Equilibrio quimico

Química P.A.U.

EQUILIBRIO QUÍMICO

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EQUILIBRIO QUÍMICO
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PROBLEMAS FASE GAS
A 670 K, un recipiente de 2 dm3 contiene una mezcla gaseosa en equilibrio de 0,003 moles de hidrógeno, 0,003 moles de yodo y 0,024 moles de yoduro de hidrógeno, según la reacción: H2 (g) + I2 (g) ⇄ 2HI (g) En estas condiciones, calcule: a) El valor de Kc y Kp b) La presión total en el recipiente y laspresiones parciales de los gases en la mezcla. (P.A.U. Set. 10)

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1.

Rta.: a) KP = KC = 64; b) PT = 83,5 kPa ; P(H2) = P(I2) = 8,4 kPa; P(HI) = 66,8 kPa Datos Gas: volumen temperatura Cantidad en el equilibrio de I2 Cantidad en el equilibrio de H2 Cantidad en el equilibrio de HI Incógnitas Constante del equilibrio KC Constante del equilibrio KP Presión total Presiones parciales del H2, I2 e HIOtros símbolos Cantidad de la sustancia X Concentración de la sustancia X Ecuaciones Ecuación de los gases ideales Constantes del equilibrio: a A + b B ⇄ c C + d D Solución: La ecuación química es: I2 (g) + H2 (g) ⇄ 2 HI (g) La constante de equilibrio en función de las concentraciones es: [ HI]2 e 3 = =64,0(concentraciones expresadas en mol/dm ) [I 2 ]e [ H2 ]e 0,00300 0,00300 · 2,00 2,00 P V = nR T ⇒ P = (n / V) R T KC=
d [C]c [ D]e e c PC · P d D

Cifras significativas: 3 V = 2,00 dm3 T = 670 K ne(I2) = 0,00300 mol I2 ne(H2) = 0,00300 mol H2 ne(HI)= 0,0240 mol HI KC KP PT P(H2), P(I2), P(HI) n(X) [X] = n(X) / V

[ A ]ea [ B]b e

K P=

Pa · Pb A B

KC=

(

0,0240 2,00

)

2

(

)(

)

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Si consideramos comportamientoideal para los gases, podemos escribir: K P= P2 [ HI]e RT 2 [HI ]2 HI e = = =K C=64,0 (presiones expresadas en atm ) P H · P I [ H2 ]e RT ·[I2 ]e RT [ H2 ]e [I2 ]e
2 2

b) La presión parcial de cada uno de los gases, supuesto comportamiento ideal, es la que ejercería si se encontrara sólo en el recipiente. La presión total será la suma de estas presiones parciales (Ley de Dalton) P HI= nHI· R· T 0,0240 [ mol] ·8,31[J · mol−1 · K −1 ]·670 [K ] = =6,68×104 Pa=66,8 kPa VT 2,00×10−3 m 3

P I2 =

n  I2  · R ·T 0,00300[ mol ]·8,31[ J ·mol −1 ·K −1 ] ·670[ K] = =8,35×103 Pa=8,35 kPa −3 3 VT 2,00×10 m P(H2) = P(I2) = 8,35 kPa PT = P(H2) + P(I2) + P(HI) = 8,35 + 8,35 + 66,8 = 83,5 kPa

2.

En un recipiente de 10,0 dm3 se introducen 0,61 moles de CO2 y 0,39 moles de H2 calentandohasta 1250 ºC. Una vez alcanzado el equilibrio según la reacción: CO2 (g) + H2 (g) ⇄ CO (g) + H2O (g) se analiza la mezcla de gases, encontrándose 0,35 moles de CO2 a) Calcule los moles de los demás gases en el equilibrio. b) Calcule el valor de Kc a esa temperatura. (P.A.U. Jun. 08)

Rta.: a) ne(CO2) = 0,35 mol; ne(H2) = 0,13 mol; ne(CO) = ne(H2O) = 0,26 mol; b) KC = 1,5 Datos Gas: volumentemperatura Cantidad inicial de CO2 Cantidad inicial de H2 Cantidad de CO2 en el equilibrio Incógnitas Cantidad (moles) de cada componente en el equilibrio Constante de equilibrio Otros símbolos Concentración de la sustancia X Ecuaciones Constante del equilibrio: a A + b B ⇄ c C + d D Solución: a) Si quedan 0,35 mol de los 0,61 mol que había inicialmente, es que han reaccionado: nr(CO2) = 0,61 – 0,35= 0,26 mol CO2 que han reaccionado De la estequiometría de la reacción: CO2 (g) + H2 (g) ⇄ CO (g) + H2O (g)
K C= [C]c [ D]d e e [ A]e [ B]e
a b

Cifras significativas: 2 V = 10,0 dm3 T = 1 250 0C = 1 523 K n0(CO2) = 0,61 mol CO2 n0(H2) = 0,39 mol H2 ne(CO2) = 0,35 mol CO2 eq. ne(H2), ne(CO), ne(H2O) KC [X]

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han reaccionado 0,26 mol de H2 y sehan formado los mismos de CO y H2O. Representamos en un cuadro las cantidades (moles) de cada gas en cada fase: Cantidad CO2 H2 ⇄ H2O CO n0 inicial ne en el equilibrio En el equilibrio habrá: ne(CO2) = 0,35 mol; ne(H2) = 0,13 mol; ne(CO) = ne(H2O) = 0,26 mol b) La expresión de la constante de equilibrio en función de las concentraciones es: 0,26 mol H 2 O 0,26 mol CO [ H2 O]e [CO]e 10dm3 10 dm3...