Botanica

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EQUILIBRIO QUÍMICO 1) a) Qué es el “Equilibrio Químico”? b) Cuándo se alcanza el Equilibrio Químico? Ejemplifique con la reacción: CO (g) + 2 H2 (g) ↔ CH3OH (g) c) Grafique en 2 gráficos separados, la variación de la velocidad de reacción en función del tiempo; y la variación de la concentración de reactivos y productos, también en función del tiempo d) Qué es la Constante de Equilibrio? Deduzcala Keq de la reacción propuesta a partir de las ecuaciones de velocidad directa e inversa. e) Qué significado tiene Keq? Y qué unidades tiene? 2) a) Qué es el Cociente de Reacción, Q? b) Qué significa que Q sea igual, mayor o menor a Keq? Explique c) Con qué concentraciones se calcula Q y con cuáles Keq? d) Qué establece el Principio de Le-Chatelier? e) Para la reacción del Ej. 1), respondaadecuadamente justificando todas sus respuestas. Qué ocurre con el equilibrio y la Keq cuando: 1) se agrega CO 2) se agrega CH3OH 3) se sustrae H2 4) se aumenta la presión del sistema 5) se aumenta el volumen del recipiente 6) se aumenta la temperatura (reacción exotérmica) 3) Para la reacción de obtención de amoníaco: N2 (g) + 3 H2 (g) ↔ 2 NH3 (g) a) Explique el siguiente gráfico: b) Qué efecto produceen el equilibrio y la Keq, el agregado de un catalizador? Explique adecuadamente

3) Dada la siguiente reacción: Co(H2O)6+2 (ac) + 4 Cl- ↔ CoCl4-2 (ac) + 6 H2O El Co(H2O)6+2 es color rosa, mientras que el CoCl4-2 es azul. La solución se colorea de rosa cuando se la enfría. Indique si la reacción es exotérmica o endotérmica. Justifique adecuadamente. 5) Dada la reacción: 2 HI (g) ↔ I2 (g) + H2(g) a) Escriba la expresión de la constante de equilibrio. b) Indicar, según el gráfico siguiente, si el sistema ha alcanzado el equilibrio. c) Complete el gráfico agregando la evolución de las concentraciones de I2 e H2 considerando la escala y la estequiometría de la reacción. d) Calcule la constante de equilibrio a la temperatura de trabajo.

6) El ΔHf N2O4 (g) = 231,0 kcal/mol. Se realizaronexperiencias en un reactor experimental de acero, de 5 litros. a) Escriba la expresión de la constante de velocidad de formación del N2O4 (g). b) Para cada uno de los gráficos calcule el Q a tiempo 0 e indique ¿cómo fue armado el sistema? y si la reacción ha alcanzado el equilibrio c) Calcule la constante de equilibrio en las condiciones del gráfico 1. d) ¿Cómo hubiera sido el gráfico si en elreactor (en las condiciones del gráfico 1) sólo se hubieran colocado 200 g de N2O4 (g)? e) La reacción graficada en el gráfico 2, ¿fue realizada a la misma temperatura que la graficada en el gráfico 1? JUSTIFIQUE f) ¿cuál de los sistemas considera que estaba a mayor temperatura? JUSTFIQUE.

7) a) Para la reacción anterior, interpretar completando el siguiente gráfico, las variaciones que sufriránlas concentraciones de las especies intervinientes, si a un sistema inicialmente en equilibrio se le provocan las siguientes perturbaciones. JUSTIFIQUE i. Agregado de N2 (g) ii. Agregado de N2O4(g) iii. Extracción de N2O4 (g) iv. Aumento del volumen del recipiente v. Aumento de la temperatura del sistema. vi. Agregado de un catalizador b) ¿Cómo será en cada caso el valor de Q, respecto a laconstante de equilibrio, antes de que el sistema reaccione para compensar el cambio provocado?

8) Interprete los siguientes experimentos en gráficos de concentración vs tiempo

9) Si quisiera eliminar el H2 (g) de un reactor realizando alguna de las siguientes reacciones. Utilizaría ¿Cl2 o I2?

H

2(g)

+ Cl +I

2(g)

H

2(g)

2(g)

↔ 2HCl(g) ↔ 2HI
(g)

K =3,17·10
C

1627 °C 450 °C

K =56,6
C

10) En base a los datos de la siguiente tabla. Indicar: a) ¿qué temperatura elegiría para realizar la siguiente reacción si quisiera producir amoníaco? b) ¿La reacción es endotérmica o exotérmica?

N

2(g)

+ 3H
5

2(g)

↔ 2NH3(g) 25 °C 327 °C 427 °C 1000 °C

K =6,64·10
P

K =7,08·10
P P P

−4 −5 −6

K =4,30·10 K =2,97·10

EQUILIBRIOS IÓNICOS...
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