidad más pequeño, pero como no se disocian de la misma forma lo mejor es calcular la solubilidad de cada una de las sales:

AgCl ⇄ Ag+ + Cl− Concentrac. inic Sólido 0 0

Concentrac. eq. Sólido s s

[ ][ ] 11106,1ssCl AgK −−+ ⋅=⋅== de donde la solubilidad del AgCl es s = 4,0.10–6 moles/L.

Ag3PO4 ⇄ 3 Ag+ + PO43−

Concentrac. inic Sólido 0 0 Concentrac. eq. Sólido 3s s

[ ] [ ] 18334

3108,1s)s3(PO AgK −−+ ⋅=⋅==

de donde la solubilidad del Ag3PO4 es s = 1,6.10−5 moles/L. Como vemos es mayor que la solubilidad del cloruro de plata, así que el Ag3PO4 es más soluble. b) Si añadimos AgNO3, que es una sal muy soluble, es decir un electrolito fuerte, se disociará completamente aportando un ion común. Para que el producto de solubilidad de ambas sales se mantenga, tanto la [Cl–] como la [PO4

3–] deben disminuir. Por ejemplo, supongamos que añadimos AgNO3, de manera que la concentración sea 0,1M. Como se disocia completamente dará lugar a una [Ag+] = [NO3–] = 0,1M, y entonces despreciando la concentración de plata debida a la disolución de las sales porque es insignificante frente a la aportada por el nitrato de plata:

[ ][ ] [ ][ ] 11106,1Cl 1,0Cl AgK −−−+ ⋅=== → [ ] L/moles108,1Cl 10−− ⋅=

[ ] [ ] [ ] [ ] 1834

334

3108,1PO 1,0PO AgK −−−+ ⋅=== → [ ] L/moles108,1PO 153

4−− ⋅=

fíjate que, como ya adelantamos, disminuye la solubilidad de ambas sales, pero además en este caso ahora la sal más soluble es el cloruro de plata.

E1B.S2010 A 25 ºC la solubilidad del PbI2 en agua pura es 0’7 g/L. Calcule: a) El producto de solubilidad. b) La solubilidad del PbI2 a esa temperatura en una disolución 0’1 M de KI. Masas atómicas: I = 127; Pb = 207. a) Lo primero que debemos hacer es poner la solubilidad en moles/L PbI2 ⇄ Pb2+ + 2 I− Concentrac. inic Sólido 0 0 Concentrac. eq. Sólido s 2s

[ ][ ]22 I PbKs −+= antes de sustituir debemos poner la solubilidad en moles/litro. Como PmPbI2 es 461, y sabemos que M = g/L / Pm = 0,7 / 461 = 1,52.10−3 moles/L. Sustituyendo:

[ ][ ] 222 )s2 (sI PbKs == −+ = 1,52.10−3. (2.1,52.10−3)2 = 1,40.10−8 b)

• Al añadir KI se disociará completamente, porque es un electrolito fuerte, dando lugar a [K+] = [I–] = 0,1M y aportando yoduro como ion común.

• Despreciamos la concentración de yoduro debida a la disolución del precipitado frente a la cantidad aportada por el KI, así que la concentración [I–] = 0,1M

• Como el producto de solubilidad debe mantenerse constante (a menos que varíe la temperatura) debe disminuir la concentración del ion plomo.

[ ][ ] [ ] [ ] 82222 1040,11,0 PbI PbKs −+−+ ⋅=== → [ ] L/moles1040,1 Pb 62 −+ ⋅= Como puede verse en la estequiometría anterior, la concentración de ion plomo coincide con el valor de la solubilidad del PbI2, así que L/moles1040,1 s 6−⋅=

E4A.S2010 A 25 ºC el producto de solubilidad en agua del AgOH es 2·10−8. Para esa temperatura, calcule: a) La solubilidad del compuesto en g/L. b) La solubilidad del hidróxido de plata en una disolución de pH = 13. Masas atómicas: Ag = 108; O = 16; H = 1. a) AgOH ⇄ Ag+ + OH−

Concentrac. inic Sólido 0 0

Concentrac. eq. Sólido s s

[ ][ ] 8102ssOH AgK −−+ ⋅=⋅== de donde la solubilidad del AgOH es s = 1,4.10–4 moles/L. Para pasar la concentración a g/L, como sabemos, no hay más que multiplicar por el Pm del AgOH que es 125 g/mol, así s = 1,4.10–4 moles/L*125 g/mol = 0,0175 g/L b) Como veremos más adelante, una disolución de pH=13 es una disolución que contiene una concentración de iones hidroxilo [OH–]=0,1M. Despreciamos la concentración OH– debida a la disolución del hidróxido frente a la cantidad aportada por la disolución de pH=13, así que la concentración [OH–] = 0,1M El ion OH– al ser un ion común hará que la solubilidad del hidróxido disminuya para que se siga manteniendo el valor del producto de solubilidad, así que:

[ ][ ] [ ] [ ] 81021,0 AgOH AgKs −+−+ ⋅=== → [ ] L/moles102 Ag 7−+ ⋅= Como puede verse en la estequiometría anterior, la concentración de ion plata coincide con el valor de la solubilidad del AgOH, así que L/moles102 s 7−⋅= a) Calcular la solubilidad del PbF2 en agua. b) Hallar la solubilidad del PbF2 en una disolución 0,2 M de nitrato de plomo(II). Datos: Ks(PbF2) = 4·10−8 a) PbF2 ⇄ Pb2+ + 2 F– Concentrac. inic Sólido 0 0 Concentrac. eq. Sólido s 2s

[ ][ ]22 F PbKs −+= → [ ][ ] 82 104s2 sKs −⋅== → M1015,2s 3−⋅= b) el Pb(NO3)2 es muy soluble y se disolverá y se disociará en su totalidad, de manera que al final solo quedarán los iones: Pb(NO3)2 → Pb2+ + 2 NO3

– Concentrac. inic 0,2M 0 0

Concentrac. eq. 0 0,2 2*0,2

podemos suponer que prácticamente la totos los iones Pb2+ provienen del la disociación del Pb(NO3)2 y despreciaremos los que provienen de la disociación del PbF2 porque es muy insoluble, es decir que [Pb2+] = 0,2+s = 0,2M. Como la Ks sigue siendo igual, ya que siolo depende de la temperatura debe cumplirse que:

[ ][ ] 82 104s2 2,0Ks −⋅== → M102,2s 4−⋅= E4A.S2011 A cierta temperatura el producto de solubilidad en agua del AgI es 8’3·10–17. Para esa temperatura, calcule la solubilidad molar del compuesto en: a) Una disolución 0’1 M de AgNO3 b) Una disolución de ácido yodhídrico de pH = 2. En agua tendríamos: AgI ⇄ Ag+ + I−− Concentrac. inic Sólido 0 0 Concentrac. eq. Sólido s s

a) Como el nitrato de plata es una sal muy soluble se disociará completamente y [Ag+]=[NO3

–]=0,1M. Por tanto aporta ión plata como ión común. Entonces, de acuerdo a Le Chatelier la reaccioón se desplazará hacia la izquierda hasta alcanzar un nuevo equilibrio y podernos suponer (sin mucho error) que toda la concentración de plata proviene del AgNO3 En una disolución 0,1M de AgNO3 AgI ⇄ Ag+ + I−− Concentrac. eq. Sólido s+0,1 s

Ks = [Ag+][NO3–] = (s+0,1)*s ~ 0,1*s = 8’3·10–17 → s = 8’3·10–17 moles/L

b) Si el pH=2 → [H+]=10–2M . Como el ácido yodhídrico es fuerte estará totalmente disociado, quiere decir que [H+]=[I –]=10–2M. Por tanto lo que hace es aportar I– como ión común. De manera similar al apartado anterior podremos suponer que prácticamente todos los iones yoduro los aporta el ácido. Ahora tendremos que:

Ks = [Ag+][NO3–] = (s)*(s+10–2) ~ s*10–2 = 8’3·10–17 → s = 8’3·10–15 moles/L

E6B.S2011 A 25 ºC el producto de solubilidad del carbonato de plata en agua pura es 8’1·10–12. Calcule: a) La solubilidad molar del Ag2CO3 a 25 ºC. b) Los gramos de Ag2CO3 que podemos llegar a disolver en medio litro de agua a esa temperatura. Masas atómicas: Ag = 108; C = 12; O = 16. a) Ag2CO3 ⇄ 2 Ag+ + CO3

2−− Concentrac. inic Sólido 0 0 Concentrac. eq. Sólido 2s s

[ ] [ ] 12223

2 101,8s)s2(CO AgKs −−+ ⋅=== → s = 1,26.10–4 moles/L

b) Teniendo en cuenta que en 1 litro de agua pueden disolverse 1,26.10–4 moles, en medio litro, obviamente, habrá disueltos al mitad de moles, que en gramos son:

gr Ag2CO3 = moles*Pm = (1,26.10–4/2)*276 = 0,017 g Ag2CO3

EJERCICIOS PROPUESTOS EN SELECTIVIDAD CADA CURSO EQUILIBRIO QUÍMICO. CURSO 2010-2011 CINÉTICA 2011 E3B.S2011 La ecuación de velocidad v=k[NO]2[O2] corresponde a la reacción: 2 NO(g) + O2(g) → 2 NO2(g) Conteste razonadamente a las siguientes cuestiones: a) ¿Se puede considerar que, durante el transcurso de la reacción química, la velocidad de la reacción permanece constante? b) ¿Cuál es el orden total de la reacción? c) ¿Qué factores pueden modificar la velocidad de esta reacción?. a) De la ecuación se deduce que la velocidad (directa) depende de la concentración de los reactivos. A medida que transcurre la reacción van desapareciendo los reactivos y disminuyendo su concentración y por tanto la velocidad. (Simultáneamente van apareciendo productos con lo que la velocidad inversa va aumentando hasta llegar al equilibrio en el momento en que la velocidad directa e inversa se igualan). c) El orden de reacción es la suma de los órdenes de cada reactivo, que son los exponentes de las concentraciones en la ecuación de la velocidad: 2+1=3 c) Los factores de que depende la velocidad son (1) La naturaleza de los reactivos, (2) El estado de los reactivos, (3) Las concentraciones de reactivos, (4) La presión, (5) La temperatura y (6) La presencia de catalizador. En este caso solo tenemos posibilidad de variar los factures: concentración, presión y temperatura. EQUILIBRIOS 2011 E1A.S2011 Considere el siguiente sistema en equilibrio: 3O2(g) ⇄ 2O3(g) ∆Hº=284 kJ Razone cuál sería el efecto de: a) Aumentar la presión del sistema disminuyendo el volumen. b) Añadir O2 a la mezcla en equilibrio. c) Disminuir la temperatura. E2A.S2011 La descomposición del HgO sólido a 420 ºC se produce según 2 HgO(s) ⇄ 2Hg(s) +O2(g) En un matraz en el que previamente se ha hecho el vacío, se introduce una cierta cantidad de HgO y se calienta a 420 ºC. Sabiendo que la presión total en el equilibrio es 0’510 atmósferas, calcule: a) El valor de las constantes Kc y Kp a esa temperatura. b) La cantidad de HgO expresada en gramos que se ha descompuesto si el matraz tiene una capacidad de 5 litros. Datos: R = 0’082 atm·L·K−1·mol−1. Masas atómicas: Hg = 200’6; O = 16. E3B.S2011 Cuando se mezclan 0’40 moles de gas xenón con 0’80 moles de gas flúor en un recipiente de 2 litros a cierta temperatura, se observa que el 60 % del xenón reacciona con el flúor formando XeF4 gaseoso. a) Calcule el valor de Kc a esa temperatura, para la reacción: Xe(g) + 2F2(g) ⇄ XeF4(g)

b) ¿Cuántos moles de F2 se deben añadir a la cantidad inicial para que la conversión sea del 75 %?. E5A.S2011 Al calentar yodo en una atmósfera de dióxido de carbono, se produce monóxido de carbono y pentóxido de diyodo: I2(g) + 5CO2(g) ⇄ 5CO(g) + I2O5(s) ∆H= 1175 kJ Justifique el efecto que tendrán los cambios que se proponen: a) Disminución del volumen sobre el valor de la constante Kc b) Adición de I2 sobre la cantidad de CO c) Reducción de la temperatura sobre la cantidad de CO2. E5B.S2011 En un recipiente de 2 L se introducen 2’1 mol de CO2 y 1’6 mol de H2 y se calienta a 1800 ºC. Una vez alcanzado el siguiente equilibrio: CO2(g) + H2(g) ⇄ CO(g) + H2O(g) Se analiza la mezcla y se encuentra que hay 0’9 mol de CO2. Calcule: a) La concentración de cada especie en el equilibrio. b) El valor de las constantes Kc y Kp a esa temperatura. E6B.S2011 En un recipiente de 1L de capacidad, en el que previamente se ha hecho el vacío, se introducen 0’1 mol de SbCl3, 0’1 mol de Cl2 y 1 mol de SbCl5. A 200 ºC se establece el equilibrio: SbCl5(g) ⇄ SbCl3(g) + Cl2(g) Sabiendo que a esa temperatura Kc vale 2’2·10−2: a) Determine si el sistema está en equilibrio y, si no lo está, el sentido en el que va a evolucionar. b) La composición del sistema en equilibrio. SOLUBILIDAD 2011 E1B.S2011 A 25 ºC el producto de solubilidad del carbonato de plata en agua pura es 8’1·10−12. Calcule: a) La solubilidad molar del Ag2CO3 a 25 ºC. b) Los gramos de Ag2CO3 que podemos llegar a disolver en medio litro de agua a esa temperatura. Masas atómicas: Ag = 108; C = 12; O = 16. E3A.S2011 El hidróxido de magnesio es un compuesto poco soluble en agua. a) Escriba la expresión del producto de solubilidad del compuesto. b) Deduzca la expresión que relaciona la solubilidad con el producto de solubilidad del compuesto. c) Justifique cómo se modificará la solubilidad si se añade una cierta cantidad de hidróxido de sodio. E4A.S2011 A cierta temperatura el producto de solubilidad en agua del AgI es 8’3·10−17. Para esa temperatura, calcule la solubilidad molar del compuesto en: a) Una disolución 0’1 M de AgNO3 b) Una disolución de ácido yodhídrico de pH = 2. E6A.S2011

Se dispone de una disolución acuosa saturada de Ag2CrO4 con una pequeña cantidad de precipitado en el fondo. Razone cómo afecta a la cantidad de precipitado la adición de: a) Agua. b) Una disolución acuosa de cromato de sodio. c) Una disolución acuosa de nitrato de plata. EQUILIBRIO QUÍMICO. CURSO 2011-2012 CINÉTICA 2012 E3B.S2012 3.- En una reacción endotérmica: a) Dibuja el diagrama entálpico de la reacción. b) ¿Cuál es mayor, la energía de activación directa o la inversa? c) ¿Cómo afectará al diagrama anterior la adición de un catalizador? a) b) La energía de activación directa es mayor que la inversa c) (1) Los catalizadores no afectan a la variación de entalpía ni de ninguna otra función de estado (como la entropía, energía libre, etc). No obstante, los catalizadores disminuyen la energía de activación, por eso aumentan la velocidad de reacción. Los catalizadores negativos o venenos aumentan la energía de activación y hacen justo lo contrario. EQUILIBRIOS 2012 E1A.S2012 3.- Dado el sistema de equilibrio representado por la siguiente ecuación:

NH4HS (s) ⇄ NH3 (g) + H2S (g) Indique, razonadamente, cómo varían las concentraciones de las especies participantes en la reacción en cada uno de los siguientes casos, manteniendo la temperatura y el volumen del reactor constante: a) Se añade una cantidad de NH4HS (s). b) Se añade una cantidad de NH3 (g). c) Se elimina una cantidad de H2S (g). Si se mantiene constante la temperatura ⇒ no varía la constante de equilibrio K=[NH3][H2S] a) No pasa nada porque NH4OH es un sólido b) Si añadimos NH3 y el volumen no cambia ⇒ [NH3] ↑ ⇒ [H2S] ↓ para mantener la constante de equilibrio, o lo que es igual, de acuerdo con la ley de Le Chatelier, la reacción se desplaza hacia la izquierda hasta restablecer de nuevo el equilibrio. c) Similar al apartado anterior: [H2S] ↓ ⇒ [NH3] ↑. La reacción evoluciona hacia la derecha hasta restablecer de nuevo el equilibrio E2A.S2012 6.- A la temperatura de 60 ºC la constante de equilibrio para la reacción de disociación: N2O4 (g) ⇄ 2 NO2 (g) Kp= 2’49. Determine: a) El valor de Kc. b) El grado de disociación del citado compuesto a la misma temperatura cuando la presión del recipiente es de 1 atm. Datos: R=0’082 atm·L·K−1·mol−1. a) Kp=Kc·(RT)∆n ; 2,49=Kc·(0,082·333)2−1 ⇒ Kc = 0,091

b) N2O4(g) ⇄ 2 NO2(g) moles iniciales no 0

moles en el eq. no – noα 2 noα → ntotal = no(1+α)

Pi=xi·PTot 1)1(n

)1(n

o

o ⋅α+α−

1)1(n

n2

o

o ⋅α+

α

( )49,2

1

4

p

pKp

2

2

11

12

4O2N

22NO

2

=α−

α===α+α−

α+α

→ α = 0,619 o bien 61,9%

E3B.S2012 6.- En un recipiente que tiene una capacidad de 4L, se introducen 5 moles de COBr2 (g) y se calienta hasta una temperatura de 350 K. Si la constante de disociación del COBr2 (g) para dar CO (g) y Br2 (g) es Kc = 0’190. Determine: a) El grado de disociación y la concentración de las especies en equilibrio. b) A continuación, a la misma temperatura, se añaden 4 moles de CO al sistema. Determine la nueva concentración de todas las especies una vez alcanzado el equilibrio. a) COBr2(g) ⇄ CO(g) + Br2(g)

moles iniciales no=5 − − moles en el eq. 5 – 5α 5α 5α → ntotal = 5(1+α) conc. en el eq. 5(1–α)/4 5α/4 5α/4

190,04/)1(5

4/5*4/5

]COBr[

]Br][CO[Kc

2

2 =α−

αα== ⇒ α = 0,321

b) COBr2(g) ⇄ CO(g) + Br2(g)

moles iniciales 5(1−0,321) 5*0,321+4 5*0,321 3,395 5,605 1,605 Como la reacción ya estaba en equilibrio, al añadir uno de los productos se rompe el equilibrio y, de acuerdo con la Ley de Lechatelier, el equilibrio evoluciona hacia la izquierda, por tanto: moles en el eq 3,395+x 5,605−x 1,605−x

conc. en el eq. (3,395+x)/4 (5,605−x)/4 (1,605−x)/4

190,04/)x395,3(

4/)x605,1(*4/)x605,5(

]COBr[

]Br][CO[Kc

2

2 =+

−−== ⇒ x = 0,91 moles

[COBr2]= (3,395+0,91)/4 = 1,07M [CO] = (5,605−0,91)/4 = 1,17M [Br2] = (1,605−0,91)/4 = 0,17M E5A.S2012 3.- El metanol se prepara industrialmente según el proceso siguiente:

CO (g) + 2H2 (g) ⇄ CH3OH (g) ∆H° < 0 Razona como afecta al rendimiento de la reacción: a) Aumentar la temperatura. b) Retirar del reactor el CH3OH (g). c) Aumentar la presión.

a) Empeora: Al ser negativa la variación de entalpía → la reacción es exotérmica → desprende calor. Al aumentar la temperatura, de acuerdo con el principio de Le Chatelier, la reacción evoluciona hacia el lado en que absorba calor, por tanto hacia la izquierda. b) Mejora: Al retirar uno de los productos, de acuerdo con el principio de Le Chatelier, la reacción evoluciona hacia el lado en que lo reponga, es decir hacia la derecha. c) Mejora: Al aumentar la presión, de acuerdo con el principio de Le Chatelier, la reacción evoluciona hacia el lado en que ocupe menos volumen, o sea, hacia el lado en que haya menos moles de gases, es decir hacia la derecha. E5B.S2012 6.- El cianuro de amonio se descompone según el equilibrio:

NH4CN (s) ⇄ NH3(g) + HCN(g) Cuando se introduce una cantidad de cianuro de amonio en un recipiente de 2 L en el que previamente se ha hecho el vacío, se descompone en parte y cuando se alcanza el equilibrio a la temperatura de 11 ºC la presión es de 0’3 atm. Calcule: a) Los valores de Kc y Kp para dicho equilibrio. b) La cantidad máxima de cianuro de amonio que puede descomponerse a 11 ºC en un recipiente de 2L. Datos: R=0’082 atm·L·K−1·mol−1. Masas atómicas: H = 1; C = 12; N = 14. a) NH4CN (s) ⇄ NH3(g) + HCN(g) moles eq sólido x x=0,0127 nTot=2x ⇒ PTotV=nTotRT ⇒ x=0,0127moles conc eq. sólido x/V x/V=0,0064M Pi=xi·PTot −− (x/2x)PTot (x/2x)PTot=0,15atm Kc=[NH3][HCN]=0,0064·0,0064=4,1·10−5 Kp=pNH3·pHCN=0,15·0,15=2,25·10−2; también Kp=Kc(RT)∆n, donde ∆n=2 b) Los moles de NH4CN que se descomponen = x ⇒ g=moles·Pm=0,0127·44=0,559 g NH4CN E6B.S2012 5.- En una vasija de 10 L mantenida a 270 ºC y previamente evacuada se introducen 2’5 moles de pentacloruro de fósforo y se cierra herméticamente. La presión en el interior comienza entonces a elevarse debido a la disociación térmica del pentacloruro:

PCl5(g) ⇄ PCl3(g) + Cl2(g) Cuando se alcanza el equilibrio la presión es de 15’6 atm. a) Calcule el número de moles de cada especie en el equilibrio. b) Obtenga los valores de Kc y Kp. Datos: R=0’082 atm·L·K−1·mol−1. PCl5(g) ⇄ PCl3(g) + Cl2(g) moles iniciales 2,5 − − moles en el eq. 2,5 – x x x → ntotal = 2,5+x Ptot.V=ntot·RT 15,6*19=(2,5+x)*0,082*543 x=1mol moles en el eq. 1,5moles 1mol 1mol conc. en el eq. 0,15M 0,1M 0,1M

067,015,0

1,0*1,0

]PCl[

]Cl][PCl[Kc

5

23 ===

Kp = Kc·(RT)∆n = 0,067*(0,082*543)2−1 = 2,97

SOLUBILIDAD 2012 E1B.S2012 5.- El pH de una disolución saturada de Mg(OH)2 en agua pura, a una cierta temperatura es de 10’38. a) ¿Cuál es la solubilidad molar del hidróxido de magnesio a esa temperatura? Calcule el producto de solubilidad. b) ¿Cuál es la solubilidad del hidróxido de magnesio en una disolución 0’01M de hidróxido de sodio? a) pH=10,38 ⇒ pOH=14−10,38=3,62 ⇒ [OH−]=2,4·10−4M Mg(OH)2 ⇄ Mg2+ + 2 OH− Conc. eq. Sólido s 2s = 2,4·10−4M la solubilidad es: s=1,2·10−4M el producto de solubilidad es: Ks=[Mg2+][OH−]2=s·(2s)2=6,9·10−12. b) El NaOH es electrolito fuerte ⇒ aportará [OH−]=0,01M Mg(OH)2 ⇄ Mg2+ + 2 OH− Conc. eq. Sólido s 2s + 0,01 ≈ 0,01M Ks=[Mg2+][OH−]2=s·(0,01)2=6,9·10−12 ⇒ s=6,9·10−8M E3A.S2012 3.- A 25ºC la constante del equilibrio de solubilidad del Mg(OH)2 sólido es, Ks = 3’4·10−11. a) Establezca la relación que existe entre la constante Ks y la solubilidad (s) del Mg(OH)2. b) Explique, razonadamente, cómo se podría disolver, a 25 ºC y mediante procedimientos químicos un precipitado de Mg(OH)2. c) ¿Qué efecto tendría sobre la solubilidad del Mg(OH)2 a 25 ºC la adición de cloruro de magnesio? Razone la respuesta. Mg(OH)2 → Mg2+ + 2 OH− a) Ks = [Mg2+][OH−]2 = s·(2s)2 → Ks = 4s3 b) Añadiendo un ácido conseguiremos disminuir la concentración de OH− y, de acuerdo el principio de Le Chatelier, hacemos más soluble al Mg(OH)2. c) Al agregar MgCl2, sal soluble, estaríamos aumentando la concentración de Mg2+, que al ser un ión común, de acuerdo con el principio de Le Chatelier, desplazaría el equilibrio hacia la izquierda, haciéndolo más insoluble. E4A.S2012 6.- En diversos países la fluoración del agua de consumo humano es utilizada para prevenir caries. a) Si el producto de solubilidad Ks del CaF2 es 1’0·10−10 ¿cuál es la solubilidad de una disolución saturada de CaF2? b) ¿Qué cantidad en gramos de NaF hay que añadir a un litro de una disolución acuosa que contiene 20 mg de Ca2+ para que empiece a precipitar CaF2? Masas atómicas: F=19; Na= 23; Ca=40. a) CaF2 ⇄ Ca2+ + 2 F− Concentrac. eq. sólido s 2s

[ ][ ] 10222 100,1)s2(sF CaKs −−+ ⋅=⋅== ⇒ solubilidad del CaF2 es s = 2,92.10−4 moles/L.

b) La precipitación comienza cuando [ ][ ] KsF Ca22 ≥−+ . Teniendo en cuenta que

[ ] L/mol105mol/g 40

L/g 02,0Ca 42 −+ ⋅== , tenemos que la precipitación comienza cuando la

concentración de ion fluoruro es [ ]2410 F 105100,1 −−− ⋅=⋅ ⇒ [F−]=4,47.10−4 mol/L El NaF es un electrolito muy fuerte, y por tanto muy soluble. Teniendo en cuenta que se disocia según NaF → Na+ + F−, tenemos que la concentración de fluoruro final coincide con la inicial de NaF, por tanto, [NaF]= 4,47.10−4 mol/L. El número de gramos en 1L será: gNaF = 4,47.10−4 *42 = 0,019 gr NaF E6A.S2012 3.- En un vaso de agua se pone una cierta cantidad de una sal poco soluble, de fórmula general AB3, y no se disuelve completamente. El producto de solubilidad de la sal es Ks: a) Deduzca la expresión que relaciona la concentración molar de A3+ con el producto de solubilidad de la sal. b) Si se añade una cantidad de sal muy soluble CB2. Indique, razonadamente, la variación que se produce en la solubilidad de la sal AB3. c) Si B es el ion OH¯ ¿Cómo influye la disminución del pH en la solubilidad del compuesto? a) AB3 ⇄ A3+ + 3B−

sólido s 3s ⇒ Ks=[A3+][B−]3=s·(3s)3=27s4 ⇒ [A3+]=s=4 27/Ks b) Al añadir la sal muy soluble CB2 → C2+ + 2B− la concentración de B− será doble que la inicial de la sal ⇒ aporta una concentración muy grande de un ion común (tanto que [B−]=3s+2·csal≈ 2·csal) y de acuerdo con el principio de Le Chatelier la reacción evolucionará hacia la formación de precipitado haciendo que la sal sea mucho menos soluble hasta restablecer un nuevo equilibrio. (La solubilidad ahora sería Ks=[A3+][B−]3=s*(2·csal)

3 ⇒ s=Ks/8·c3sal) c) A(OH)3 ⇄ A3+ + 3OH− Disminuir el pH significa hacerlo más ácido añadiendo propones. Los H+ reaccionarán con los OH− dando agua y el equilibrio, de acuerdo con Le Chatelier, se desplazará hacia la derecha para reponer los OH− ⇒ la sal será más soluble. EQUILIBRIO QUÍMICO. CURSO 2012-2013 CINÉTICA 2013 E3B.S2013 3.- Para la reacción A(g) → B(g) + C(g) el valor de la constante de velocidad a una cierta temperatura es 1,5·10−3 L·mol−1·s−1. a) ¿Cuál es el orden de la reacción? b) ¿Cuál es la ecuación de velocidad? c) A esa misma temperatura, ¿cuál será la velocidad de la reacción cuando la concentración de A sea 0,242 M?

a) v=k[A]α ⇒ ponemos las unidades de v, k y [A] ⇒ =s

L/mol L·mol−1·s−1*

α

L

mol ⇒ α=2

b) v=1,5·10−3[A] 2 c) v=1,5·10−3[0,242]2 = 8,78·10−5 mol/L·s EQUILIBRIOS 2013 E1A.S2013

3.- Para la siguiente reacción en equilibrio: 2 BaO2(s) ⇄ 2 BaO(s) + O2(g) ∆H > 0 a) Escriba la expresión de las constantes de equilibrio Kc y Kp. b) Justifique en qué sentido se desplazará el equilibrio si se eleva la temperatura. c) Justifique cómo evoluciona el equilibrio si se eleva la presión a temperatura constante. a) Puesto que el peróxido de bario y óxido de bario son sólidos, sus concentraciones pueden considerarse prácticamente constantes (igual a sus densidades) e incluirse en la constante de equilibrio, de forma que las constantes para la reacción serían: Kc=[O2]; Kp=pO2 b) Puesto que la reacción es endotérmica (porque la variación de entalpía es positiva), al aumentar la temperatura la reacción evolucionará hacia la derecha para absolver calor hasta alcanzar un nuevo equilibrio, favoreciéndose la descomposición del peróxido de bario. c) Un aumento de la presión hará que la reacción evolucione hacia la izquierda para favorecer la disminución de volumen ya que único gas en el equilibrio es el oxígeno. E2A.S2013 6.- A 473 K y 2 atm de presión total, el PCl5 se disocia en un 50% en PCl3 y Cl2. Calcule: a) Las presiones parciales de cada gas en el equilibrio. b) Las constantes Kc y Kp. Dato: R = 0,082 atm·L·mol−1·K−1. a) PCl5(g) ⇄ PCl3(g) + Cl2(g) moles inic n − − moles eq n−nα nα nα ntot(gases)=n(1+α); α=0,5 conc.eq. n(1−α)/V nα/V nα/V

pres.parc (pi=xiP) P1

1

α+α−

P1 α+

α P

1 α+α

P=2atm

sustituyendo α y P 0,667atm 0,667atm 0,667atm

667,0667,0

667,0667,0

p

ppKp

5PCl

2Cl3PCl =⋅=⋅

=

b) Kp=Kc·(RT)∆n donde ∆n=2−1=1 ⇒ Kc=0,011 E3B.S2013 6.- A 350 K la constante de equilibrio Kc de la reacción de descomposición del bromuro de carbonilo vale 0,205: COBr2(g) ⇄ CO(g) + Br2(g). Si en un recipiente de 3 L se introducen 3,75 mol de bromuro de carbonilo y se calienta hasta alcanzar esa temperatura: a) ¿Cuáles son las concentraciones de todas las especies en equilibrio? b) ¿Cuál es el grado de disociación del bromuro de carbonilo en esas condiciones? a) COBr2(g) ⇄ CO(g) + Br2(g) moles inic n =3,75 − − moles eq n−x x x ntot(gases)=n+x conc.eq. (n−x)/3 x/3 x/3

205,03/)x75,3(

3/x3/x

]COBr[

]Br[]CO[Kc

2

2 =−⋅=

⋅= ⇒ x=1,242moles

[CO]=[Br2]=x/3=0,414moles/L [COBr2]=(3,75−x)/3=0,836moles/L b) x=nα ⇒ 1,242=3,75*α ⇒ α=0,3312=33,12%

E5A.S2013 3.- A 298 K se establece el siguiente equilibrio químico: 2 NO(g) + O2(g) ⇄ 2 NO2(g) ∆H < 0. Razone la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones: a) La relación entre Kc y Kp es Kp = Kc·R·T. b) Si se aumenta la temperatura Kc aumenta. c) El equilibrio se puede desplazar en el sentido de los productos con la adición de un catalizador adecuado. a) Falso. Kp=Kc·(RT)∆n; para ese equilibrio ∆n=2−3 ⇒Kp=Kc/RT b) Falso. Al tratarse de una reacción exotérmica el aumento de la temperatura disminuye Kc porque disminuye la concentración de productos y aumenta la de reactivos. c) El catalizador no modifica el equilibrio. Solamente influye en la velocidad con que se llega al equilibrio. E5B.S2013 6.- Se introduce una cantidad de NaHCO3 sólido en un recipiente de 2 L a 100ºC y se establece el siguiente equilibrio: 2 NaHCO3(s) ⇄ Na2CO3(s) + H2O(g) + CO2(g). Si el valor de Kp a esa temperatura es 0,231, calcule: a) La presión de CO2 y los gramos de carbonato de sodio en el equilibrio. b) Las concentraciones de las especies gaseosas en el equilibrio, al añadir al equilibrio anterior 0,01 mol de gas CO2. Datos: R = 0,082 atm·L·mol−1·K−1. Masas atómicas C =12; H = 1; O = 16; Na = 23. a) Kp=pH2O·pCO2 = 0,231 = p2 ⇒ pH2O = pCO2 = 0,481 atm a) 2 NaHCO3(s) ⇄ Na2CO3(s) + H2O(g) + CO2(g) moles inic 2n − − 0,01 moles eq 2n−x x x x+0,01 ntot(gases)=2x+0,01 conc.eq. sólido sólido x/V x+0,01/V Kp = Kc·(RT)∆n ⇒ 0,231=Kc·(0,082·373)2 ⇒ Kc=2,47·10−4 Kc = [H2O][CO2] = [x/2][(x+0,01)/2] = 2,47·10−4 ⇒ x=2,68·10−2 moles [H2O] = x/2 = 1,34·10−2 mol/L [CO2] = (x+0,01)/2 = 1,84·10−2 mol/L NOTA: Te habrás dado cuenta de que los 0,01 moles de de CO2 los hemos puesto de primeras en lugar de añadirlos una vez alcanzado el equilibrio. El resultado final es exactamente el mismo, aunque no el planteamiento. Para que lo veas, vamos a resolverlo, ahora, añadiendo los 0,01 moles de de CO2 una vez alcanzado el equilibrio. En tal caso lo primero que debemos hacer es calcular los moles de cada gas en el equilibrio: PV=nRT ⇒ aplicado al vapor de agua y al CO2 tenemos: a) 2 NaHCO3(s) ⇄ Na2CO3(s) + H2O(g) + CO2(g) moles 1ereq. 2n z 0,031 0,031 moles inic (*) 2n z 0,031 0,031+0,01 moles eq 2n+x z−x 0,031−x 0,031+0,01−x conc.eq. sólido sólido (0,031−x)/V (0,031+0,01−x)/V (*) De acuerdo con el P. de Le Chatelier, si una vez alcanzado el equilibrio añadimos una cantidad de CO2 el sistema se desplaza hacia la izquierda hasta alcanzar un nuevo equilibrio Kp = Kc·(RT)∆n ⇒ 0,231=Kc·(0,082·373)2 ⇒ Kc=2,47·10−4 Kc = [H2O][CO2] = [(0,031−x)/2][(0,041−x)/2] = 2,47·10−4 ⇒ x=4,2·10−3 moles [H2O] = (0,031−x)/2 = 1,34·10−2 mol/L [CO2] = (0,041−x)/2 = 1,84·10−2 mol/L

E6B.S2013 5.- Una mezcla gaseosa de 1 L, constituida inicialmente por 7,94 mol de gas dihidrógeno (H2) y 5,30 mol de gas diyodo (I2), se calienta a 445 ºC, formándose en el equilibrio 9,52 mol de yoduro de hidrógeno gaseoso. a) Calcule el valor de la constante de equilibrio Kc, a dicha temperatura. b) Si hubiésemos partido de 4 mol de gas dihidrógeno y 2 mol de gas diyodo, ¿cuántos moles de yoduro de hidrógeno gaseoso habría en el equilibrio? a) H2(g) + I2(g) ⇄ 2HI(g) moles inic 9,74 5,30 moles eq 9,74–x 5,30–x 2x = 9,52 ⇒ x=4,76moles conc.eq. 3,18/1 0,54/1 9,52/1

78,52]1/54,0[]1/18,3[

]1/52,9[

]I[]H[

]HI[Kc

2

22

2

=⋅

=⋅

=

b) H2(g) + I2(g) ⇄ 2HI(g) moles inic 4 2 moles eq 4–x 2–x 2x conc.eq. (4–x)/1 (2–x)/1 2x/1

78,52]1/)x2[(]1/)x4[(

]1/x2[

]I[]H[

]HI[Kc

2

22

2

=−⋅−

=⋅

= ⇒ x=1,87moles

[HI] = 2x/1 = 3,74 moles/L SOLUBILIDAD 2013 E1B.S2013 5.- A 25ºC el producto de solubilidad del MgF2 es 8·10−8. a) ¿Cuántos gramos de MgF2 pueden disolverse en 250 mL de agua? b) ¿Cuántos gramos de MgF2 se disuelven en 250 mL de disolución 0,1 M de Mg(NO3)2? Datos: Masas atómicas Mg = 24; F = 19. a) MgF2 ⇄ Mg2+ + 2F– ⇒ Ks = [Mg2+][F–]2 = s·(2s)2 = 8·10–8 ⇒ s = 2,71·10–3 moles/L grMgF2 disueltos en 250mL serán = M*V*Pm = 2,71·10–3*0,250*62 = 0,042 g MgF2 b) Mg(NO3)2 es electrolito fuerte ⇒ [Mg2+]=0,1M; [NO3

–]=0,2M Ks = [Mg2+][F–]2 = (0,1+s)·(2s)2 ≈ 0,1·(2s)2 = 8·10–8 ⇒ s = 4,47·10–4 moles/L grMgF2 disueltos en 250mL serán = M*V*Pm = 4,47·10–4*0,250*62 = 0,069 g MgF2 E3A.S2013 3.- Justifique la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones: a) Como el producto de solubilidad del cloruro de plata es 2,8·10−10, la solubilidad en agua de esta sal es 3·10−3 M. b) En toda disolución saturada de hidróxido de magnesio se cumple: [OH–][Mg2+]2=KS c) Todos los hidróxidos poco solubles se hacen aún más insolubles en medio básico. a) Falso: Ks = [Ag+]·[Cl–] = s·s = 2,8·10–10 ⇒ s = 1,67·10–5 M b) Falso: es [OH–]2[Mg2+]=KS c) Verdad. MOH ⇄ M+ + OH– Al aumentar [OH–], que es un ión común, de acuerdo con el principio de Le Chatelier el sistema se desplaza hacia el precipitado hasta alcanzar un nuevo equilibrio E4A.S2013 6.- Una disolución saturada de hidróxido de calcio a 25ºC contiene 0,296 gramos de Ca(OH)2 por cada 200 mL de disolución. Determine:

a) El producto de solubilidad del Ca(OH)2 a 25ºC. b) La concentración del ión Ca2+ y el pH de la disolución. Datos: Masas atómicas Ca = 40; O = 16; H = 1. a) MCa(OH)2=moles/L=(0,296/74)/0,200=0,02M Ca(OH)2 ⇄ Ca2+ + OH– ⇒ Ks = [Ca2+]·[OH–]2 = s·(2s)2 = 0,02·(2*0,02)2 = 3,2·10–5 b) [Ca2+] = 0,02M [OH–] = 2*0,02 = 0,04M ⇒ pOH = –1,4 ⇒ pH = 12,6 E6A.S2013 3.- Escriba la ecuación que relaciona la solubilidad (s) del Ag2S con el producto de solubilidad (Ks) en los siguientes casos: a) En agua pura. b) En una disolución acuosa 0,2 M de AgNO3 totalmente disociado. c) En una disolución acuosa 0,03 M de BaS totalmente disociado. a) Ag2S ⇄ 2Ag+ + S2– ⇒ Ks = [Ag+]2[S2–] = (2s)2·s = 4s3 b) MAgNO3 = 0,2M ⇒ [Ag+]=[NO3–]=0,2M Ks = [Ag+]2[S2–] = (2s+0,2)2·s ≈ 0,22·s = 0,04s c) MBaS = 0,03M ⇒ [Ba2+]=[S2–]=0,03M Ks = [Ag+]2[S2–] = (2s)2·(s+0,03) ≈ (2s)2·0,03 = 0,12s2 EQUILIBRIO QUÍMICO. CURSO 2013-2014 CINÉTICA 2014 E3A.S2014 3.- La ecuación de velocidad de cierta reacción es v = k·[A]2·[B]. Razone si las siguientes proposiciones son verdaderas o falsas: a) La unidad de la constante de velocidad es mol–1·L·s. b) Si se duplican las concentraciones de A y B, en igualdad de condiciones, la velocidad de reacción será ocho veces mayor. c) Si se disminuye el volumen a la mitad, la velocidad de reacción será ocho veces mayor.

Sol. a) Falso.

=⋅ L

mol

L

molk

sL

mol2

→ 122 smolLk −−=

b) Verdad. Si llamamos [A]=x, [B]=y, resulta que k·(2x)2(2y)=8k· (x)2(y)=8v c) Verdad. Si se disminuye el volumen a la mitad estamos amentando su concentración al doble, con lo que sería la misma situación del apartado b). EQUILIBRIOS 2014 E1A.S2014 J 3.- En el equilibrio: C (s) + 2H2 (g) ⇌ CH4 (g) ∆Hº= −75 kJ. Prediga, razonadamente, cómo se modificará el equilibrio cuando se realicen los siguientes cambios: a) Una disminución de la temperatura. b) La adición de C(s). c) Una disminución de la presión de H2, manteniendo la temperatura constante. Sol. a) ∆H<0 → reacción exotérmica → una diminución de Tª desplaza el equilibrio hacia los productos (derecha). b) La adición de un sólido prácticamente no tiene ningún efecto sobre el equilibrio. La constante no depende de la concentración de sólidos ni de líquidos puros: Kc=[CH4]/[H2]

2. c) Si se tratase de una disminución de la presión Total entonces, de acuerdo con Le

Chatelier, la reacción se desplazaría hacia donde hay más moles de gases hasta alcanzar un nuevo equilibrio. Sin embargo, en este caso solamente se disminuye la presión parcial de uno de los gases, lo que equivale a disminuir su concentración: PH2V=nH2RT → como n/V=concentración → PH2=[H2]·RT → al disminuir PH2 estamos disminuyendo la concentración de H2, por tanto el sistema se desplazaría hacia los reactivos hasta alcanzar un nuevo equilibrio. E2A.S2014 6.- Cuando el óxido de mercurio (sólido) se calienta en un recipiente cerrado en el que se ha hecho el vacío, se disocia reversiblemente en vapor de Hg y O2 hasta alcanzar una presión total que en el equilibrio a 380ºC vale 141 mmHg, según 2HgO (s) ⇌ 2Hg (g) + O2 (g) . Calcule: a) Las presiones parciales de cada componente en el equilibrio. b) El valor de Kp. a) 2 HgO(s) ⇄ 2Hg(g) + O2(g) moles inic n − − moles eq n−2x 2x x ntot(gases)=3x conc.eq. constante 2x/V x/V pres.parc (pi=xiP) − (2x/3x)P (x/3x)P P=141mmHg (*) pres.parc (pi=ciRT) − (2x/V)RT (x/V)RT (*) pHg=(2/3)P=94mmHg; pO2=(1/3)P=47mmHg; b) Kp=(pHg)2(pO2)=9,46·10–4 (previamente las presiones se han pasado a atmósferas) E3B.S2014 6.- El cianuro de amonio, a 11ºC, se descompone según: NH4CN (s) ⇌ NH3 (g) + HCN (g). En un recipiente de 2 litros de capacidad, en el que previamente se ha hecho el vacío, se introduce una cierta cantidad de cianuro de amonio y se calienta a 11ºC. Cuando se alcanza el equilibrio, la presión total es de 0,3 atm. Calcule: a) Kc y Kp. b) La masa de cianuro de amonio que se descompondrá en las condiciones anteriores. Datos: Masas atómicas N = 14; C=12; H=1. R = 0,082 atm·L·moI–1·K–1. a) NH4CN (s) ⇌ NH3 (g) + HCN (g). moles inic n − − moles eq n−x x x ntot(gases)=2x conc.eq. constante x/V x/V pres.parc (pi=xiP) − (x/2x)P (x/2x)P P=0,3atm (*) pres.parc (pi=ciRT) − (x/V)RT (x/V)RT (*) pNH3=pHCN=0,15atm; Kp= pNH3*pHCN =2,25·10–2; Kp=Kc·(RT)∆n → Kc=4,15·10–5 b) los moles que se descomponen de la sal son iguales a los que se han formado de NH3 e igual a

los de HCN: [NH3]=[HCN]= Kc =6,44·10–3moles/L → Como el recipiente tiene 2L, en el equilibrio hay 0,01288 moles de NH3 y los mismos de HCN y serán igual a los moles de NH4CN que se han descompuesto → gNH4CN descompuesto=moles·Pm= 0,567 g NH4CN E5A.S2014 3.- Dada la reacción: 4NH3 (g) + 3O2 (g) ⇌ 2N2 (g) + 6H2O (l) ∆Hº= −80,4 kJ. Razone: a) Cómo tendría que modificarse la temperatura para aumentar la proporción de nitrógeno molecular en la mezcla. b) Cómo influiría en el equilibrio la inyección de oxígeno molecular en el reactor en el que se encuentra la mezcla. c) Cómo tendría que modificarse la presión para aumentar la cantidad de NH3 en la mezcla.

Sol: a) disminuir Tª; b) hacia la derecha; c) disminuir P. E1A.S2014 6.- En una cámara de vacío y a 448ºC se hacen reaccionar 0,5 moles de I2 (g) y 0,5 moles de H2 (g). Si la capacidad de la cámara es de 10 litros y el valor de Kc a dicha temperatura es de 50, determine para la reacción: H2 (g) + I2 (g) ⇌ 2HI (g). a) El valor de Kp. b) Presión total y presiones parciales de cada gas en el interior de la cámara, una vez alcanzado el equilibrio. Dato: R = 0,082 atm·L·mol–1·K–1. Sol. a) Kp=Kc·(RT)∆n=50·(0,082·721)−1=0,8457 b) H2 (g) + I2 (g) ⇌ 2HI (g); moles eq 0,5−x 0,5−x 2x ntot=1 PtotV=ntotRT → Ptot=5,9122atm concentr.eq 0,5−x/10 0,5−x/10 2x/10

5010/)x5,0(10/)x5,0(

)10/x2(

]I][H[

]HI[Kc

2

22

2

=−⋅−

==

x=0,3898 frac.molar xi=ni/ntot 0,5−x/1 0,5−x/1 2x/1 pres.parcial pi=Pxi 0,652 0,652 4,609 atm

Comprobación 8457,0pp

pKp

2I2H

2HI ==

E6B.S2014 5.- El fosgeno es un gas venenoso que se descompone según la reacción: COCl2 (g) ⇌ CO (g) + Cl2 (g). A la temperatura de 900ºC el valor de la constante Kc para el proceso anterior de 0,083. Si en un recipiente de 2 L se introducen, a la temperatura indicada, 0,4 mol de COCl2, calcule: a) Las concentraciones de todas las especies en equilibrio. b) El grado de disociación del fosgeno en esas condiciones. Sol: a) [CO]=[Cl2]=0,094mol/L; [COCl2]=0,106mol/L; b) α=0,47 SOLUBILIDAD 2014 E1B.S2014 J 5.- Se disuelve hidróxido de cobalto (II) en agua hasta obtener una disolución saturada a una temperatura dada. Se conoce que la concentración de iones OH− es 3·10−5M. Calcule: a) La concentración de iones Co2+ de esta disolución. b) El valor de la constante del producto de solubilidad del compuesto poco soluble a esta temperatura.

Co(OH)2 ⇄ Co2+ + 2 OH− Concentrac. eq. Sólido s 2s = 3·10−5M

a) [Co2+]= 3·10−5/2 =1,5·10−5M

b) [ ][ ]22 OH CoKs −+= =(1,5·10−5)·(3·10−5)2=1,35·10−14 E3A.S2014 3.- Razone si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones:

a) El producto de solubilidad de FeCO3 disminuye si se añade Na2CO3 a una disolución acuosa de la sal. b) La solubilidad del FeCO3 en agua pura (Ks=3,2.10–11 ) es aproximadamente la misma que la del CaF2 (Ks=5,3.10–9) c) La solubilidad del FeCO3 aumenta si se añade Na2CO3 a una disolución acuosa de la sal. a) Falso. Ks es una constante que solo depende de la temperatura. Disminuiría la solubilidad del FeCO3, pero no cambiaría Ks. b) FeCO3 ⇄ Fe2+ + CO3

2− → Ks=[Fe2+][ CO32−]=s·s=3,2·10−11 → s=5,66·10−6 mol/L

CaF2 ⇄ Ca2+ + 2F− → Ks=[Ca2+][ F−]2=s·s2=5,3·10−9 → s= mol/L c) Vedad. Efecto del ión común E4A.S2014 6.- La solubilidad del Mn(OH)2 en agua a cierta temperatura es de 0,0032 g/L. Calcular: a) El valor de Ks. b) A partir de qué pH precipita el hidróxido de manganeso (II) en una disolución que es 0,06 M en Mn2+. Datos: Masas atómicas Mn = 55; O = 16; H = 1. Sol: a) Ks=1,31·10−7 b) [OH–]=1,48·10–3M; pH=11,17 E6A.S2014 3.- a) Escriba la ecuación de equilibrio de solubilidad en agua del Al(OH)3. b) Escriba la relación entre solubilidad y Ks para el Al(OH)3. c) Razone cómo afecta a la solubilidad del Al(OH)3 un aumento del pH. Sol: a) Al(OH)3 ⇄ Al3+ + 3OH– b) Ks=s·(3s)3=27s4 c) pH↑ ⇒ [OH–]↑ ⇒ s↓ EQUILIBRIO QUÍMICO. CURSO 2014-2015 CINÉTICA 2015 E4A.S2015 4.- Cuando a una reacción se le añade un catalizador, justifique si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas: a) La entalpía de la reacción disminuye. b) La energía de activación no varía. c) La velocidad de reacción aumenta. a) Falso, la entalpía es una función de estado y por tanto solamente depende de cuáles son los reactivos y los productos. La presencia del catalizador solamente cambia el mecanismo de reacción, pero la reacción en conjunto no cambia, por tanto al seguir siendo los reactivos y productos lo mismos el catalizador no altera ninguna de las funciones de estado. b) Falso, porque precisamente el catalizador al cambiar el mecanismo de reacción precisamente lo que hace es disminuir la energía de activación. (O aumentarla en la caso de los catalizadores negativos o venenos.) c) Depende. Si nos referimos al un catalizador positivo en el que la energía de activación disminuye, entonces la velocidad aumentaría. En el caso de los venenos ocurre al revés. En cualquier caso, la presencia del catalizador varía la velocidad de reacción. E5B.S2015 3.- Para la reacción: 2A + B → C, se ha comprobado experimentalmente que es de primer orden respecto al reactivo A y de segundo orden respecto al reactivo B.

a) Escriba la ecuación de velocidad. b) ¿Cuál es el orden total de la reacción? c) ¿Influye la temperatura en la velocidad de reacción? Justifique la respuesta. a) v = K[A]1[B]2 b) Orden total de reacción 1+2 = 3 c) Sí. La temperatura aumenta la energía de las sustancias facilitando que adquieran la energía de activación necesaria para que ocurra la reacción. EQUILIBRIOS 2015 E1A.S2015 6.- Dado el siguiente equilibrio: SO2 (g) + ½O2 (g) ⇌ SO3 (g). Se introducen 128 g de SO2 y 64 g de O2 en un recipiente cerrado de 2 L en el que previamente se ha hecho el vacío. Se calienta la mezcla y cuando se ha alcanzado el equilibrio, a 830ºC, ha reaccionado el 80% del SO2 inicial. Calcule: a) La composición (en moles) de la mezcla en equilibrio y el valor de Kc. b) La presión parcial de cada componente en la mezcla de equilibrio y, a partir de estas presiones parciales, calcule el valor de Kp. Datos: Masas atómicas: S = 32; O = 16. R = 0,082 atm·L· mol−1·K−1.. a) SO2 (g) + ½O2 (g) ⇌ SO3 (g) moles inic 2 2 − moles eq 2−x 2−½x x Si ha reaccionado el 80% de SO2, quiere decir que en el equilibrio quedan sin reaccionar el 20% de 2 moles = 0,4 moles SO2. ⇒ 2−x=0,4 ⇒ x=1,6 moles. moles eq 0,4 1,2 1,6 conc eq 0,2 0,6 0,8 pres.parc (pi=ciRT) 18,09 54,27 72,36

54,0)27,54(18

36,72

)p(p

pKp

2/12/12O2SO

3SO =⋅

=⋅

=

E4B.S2015 5.- Para la reacción en equilibrio a 25ºC: 2ICl (s) ⇌ I2 (s) + Cl2 (g), Kp=0,24. En un recipiente de 2 litros en el que se ha hecho el vacío se introducen 2 moles de ICl (s). a) ¿Cuál será la concentración de Cl2 (g) cuando se alcance el equilibrio? b) ¿Cuántos gramos de ICl (s) quedarán en el equilibrio? Datos: Masas atómicas I=127; Cl=35,5. R = 0,082 atm·L·mol−1·K−1. a) 2ICl (s) ⇌ I2 (s) + Cl2 (g) moles inic 2 − − moles eq 2−2x x x ntot(gases)=x conc.eq. constante constante x/V pres.parc (pi=xiP) − − (x/x)P pres.parc (pi=ciRT) − − (x/V)RT

== 2ClpKp (x/2)RT·(x/2)RT = 0,24 → x = 0,0196 moles

[Cl2] = 0,0196/2 = 9,82·10−3 M b) moleseq.ICl = 2−2x = 1,96 moles ICl → greq.ICl = moles*Pm = 318,5 g ICl

E5B.S2015 6.- En el proceso Deacon, el cloro (g) se obtiene según el siguiente equilibrio: 4HCl (g) + O2 (g) ⇌ 2Cl2 (g) + 2H2O (g) Se introducen 32,85 g de HCl (g) y 38,40 g de O2 (g) en un recipiente cerrado de 10 L en el que previamente se ha hecho el vacío. Se calienta la mezcla a 390ºC y cuando se ha alcanzado el equilibrio a esta temperatura se observa la formación de 28,40 g de Cl2 (g). a) Calcule el valor de Kc. b) Calcule la presión parcial de cada componente en la mezcla de equilibrio y, a partir de estas presiones parciales, calcule el valor de Kp. Datos: Masas atómicas H=1; Cl=35,5; O=16. R = 0,082 atm·L·mol−1·K−1. a) 4HCl (g) + O2 (g) ⇌ 2Cl2 (g) + 2H2O (g) moles iniciales 0,9 1.2 0 0 moles en el eq. 0,9−4x 1,2−x 2x 2x Como en el equilibrio hay 28,40g Cl2 = 0,4 moles de Cl2 → 2x=0,4 se deduce que x=0,2: moles en el eq. 0,1 1,0 0,4 0,4 conc.eq=moles/V 0,01 0,1 0,04 0,04 p.parc: pi=(ci)RT 0,5437 5,4366 2,1746 2,1746

=⋅

⋅=⋅

⋅=

]1,0[]01,0[

]04,0[]04,0[

]O[]HCl[

]OH[]Cl[Kc

4

22

24

22

22 2560

088,474366,55437,0

1746,21746,2

pp

ppKp

4

22

2O4HCl

2O2H

22Cl =

⋅⋅=

⋅⋅

=

E6B.S2015 6.- En un recipiente de 2,0 L, en el que previamente se ha realizado el vacío, se introducen 0,20 moles de CO2 (g), 0,10 moles de H2 (g) y 0,16 moles de H2O (g). A continuación se establece el siguiente equilibrio a 500 K: CO2 (g) + H2 (g) ⇌ CO (g) + H2O (g). a) Si en el equilibrio la presión parcial del agua es 3,51 atm, calcule las presiones parciales en el equilibrio de CO2, H2 y CO. b) Calcule Kp y Kc para el equilibrio a 500 K. Dato: R = 0,082 atm·L· mol−1·K−1.

CO2 (g) + H2 (g) ⇌ CO (g) + H2O (g). moles inic 0,20 0,10 − 0,16 moles eq 0,20−x 0,10−x x 0,16+x

RTV

np O2H

O2H = → 500082,02

x16,051,3 ⋅+=

x=0,0112moles moles eq 0,1888 0,0888 0,0112 0,1712 p.parc: pi=(ni/V)RT 3,8704 1,8204 0,2296 3,5096

114,08204,18704,3

5096,32296,0

pp

ppKp

2H2CO

O2HCO =⋅⋅=

⋅⋅

=

n)RT(KcKp ∆= → Como ∆n=2−2=0 ⇒ Kp=Kc=0,114 SOLUBILIDAD 2015

E2B.S2015 5.- Sabiendo que el producto de solubilidad, Ks, del hidróxido de calcio, Ca(OH)2 (s), es 5,5·10−6 a 25ºC, calcule: a) La solubilidad de este hidróxido. b) El pH de una disolución saturada de esta sustancia.

Ca(OH)2 ⇄ Ca2+ + 2 OH− Concentrac. eq. Sólido s 2s

a) Ks = [Ca2+][OH−]2 = s·(2s)2 = 5,5·10−6 → s = 0,011 M a) [OH−] = 2s = 0,022 M → pOH = 1,66 → pH = 12,34 E3A.S2015 6.- a) Sabiendo que el producto de solubilidad del Pb(OH)2, a una temperatura dada es Ks=4·10−15, calcule la concentración del catión Pb2+ disuelto. b) Justifique, mediante el cálculo apropiado, si se formará un precipitado de PbI2, cuando a 100 mL de una disolución 0,01 M de Pb(NO3)2 se le añaden 100 mL de una disolución de KI, 0,02 M. Dato: Ks(PbI2)=7,1·10−9. a) [Pb2+] = s = 10−5 M b) Tanto el nitrato de plomo (II) como el yoduro de potasio son electrolitos fuertes muy solubles, por tanto se disocian completamente: Pb(NO3)2 → Pb2+ + 2 NO3

− conc.final − 0,01M 0,02M KI → K+ + I− conc.final − 0,02M 0,02M Los iones que interesan, porque podrían formar precipitado, son Pb2+ y I−. Los otros dos son simples espectadores. PbI2 → Pb2+ + 2 I− Ambos iones darán lugar a precipitado cuando el producto de sus concentraciones elevado a los coeficientes estequiométricos iguale o supere a la Ks, es decir, precipitará en el caso de que [Pb2+][I −]2 >Ks y estará precipitando hasta que [Pb2+][I −]2 =Ks, Como la mezcla tiene un volumen de 200 mL las concentraciones de los iones se reducirán a la mitad, por tanto, en la mezcla [Pb2+]=0,005M y [I−]=0,01M.

Como en este caso [Pb2+][I −]2 = 0,005·0,012 = 5·10−7 es mucho mayor que Ks = 7,1·10−9, se producirá precipitado de PbI2 hasta que el producto de las concentraciones iguale a la Ks. E4A.S2015 3.- Dada una disolución saturada de Mg(OH)2, cuya : Ks=1,2·10−11. a) Exprese el valor de Ks en función de la solubilidad. b) Razone cómo afectará a la solubilidad la adición de NaOH. c) Razone cómo afectará a la solubilidad una disminución del pH. Mg(OH)2 → Mg2+ + 2 OH− a) Ks = [Mg2+][OH−]2 = s·(2s)2 → Ks = 4s3 b) Al añadir NaOH, que es una base fuerte y por tanto se disocia completamente, lo que hacemos es aportar iones OH− (efecto del ión común), en consecuencia, de acuerdo con el principio de Le Chatelier, el equilibrio se desplaza hacia la izquierda haciendo más insoluble al Mg(OH)2. c) Una disminución de pH se consigue añadiendo protones, que a su vez reaccionarían con los OH− dando agua. Por tanto, al disminuir la concentración de OH−, de acuerdo el principio de Le Chatelier, hacemos más soluble al Mg(OH)2. E5A.S2015 3.- Razone la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones referidas al equilibrio de solubilidad del hidróxido de calcio: a) Por cada mol de iones Ca2+ hay 2 moles de iones OH−. b) La relación entre la solubilidad de esta sustancia y el producto de solubilidad es Ks=2s3. c) La solubilidad del hidróxido de calcio disminuye al añadir HCl. Ca(OH)2 ⇄ Ca2+ + 2 OH− a) Verdad; b) Falso: Ks = 4s3; c) Falso. Aumenta la solubilidad del Ca(OH)2 porque los propones que aporta el ácido reaccionan con los iones OH− y de acuerdo con el principio de Le Chatelier el equilibrio se desplaza hacia la derecha para reponer a los OH− eliminados. EQUILIBRIO QUÍMICO. CURSO 2015-2016 CINÉTICA 2016 E1A.S2016 3.- La síntesis industrial del metanol se rige por el siguiente equilibrio homogéneo:

CO (g) + 2H2 (g) → CH3OH (g) ∆H = −112,86 kJ.

A 300ºC, Kp=9,28·10−3. Responda verdadero o falso, de forma razonada: a) El valor de Kc será mayor que el de Kp. b) Aumentando la presión se obtendrá mayor rendimiento en el proceso de síntesis. c) Una disminución de la temperatura supondrá un aumento de las constantes de equilibrio. Dato: R = 0,082 atm·L·mol−1·K−1. EQUILIBRIOS 2016 E2B.S2016 En un recipiente de 5 L se introducen 3,2 g de COCl2. A 300 K se establece el equilibrio: COCl2 (g) ⇄ CO (g) + Cl2 (g), siendo el valor de la presión total del equilibrio de 180 mmHg. Calcule, en las condiciones del equilibrio: a) Las presiones parciales de los componentes del equilibrio. b) Las constantes de equilibrio Kc y Kp. Datos: Masas atómicas C=12; O=16; Cl=35,5. R = 0,082 atm·L·mol−1·K−1. E3A.S2016 Dado el siguiente equilibrio para la obtención de hidrógeno: CH4 (g) ⇄ C (s) + 2H2 (g) ∆H>0 a) Escriba la expresión de la constante de equilibrio Kp. b) Justifique cómo afecta una disminución del volumen de reacción a la cantidad de H2(g) obtenida. c) Justifique cómo afecta un aumento de la temperatura a la cantidad de H2(g) obtenida. E3B.S2016 la reacción en equilibrio SnO2 (s) + 2H2 (g) ⇄ Sn (s) + 2H2O (g), a 750ºC, la presión total del sistema es 32,0 mmHg y la presión parcial del agua 23,7 mmHg. Calcule: a) El valor de la constante Kp para dicha reacción, a 750ºC. b) Los moles de H2O(g) y de H2(g) presentes en el equilibrio, sabiendo que el volumen del reactor es de 2 L. Dato: R = 0,082 atm·L·mol−1·K−1. E6A.S2016 En un recipiente de 14 litros se introducen 3,2 moles de N2(g) y 3 moles de H2(g). Cuando se alcanza el equilibrio: N2 (g) + 3H2 (g) ⇄ 2NH3 (g), a 200ºC se obtienen 1,6 moles de amoníaco. Calcule: a) El número de moles de H2(g) y de N2(g) en el equilibrio y el valor de la presión total. b) Los valores de las constantes Kc y Kp a 200ºC. Dato: R = 0,082 atm·L·mol−1·K−1. SOLUBILIDAD 2016 E1B.S2016 5.- A 25ºC, el producto de solubilidad del Cd(OH)2 es 2,5·10−14 . a) ¿Cuántos gramos de Cd(OH)2 pueden disolverse en 1,5 litros de agua, a esa temperatura? b) ¿Cuál será el pH de la disolución resultante? Datos: Masas atómicas Cd=112,4; H=1; O=16. a) Ks = [Ca2+][OH−]2 = s·(2s)2 = 4s3 ⇒ s = 1,84·10−5 M; g = M·VL·Pm = 1,84·10−5·1,5·146,4 = 4·10−3 g Cd(OH)2 b) pOH = −log[OH−] = −log(2*1,84·10−5) = 4,4; pH = 9,6

E2A.S2016 3.- Sabiendo que el valor de KS del Ca(OH)2 a una determinada temperatura es 5,5·10−6: a) Exprese el valor de KS en función de la solubilidad molar (s). b) Razone cómo afectará a su solubilidad en agua la adición de CaCl2 a la disolución. c) Razone cómo afectará a su solubilidad en agua la adición de HCl a la disolución. E4A.S2016 El sulfato de bario es tan insoluble que puede ingerirse sin riesgo a pesar de que el ión Ba2+ es tóxico. A 25ºC, en 500 mL de agua se disuelven 0,001225 g de BaSO4. a) ¿Cuáles son las concentraciones de Ba2+ y SO4

2− en una disolución saturada de BaSO4? b) Calcule el valor de la constante del producto de solubilidad para esta sal. Datos: Masas atómicas Ba=137,3; S=32; O=16. Sol. a) s = 0,001225 g/0,5L = 0,002450 g/L = 1,05·10−5 M = [Ba2+] = [SO4

2−] b) Ks = [Ba2+][SO4

2−] = 1,1·10−10 CINÉTICA 2017 E5A.S2017 Indique verdadero o falso para las siguientes afirmaciones, justificando la respuesta: a) En una reacción del tipo A + B → C, el orden total es siempre 2. b) Al aumentar la temperatura a la que se realiza una reacción aumenta siempre la velocidad. c) En un equilibrio la presencia de un catalizador aumenta únicamente la velocidad de la reacción directa. EQUILIBRIOS 2017 E1A.S2017 5.- Para el equilibrio: H2 (g) + CO2 (g) ⇄ H2O (g) + CO (g), la constante KC = 4,40 a 200 K. Calcule: a) Las concentraciones en el equilibrio cuando se introducen simultáneamente 1 mol de H2 y 1 mol de CO2 en un reactor de 4,68 L a dicha temperatura. b) La presión parcial de cada especie en equilibrio y el valor de KP. Dato: R = 0,082 atm·L·mol−1·K−1. E2A.S2017 5.- Para el equilibrio: 2HI(g) ⇄ I2(g) + H2(g), la constante KC a 425ºC vale 1,82·10−2. Calcule: a) Las concentraciones de todas las especies en equilibrio si se calientan a la citada temperatura, cuando se introducen simultáneamente 0,60 mol de HI y 0,10 mol de H2 en un recipiente de 1 L de capacidad. b) El grado de disociación del HI y KP. E3A.S2017 3.- En el equilibrio: C(s) + O2 (g) ⇄ CO2 (g) a) Escriba las expresiones de KC y KP. b) Obtenga, para este equilibrio, la relación entre ambas. c) ¿Qué ocurre con el equilibrio al reducir el volumen del reactor a la mitad? E3B.S2017

5.- En un recipiente de 4 litros, a una cierta temperatura, se introducen 0,16 moles de HCl, 0,08 moles de O2 y 0,02 moles de Cl2, estableciéndose el siguiente equilibrio: 4HCl (g) + O2 (g) ⇄ 2H2O (g) + 2Cl2 (g) Cuando se alcanza el equilibrio hay 0,06 moles de HCl. Calcule: a) Los moles de O2, H2O y Cl2 en el equilibrio. b) El valor de KC a esa temperatura. E4A.S2017 3.- Sea el sistema en equilibrio: CaCO3 (s) ⇄ CaO (s) + CO2 (g), indique, razonadamente, si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas: a) La presión total del reactor será igual a la presión parcial del CO2. b) Si se añade más CaCO3 (s) se produce más CO2. c) KP y KC son iguales. E4B.S2017 5.- La deshidrogenación del alcohol bencílico para fabricar benzaldehído (un agente aromatizante) es un proceso de equilibrio descrito por la ecuación:

C6H5CH2OH (g) ⇄ C6H5CHO (g) + H2 (g) A 523 K el valor de la constante de equilibrio KP= 0,558. a) Si colocamos 1,2 g de alcohol bencílico en un matraz cerrado de 2 L a 523ºK, ¿cuál será la presión parcial de benzaldehído cuando se alcance el equilibrio? b) ¿Cuál es el valor de la constante Kc a esa temperatura? Datos: Masas atómicas C=12; O=16; H=1. Dato: R = 0,082 atm·L·mol−1·K−1. a) C6H5CH2OH (g) ⇄ C6H5CHO (g) + H2 (g) moles inic. 1,2/108 = 0,01 0 0 moles equ. 0,01–x x x

conc. equ. (0,01–x)/2 x/2 x/2 pr.parcial. equ. [(0,01–x)/2]RT [x/2]RT [x/2]RT

558,0RT]2/)x01,0[(

RT]2/x[RT]2/x[

p

ppKp

OH2CH5H6C

2HCHO5H6C =−

⋅=⋅= → x = 0,008 moles

pC6H5CHO = [x/2]RT = 0,172 atm b) 1n )RT (Kc)RT (KcKp == ∆ ; Kc = 0,013 E5B.S2017 5.- A 200ºC y presión de 1 atm, el PCl5 se disocia en PCl3 y Cl2, en un 48,5%. Calcule: a) Las fracciones molares de todas las especies en el equilibrio. b) KC y KP. R = 0,082 atm·L·mol−1·K−1. E6B.S2017 5.- El cianuro de amonio se descompone según el equilibrio:

NH4CN (s) ⇄ NH3 (g)+ HCN (g) Cuando se introduce una cantidad de cianuro de amonio en un recipiente de 2 L en el que previamente se ha hecho el vacío, se descompone en parte y cuando se alcanza el equilibrio a la temperatura de 11ºC la presión es de 0,3 atm. Calcule: a) Los valores de KC y KP para dicho equilibrio. b) La cantidad máxima de NH4CN (en gramos) que puede descomponerse a 11ºC en un recipiente de 2 L. Datos: R = 0,082 atm·L·mol−1·K−1. Masas atómicas H=1; C=12; N=14.

SOLUBILIDAD 2017 E1B.S2017 5.- El producto de solubilidad del carbonato de calcio, CaCO3, a 25ºC, es 4,8·10−9 . Calcule: a) La solubilidad molar de la sal a 25ºC. b) La masa de carbonato de calcio necesaria para preparar 250 mL de una disolución saturada de dicha sal. Datos: Masas atómicas C=12; O=16; Ca=40. E2B.S2017 3.- Se dispone de una disolución acuosa saturada de Fe(OH)3, compuesto poco soluble. a) Escriba la expresión del producto de solubilidad para este compuesto. b) Deduzca la expresión para conocer la solubilidad del hidróxido a partir del producto de solubilidad. c) Razone cómo varía la solubilidad del hidróxido al aumentar el pH de la disolución. E4A.S2017 6.- La solubilidad del hidróxido de magnesio, Mg(OH)2, en agua a 25ºC es 9,6 mg·L−1. a) Escriba la ecuación de disociación y calcule el producto de solubilidad de este hidróxido a esa temperatura. b) Calcule la solubilidad del Mg(OH)2, a 25ºC, en una disolución 0,1 M de nitrato de magnesio, Mg(NO3)2. Datos: Masas atómicas H=1; O=16; Mg=24,3. E4A.S2017 A 25ºC, el producto de solubilidad del fluoruro de plomo(II) (PbF2) es Ks = 4·10−18. Calcule: a) La masa de PbF2 que se podrá disolver el 100 mL de agua a dicha temperatura. b) La solubilidad del PbF2 en una disolución 0,2 M de nitrato de plomo(II) [Pb(NO3)2]. Datos: Masas atómicas F=19; Pb=207,2. Sol. a) s = 10−6M; 2,452·10−5 g PbF2 en 100mL; b) s = 2,23·10−9M E6A.S2017 3.- Razone la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones: a) Si a una disolución saturada de una sal insoluble se le añade uno de los iones que la forman, disminuye la solubilidad. b) Dos iones de cargas iguales y de signos opuestos forman un precipitado cuando el producto de sus concentraciones es igual a su producto de solubilidad. c) Para desplazar el equilibrio de solubilidad hacia la formación de más sólido insoluble, se extrae de la disolución parte del precipitado.