Problemas resueltos de equilibrio quimico

PROBLEMAS RESUELTOS DE LA LECCIÓN 4
                                                         EQUILIBRIO QUIMICO
 
        1.- En un recipiente inicialmente vacío, se introducen dos gases A y B a la presión parcial de 1 atm. y 100 ºC.  Manteniendo la temperatura y la presión constantes, se produce la siguiente reacción:
                     A(g)  +  2 B(g)    2 C(g)  +  D(s)
Cuandose alcanza el equilibrio el grado de disociación es de 0.25. Calcular las constantes Kc y Kp así como las presiones parciales de A, B y C.
        Por ser las presiones parciales iniciales de A y B iguales, quiere decir que el número de moles de A y B son los mismos, y que llamaremos n
                           A(g)   +   2B(g)   2C(g)  +  D(s)
        n(ini)           n             n        n(equi)   n - 0.25n  n - 0.50n         0.50n
        n(totales) = 1.75n   con los que podemos calcular las fracciones molares de los tres gases en el equilibrio, y como P = 2 atm. también las presiones parciales
        X(A) =    0.75n    = 0.43        X(B) = X(C) =   0.50n   = 0.285
                        1.75n                                                 1.75n
        P(A) =2·0.43 = 0.86 atm.      P(B) = P(C) = 2·0.285 = 0.57 atm.
        Aplicando la L.A.M. calculamos la constante de equilibrio:
        Kp =       P(C)2       =        (0.57)2        = 1.2
                   P(A)·P(B)        (0.86)·(0.57)2
        Y por último:
        Kc  =  Kp ·(RT)-n  =  1.2·(0.082·373) = 36.7 , en donde n = -1
    2.- Se ha encontrado que cuando la reacción:                    3 NO2  +  H2O   2 HNO3  +  NO
llega al equilibrio a 300ºC contiene 0.60 moles de dióxido de nitrógeno, 0.40 moles de agua, 0.60 moles de ácido nítrico y 0.80 moles de óxido nítrico. Calcular cuántos moles de ácido nítrico deben añadirse al sistema para que la cantidad final de dióxido de nitrógeno sea de 0.90 moles. El volumen del recipiente es de 1.00L.
    Con los molesexistentes en el equilibrio podemos calcular la constante del mismo
                    3 NO2  +  H2O 2HNO3  +  NO
        Eq(1)     0.60        0.40            0.60        0.80
                    Kc =    (0.60)2 ·(0.80)    = 3.3
                                (0.60)3 ·(0.40)
    Al añadir una cantidad de HNO3 , que llamamos A, la reacción se desplaza hacia la izquierda hastaalcanzar un nuevo estado de equilibrio, en el cual tendremos:
                      3 NO2   +     H2O   2HNO3      +  NO
        Eq(2)    0.60 + 3x    0.40 + x    0.60 + A - 2x    0.80 -x
sabiendo que 0.60m + 3x = 0.90  con lo que x = 0.10 moles
    Aplicando de nuevo la L.A.M. la única incógnita será A
                    3.3  =    (0.40 + A)2·(0.70)            A = 0.91 moles de HNO3se añadieron
                                  (0.90)3 · (0.50)
 
    3.-  La formación del trióxido de azufre por oxidación del dióxido es un paso intermedio en la fabricación del ácido sulfúrico.  La constante de equilibrio (Kp) de la reacción:
                        2 SO2(g)  +  O2(g) 2 SO3(g)
es 0.13 a 830ºC.  En un experimento se hacen reaccionar 2.00 moles de dióxido deazufre con 2.00 moles de oxígeno. ¿Cúal debe ser la presión total de equilibrio para tener un rendimiento del 70% en trióxido de azufre?
    Escribimos de nuevo la reacción con los moles en el equilibrio
                        2 SO2(g)  +  O2(g)  2 SO3(g)
    n(inic.)            2.00        2.00
    n(equi.)        2.00 - 2x    2.00 -x            2x
    n(totales) = 4.00 - x
   Por ser el redimiento del 70%  entonces 2x = 1.4  luego x = 0.7 moles
    Calculamos las fracciones molares de cada gas en el equilibrio:
    X(SO2) = 0.6/3.3 = 0.18    X(O2) = 1.3/3.3 = 0.40     X(SO3) = 0.42
    Y aplicamos la expresión de la constante para calcular la presión total en el equilibrio:
            0.13 =         (0.42)2       ·   1        de donde P = 105 atm....