Problemas de equilibrio químico






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títuloProblemas de equilibrio químico
fecha de publicación03.12.2015
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PROBLEMAS DE EQUILIBRIO QUÍMICO

1. Los óxidos de nitrógeno forman parte de la polución de las grandes ciudades a causa de la combustión en los motores de explosión. El N2O4(g) es incoloro y el NO2 es marrón y más tóxico. En una experiencia de laboratorio se introducen 184 g de N2O4(g) en un recipiente de 4 L, y se calientan hasta 300 K para provocar la disociación del N2O4(g) en NO2(g). Pasado un cierto tiempo, cuando la mezcla ha alcanzado el equilibrio, se analiza el contenido del recipiente y se encuentra que la cantidad de NO2(g) es 36,8 g. a) Determina la constante de equilibrio Kc de la reacción de disociación del N2O4(g) a 300 K. b) Si el aire de las grandes ciudades en verano, y en días sin viento, es más marrón que en el invierno, justifica si la reacción de disociación del N2O4(g) es endotérmica o exotérmica. N:14, O:16
2. Uno de los problemas que tuvieron los químicos del siglo pasado fue la manera de conseguir algún compuesto de nitrógeno a partir del nitrógeno atmosférico, ya que el nitrógeno es un elemento imprescindible en la fabricación de abonos y explosivos. Encontró la respuesta el químico alemán Fritz Haber, que diseñó un proceso para obtener amoníaco a partir del nitrógeno del aire, en el cual se da la reacción siguiente: N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) Kc(a 375 °C) = 1,2. En un matraz de 3 L, a 375 °C, introducimos 9 mol de nitrógeno, 6 mol de hidrógeno y 12 mol de amoníaco. a) Justifica por qué el sistema no está en equilibrio y explica razonadamente hacia donde se desplazará la reacción. b) Una vez alcanzado el equilibrio, ¿obtendremos más amoníaco si disminuimos el volumen del recipiente? ¿Y si añadimos un catalizador? Justifica las respuestas.
3. El ácido sulfúrico es uno de los compuestos más fabricados del mundo. Actualmente, la mayor parte de la producción se utiliza para elaborar fertilizantes, aunque también se utiliza en diversos procesos metalúrgicos o en baterías para automóviles. Una de las etapas en el proceso de obtención del ácido sulfúrico es la reacción de oxidación del dióxido de azufre en trióxido de azufre. A partir de los datos de la tabla siguiente, responde a las preguntas y justifica las respuestas: a) ¿Para conseguir que la reacción tenga un rendimiento alto, conviene trabajar a temperaturas altas o bajas? b) ¿En qué condiciones de presión podemos mejorar el rendimiento de la reacción?


4. En los motores de los automóviles se produce la reacción siguiente, que provoca contaminación atmosférica por los óxidos de nitrógeno: N2(g) + O2(g) 2NO(g). La constante de equilibrio de concentraciones de esta reacción vale 10-30 a 298 K, pero a una temperatura de 1100 K es 10-5. a) Razona si la reacción es endotérmica o exotérmica. b) Si en un recipiente cerrado de 1 L de volumen, que está a una temperatura de 1100 K, introducimos 1 mol de nitrógeno y 1 mol de oxígeno, ¿cuántos moles de monóxido de nitrógeno habrá en el recipiente cuando la reacción alcance el equilibrio?
5. A temperaturas lo suficientemente elevadas, el SO2(g) reacciona con el oxígeno y se establece el equilibrio siguiente: 2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g) ΔH 0 . En un reactor de 2 L de capacidad disponemos de 0,40 mol de SO2(g) y 0,40 mol de O2(g) y se calienta el conjunto hasta 1000 K, para que los gases reaccionen y formen SO3(g). a) Sabiendo que, una vez alcanzado el equilibrio, la concentración de SO3(g) es 0,17 M, calcula la molaridad del resto de las sustancias en equilibrio y el valor de la Kc. b) Una vez alcanzado el equilibrio indicado en el apartado anterior, manteniendo constante el volumen del reactor, se calienta el sistema hasta 1200 K y se espera el tiempo suficiente para que vuelva a alcanzar una nueva situación de equilibrio. Razona, considerando el sentido de desplazamiento del equilibrio, si la concentración de SO3(g) en el nuevo estado de equilibrio será mayor o menor que 0,17 M.
6. A 423,15 K, la oxidación del cloruro de hidrógeno se produce según la reacción siguiente:

4HCl(g) + O2(g) 2Cl2(g) + 2H2O(g) . En un recipiente de 2 L de capacidad, introducimos 3,6 mol de HCl y 2 mol de O2. Sabiendo que el número de moles de O2 en el equilibrio es 1,4, calcula: a) El número de moles del resto de gases en el equilibrio. b) El valor de Kc. c) La presión total en el interior del recipiente una vez alcanzado el equilibrio. R = 0,082 atmL/molK.
7. A 298 K, el tetraóxido de dinitrógeno se descompone y forma dióxido de nitrógeno según la reacción siguiente: N2O4(g) 2NO2(g) ΔH = 59 kJ. a) Los óxidos de nitrógeno, como el N2O4(g) y el NO2(g), se forman en los tubos de escape de los vehículos y son unos de los gases responsables de la nieblina (smog) urbana. Por otra parte, el NO2(g) tiene un efecto irritante en las mucosas respiratorias muy superior al del N2O4(g). Razona, considerando cómo afecta la temperatura en el equilibrio de descomposición del N2O4(g), si es previsible que el smog con N2O4(g) y NO2(g) sea más irritante en verano que en invierno. b) En un recipiente de 2 L de capacidad se dispone de una cierta cantidad de N2O4 y se calienta el sistema hasta 298 K. Sabiendo que se alcanza el equilibrio químico cuando la presión total dentro del recipiente es 1 atm y la presión parcial del N2O4 es 0,70 atm, calcula: b1) El valor de Kp a 298 K. b2) El número de moles de cada uno de los gases en el equilibrio. R = 0,082 atmL/molK

8. La reacción de síntesis del amoníaco es N2(g) + 3 H2(g) 2NH3(g) . A 300 ° C, se dispone de 10 mol de nitrógeno y 30 mol de hidrógeno dentro de un reactor. Cuando se alcanza el equilibrio quedan 4,4 mol de nitrógeno sin reaccionar. a) Calcula el número de moles de NH3(g) en el equilibrio y los moles totales en el equilibrio. b) Sabiendo que la presión total de los gases en el equilibrio es 50 atm, calcula la presión parcial de cada gas en el equilibrio y el valor de Kp.
9. La constante de equilibrio Kp a 250 °C para la reacción PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g) es igual a 1,18 atm. Un recipiente de 1 dm3 contiene inicialmente 0,2 moles de PCl5 y 0,1 moles de Cl2 a la temperatura de 250 °C. a) ¿Cuál es el valor de Kc de esta reacción a 250 °C? b) Indica cuál será la concentración de cada una de las tres especies químicas cuando se haya alcanzado el equilibrio. R = 8,314 J/Kmol = 0,082 atmL/molK

10. La constante de equilibrio Kc a 448 °C para la reacción I2(g) + H2(g) 2HI(g) es igual a 50. Un recipiente cerrado contiene inicialmente una mezcla formada por 0,5 moles de I2, 0,2 moles de H2 y 1 mol de HI a una temperatura de 448 °C. a) Justifica, haciendo los cálculos pertinentes, que la mezcla no está en equilibrio e indica en qué sentido se desplaza la reacción. b) La mezcla reacciona hasta llegar al equilibrio a 448 °C. Indica el número de moles de cada especie en el equilibrio.
11. La síntesis del metanol se basa en el equilibrio siguiente: CO(g) + 2H2(g) CH3OH(g) . En un reactor de 1 L disponemos de 2 mol de CO y 2 mol de hidrógeno, y se calienta el conjunto hasta 600 K. Considerando que, una vez alcanzado el equilibrio a esta temperatura, se han formado 0,8 mol de metanol: a) calcula los moles de cada sustancia cuando se ha alcanzado el equilibrio. b) Cacula el valor de Kp a 600 K. c) Indica el efecto que producirá sobre el equilibrio un aumento del volumen del recipiente. Razona la respuesta. R = 0,082 atmL/molK = 8,314 J/Kmol.
12. Considera la reacción PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g) . Se introduce una cierta cantidad de PCl5(g) en un recipiente vacío. Se calienta a 200 °C y, a la presión total de 1 atm, se observa que la presión del PCl5 es de 0,5 atm. a) Determina las constantes de equilibrio Kc y Kp en estas condiciones. b) Explica si en esta reacción la variación de presión sobre el sistema afecta a la composición en el equilibrio. c) Sabiendo que la reacción es exotérmica en el sentido directo, explica si se modifica la composición del equilibrio variando la temperatura del sistema. R = 8,314 J/kmol.

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