La Constante de Equilibrio

04‐Oct‐12
QUÍMICA II
PUCMM
El Concepto de Equilibrio
El equilibrio químico se alcanza cuando una reacción y su reversa proceden a la misma rapidez. En el estado de equilibrio las concentraciones de reactivos y productos permanecen constantes.
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El Concepto de Equilibrio
 A medida que un sistema se aproxima al equilibrio, ambas reacciones (la derecha y la reversa) ocurren.
 En el equilibrio, ambas reacciones proceden con la misma rapidez.
Un Sistema en Equilibrio
Cuando se alcanza el equilibrio, la cantidad (concentración) de cada reactante y producto permanece constante.
Como en el equilibrio ambas reacciones ocurren, representamos la ecuación química con una doble flecha:
⇋2
2
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La Constante de Equilibrio
 Reacción a la derecha:
N2O4 (g)  2 NO2 (g)
 Ley de Rapidez:
rapidez = kf [N2O4]
• Reacción reversa:
2 NO2 (g)  N2O4 (g)
• Ley de Rapidez:
rapidez = kr [NO2]2
• En el equilibrio:
Rapidezf =Rapidezr
kf [N2O4] = kr [NO2]2
La Constante de Equilibrio
 Para generalizar esta expresión, consideremos la reacción:
⇌
• La expresión de la constante de equilibrio para esta
reacción sería:
• Para gases en sistemas cerrados, la presión es proporcional
a la concentración, la expresión de la constante de equilibrio se puede escribir:
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EJEMPLO: Escritura de Expresiones de K.
Escriba la expresión de la constante de equlibrio Kc para las siguientes reacciones: Solución
Plan: Usando la ley de acción de masas, escribimos cada expresión como un cociente con las concentraciones de producto en el numerador y las de reactivos
en el denominador. Cada término es elevado a su coeficiente estequiométrico en la ecuación química balanceada.
EJERCICIO DE PRACTICA
Escriba la expresión de Kc para:
Relación entre Kc y Kp
 De la ley del gas ideal:
PV = nRT
P
n
RT
V
∆
∆
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EJEMPLO: Interconversión de Kc y Kp
En la síntesis de amoníaco a partir de nitrógeno e hidrógeno,
Kc = 9.60 a 300°C. Calcule Kp para esta reacción a esta temperatura.
Solucion
Plan: La relación entre Kc y Kp tiene el factor ∆ . Para aplicarla, hay que
determinar n comparando los moles de gas en productos y reactivos. Desarrollo: Hay dos moles de productos gaseosos (2 NH3) y 4 moles de reactivos gaseosos (1 N2 + 3 H2). Por lo tanto, n = 2 – 4 = –2. La temperatura, T, es 273 + 300 = 573 K. El valor de R es 0.0821 L‐atm/mol‐K. Usando Kc = 9.60, se tiene:
EJERCICIO DE PRACTICA
Para el equilibrio
Calcule el valor de es 4.08  10–3 a 1000 K. Kp.
Resp: 0.335
EJEMPLO: Cálculo de Constantes de Equilibrio
Una mezcla de hidrógeno y nitrógeno en un reactor se deja que
alcance el equilibrio a 472°C. La mezcla de gases en el equilibrio se analizó que contenía 7.38 atm H2 , 2.46 atm N2 , y 0.166 atm NH3. A partir de estos datos, calcule la constante de equilibrio Kp para la reacción:
Solución
Plan: Usando la ecuación balanceada, escribimos la expresión de la constante de equilibrio. Luego sustituimos las presiones parciales de equilibrio en la expresión y la resolvemos para Kp.
Desarrollo:
EJERCICIO DE PRACTICA
Una solución acuosa de ácido acético tiene las siguientes
concentraciones en el equilibrio a 25°C: [HC2H3O2] = 1.65  10–2 M; [H+] = 5.44  10–4 M; y [C2H3O2–] = 5.44  10–4 M. Calcule la constante de equilibrio Kc para la ionización del ácido acético a 25°C. La reacción es:
Resp: 1.79  10–5
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El Equilibrio se alcanza desde cualquier dirección
Como se ve en la tabla, la relación de [NO2]2 a [N2O4] permanece constante a esta temperatura independientemente
de las concentraciones iniciales de NO2 y N2O4.
El Equilibrio se alcanza desde cualquier dirección
N g
3H g ⇋ 2NH g
No importa que iniciemos la reaccion con N2 y H2 o que
lo hagamos con NH3. En el equilibrio tendremos la misma proporción de las 3 sustancias.
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Qué Significa el Valor de K?
 Si K >> 1, la reacción
favorece los productos; el producto predomina en el equilibrio.
Qué Significa el Valor de K?
 Si K >> 1, la reacción
favorece los productos; el producto predomina en el equilibrio.
• Si K << 1, la reacción
favorece los reactivos; los reactivos
predominan en el equilibrio.
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EJEMPLO: Interpretación de la Magnitud de K
La reacción de N2 con O2 para formar NO podría ser considerada un medio de “fijar” nitrógeno:
El valor de K para esta reacción a 25°C es Kc = 1  10–30. Describa la factibilidad de fijar nitrógeno formando NO a 25°C.
Solución
Como Kc es tan pequeña, muy poco NO se formará a 25°C. El equilibrio
está a la izquierda, favoreciendo los reactivos. Consecuentemente, esta
reacción es un método extremadamente pobre para fijar N2, al menos a 25°C.
EJERCICIO DE PRACTICA
Para la reacción
⇌
,Kp = 794 a 298 K y Kp = 54 a 700 K. Es la formación de HI más favorecida a alta o a baja
temperatura?
Resp: La formacion del producto, HI, es favorecida a baja temperatura pues Kp es mayor a menor
temperatura.
Equilibrio Heterogéneo
El equilibrio heterogéneo se aplica a las reacciones en que los reactivos y productos están en diferentes fases .
Las concentraciones de sólidos y líquidos son esencialmente
constantes.
μ
1000
1
Las concentraciones de sólidos y líquidos puros no aparecen en la expresión de K
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Equilibrio Heterogéneo
⇋
⇌
Mientras haya CaCO3 o CaO en el sistema, la cantidad de CO2 sobre el sólido permanecerá constante.
EJEMPLO: Escritura de expresiones de K para Reacciones Heterogéneas
Escriba la expresión de Kc y Kp (si aplica) para las siguientes reacciones:
Solución
Plan: Se debe omitir cualquier sólido o líquido puro, y solventes de las
expresiones.
Desarrollo: (a) La expresión de la constante de equilibrio es:
P
K
P P
Como H2O aparece como líquido puro, su concentración no aparece en la expresión
de K.
P
K
(b) La expresión de la constante de equilibrio es
P
Como SnO2 y Sn son sólidos puros, sus concentraciones no aparecen en la expresión
de K.
EJERCICIO DE PRACTICA
Escriba la expresión de la constante de equilibrio para las siguientes
reacciones:
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Manipulando Constantes de Equilibrio
Cuando la ecuación para una reacción reversible se escribe en dirección opuesta, la constante de equilibrio se vuelve el inverso de la constante de equilibrio original. ⇌2
2
⇌
0.212 100
1
0.212
4.72 100
Manipulando Constantes de Equilibrio
Cuando se multiplican los coeficientes de una ecuación ajustada por un factor común, la constante de equilibrio se eleva a la correspondiente potencia (si se dividen, se extrae la correspondiente raíz)
⇌2
2
⇌4
0.212
0.212
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Equilibrios Múltiples
Si una reacción se puede expresar como la suma de dos o más reacciones, la constante de equilibrio para la reacción global está dada por el producto de las constantes de equilibrio de las reacciones individuales. ⇌
C ⇌
⇌
Resumiendo…
•
Las concentraciones de las especies reactivas en fase condensada se expresan en M. En la fase gaseosa, las concentraciones se pueden expresar en M o en atm. •
Las concentraciones de sólidos puros, líquidos puros y solventes no aparecen en las expresiones de constantes de equilibrio. •
La constante de equilibrio es una cantidad adimensional. •
Citando un valor para la constante de equilibrio, debe especificarse la ecuación balanceada y la temperatura. •
Si una reacción puede expresarse como una suma de dos o más reacciones, la constante de equilibrio para la reacción global está dada por el producto de las constantes de equilibrio de las reacciones individuales. 11
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EJEMPLO: Evaluación de K cuando se revierte la Ecuación
(a) Escriba la expresión de Kc para la siguiente reacción:
(b) Usando la información del ejemplo anterior, determine el valor de KC a 25°C.
Solución
Plan: La expresión de K es simplemente el cociente de las concentraciones de productos y reactivos, cada una elevada a su coeficiente estequiométrico. Podemos
determinar el valor de K relacionando esta ecuación química con la del ejemplo
anterior, que era:
Desarrollo: (a) La constante es:
(b) La reacción es la reversa de la del ejemplo anterior. Por ende, el valor de K de esta reacción sera el recíproco de la reacción del ejemplo anterior:
EJERCICIO DE PRACTICA
Para la formación de NH3 a partir de N2 y H2 , KP se mide a 300°C. Qué valor tiene Kp para la reacción reversa?
Resp: 2.30  102
EJEMPLO: Combinando Expresiones de Equilibrio
Dada la siguiente informacion,
determine el valor de Kc para la reacción:
Solución
Plan: No podemos sumar ambas ecuaciones tal cual están dadas para obtener la tercera. Debemos manipularlas de modo que se pueda obtener la tercera reacción
como suma de dos.
Desarrollo: Si multiplicamos la primera ecuación por 2 y elevamos K al cuadrado, obtenemos:
Invirtiendo la segunda ecuación y haciendo el correspondiente cambio en K (recíproco), se tiene:
Ahora tenemos 2 ecuaciones cuya suma es igual a la ecuación deseada. Multiplicando los valores de Kc individuales nos da la constante de equilibrio
deseada.
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EJERCICIO DE PRACTICA
Dado que a 700 K, Kp = 54.0 para la reacción
Kp=1.04 x 10-4 para la reacción
⇋
determine el valor de Kp a 700 K para la reacción:
⇌
+ N2 (g)
⇌
y
a 700 K,
El Cociente de Reaccion (Q)
 Para calcular Q, se utiliza la misma expresión de K, pero se sustituyen las concentraciones iniciales.
 Q nos da la misma proporción que la expresión de equilibrio, pero para un sistema que no está en equilibrio.
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Si Q = K,
el sistema está en equilibrio.
Si Q > K,
Hay demasiado producto y el sistema se mueve a la izquierda para alcanzar el equilibrio.
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Si Q < K,
Hay demasiado reactivo, el sistema procede hacia la derecha para alcanzar el equilibrio.
EJEMPLO: Predicción de la dirección para alcanzar el Equilibrio
A 448°C la constante de equilibrio Kc para la reacción
es 50.5. Prediga en qué dirección procederá la reacción para alcanzar el equilibrio a 448°C si empezamos con 2.0  10–2 mol de HI, 1.0  10–2 mol de H2, y 3.0  10–2 mol de I2 en un recipiente de 2.00 L.
Solución
Plan: Podemos determinar las concentraciones iniciales de cada especie en la mezcla de reacción. Luego sustituimos dichas concentraciones es la expresión de Qc. Comparando la magnitud de Kc con Qc, podemos determinar la direccion a la que procederá la reacción hasta alcanzar el equilibrio.
Desarrollo: las concentraciones iniciales son:
El cociente de reacción es:
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CONTINUACIÓN
Como Qc < Kc, la concentración de HI debe incrementarse y las
concentraciones de H2 y I2 deben decrecer para alcanzar el equilibrio; la reacción procederá de izquierda a derecha hasta alcanzar el equilibrio.
EJERCICIO DE PRACTICA
A 1000 K el valor de Kp para la reacción:
es 0.338. Calcule el valor de Qp , y prediga la dirección en la cual se moverá la reacción hacia el equilibrio si las presiones parciales
iniciales son:
Resp: Qp = 16; Qp > Kp, la reacción procederá de derecha a izquierda, formando más SO3.
Cálculos de Equilibrio
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EJEMPLO: Cálculo de K Un sistema cerrado conteniendo inicialmente 1.000  10–3 M H2 y 2.000 x 10–3 M I2 a 448°C se deja que alcance equilibrio. Un análisis
de la mezcla de equilibrio muestra que la concentración de HI es
1.87  10–3 M. Calcule Kc a 448°C para la reacción que tiene lugar, que
es:
Solución
Plan: Construimos una tabla para encontrar las concentraciones de equilibrio, y luego usar éstas para calcular la constante de equilibrio.
Desarrollo: Primero, tabulamos las concentraciones iniciales y de equilibrio
conocidas, dejando espacio para los cambios en concentración:
CONTINUACION
Luego, calculamos el cambio en la concentración de HI, que es la diferencia entre las concentraciones de equilibrio e iniciales:
Usamos los coeficientes de la ecuación balanceada para relacionar el cambio en [HI] con los cambios en [H2] y [I2]:
Calculamos las concentraciones de equilibrio de H2 y I2 , usando las
concentraciones iniciales MENOS el cambio en concentración:
La tabla completa luce como sigue:
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CONTINUACIÓN
Note que los cambios en concentración son negativos cuando una especie se consume y positivos cuando se forma una especie:
Finalmente calculamos la constante de equilibrio a partir de las concentraciones
de equilibrio:
EJERCICIO DE PRACTICA
El trióxido de azufre se descompone a altas temperaturas en un recipiente cerrado. Inicialmente, el recipiente se carga a 1000K con SO3(g) a una presión parcial de 0.500 atm. En el equilibrio, la presión parcial de SO3 es 0.200 atm. Calcule el valor de Kp a 1000 K.
Resp: 0.338
EJEMPLO: Cálculo de Concentraciones de Equilibrio
Un recipiente de 1.000‐L se llena con 1.000 mol de H2 y 2.000 mol de I2 a 448°C. La constante de equilibrio Kc para la reacción
a 448°C es 50.5. Cuáles son las concentraciones de equilibrio de H2 , I2 , y HI en moles por litro?
Solución
Plan: No tenemos ninguna de las concentraciones de equilibrio, así que
tenemos que desarrollar relaciones entre las concentraciones iniciales y las de equilibrio. Para ello expresaremos las concentraciones de equiulibrio en funcion
de las iniciales y de una variable x que represente el cambio en concentración en la reacción hasta alcanzar el equilibrio
Desarrollo: Antes que nada, las concentraciones iniciales son: Luego, construimos una tabla donde tabulamos las concentraciones iniciales:
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04‐Oct‐12
CONTINUACIÓN
Tercer paso, usamos la estequiometría para determinar los cambios en concentración que ocurren cuando la reacción avanza al equilibrio. Las concentraciones de H2 e I2 decrecerán y la de HI se incrementará. Representamos
el cambio en concentración de H2 con la variable x. La ecuación balanceada nos da la relación entre el cambio de concentración de los 3 gases:
Cuarto paso, las concentraciones de equilibrio de los 3 gases se obtienen mediante
la suma algebraica de las concentraciones iniciales y el cambio en concentración, como sigue:
Quinto, sustituimos las concentraciones de equilibrio en la expresión de K y resolvemos para la unica incógnita, x:
CONTINUACION
Esta ecuación se puede expresar de la siguiente manera:
Resolviendo la cuadrática se obtienen dos valores para x:
Solo un valor de x es posible. x = 2.323 no es válido puesto que darían como
resultado concentraciones negativas de H2 e I2, lo cual es químicamente
imposible. La solución posible es x = 0.935:
Comprobación: Podemos comprobar nuestro resultado si usamos los valores para
obtener K:
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EJERCICIO DE PRACTICA
Para el siguiente equilibrio, Kp tiene un valor de 0.497 a 500 K. Un cilindro con gas a 500 K es cargado con PCl5(g) a una presión inicial
de 1.66 atm. Determine las presiones de equilibrio de PCl5 , PCl3 , y Cl2 a esta temperatura?
EJEMPLO:
Una mezcla de 0.80 mol de H2 y 0.80 mol de I2 se coloca en un recipiente de acero de 2.00 L a 430 °C. Kc para la reacción:
Es 54.3 a esta temperatura. Calcule la concentración de H2, I2 y HI en el equilibrio.
Solución:
Inicial:
Cambio:
Equilibrio:
0.40M
0.40M
0
‐x
‐x
2x
0.40‐x
0.40‐x
2x
Escribiendo la expresión de KC en función de las concentraciones de equilibrio:
2
0.40
Sacando raíz a ambos lados:
0.40
0.40
2
0.40
0.315
54.3
0.085
2
0.40
54.3
Resolviendo para x:
2 0.315
0.315
0.63
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Una mezcla de H2, I2 y HI se coloca en un recipiente de acero a 430 °C. Kc para la reacción:
es 54.3 a esta temperatura. Calcule la concentración de H2, I2 y HI en el equilibrio, si las concentraciones iniciales son [H2]o = 0.050 M, [I2]o = 0.045 M y [HI]o = 0.25 M.
A 1280°C la constante de equilibrio (Kc) para la reacción
⇋2
Es 1.1 x 10‐3. Si las concentraciones iniciales son [Br2] = 0.063 M y [Br] = 0.012 M, calcule las concentraciones de estas especies en equilibrio.
Principio de Le Châtelier
“Si un sistema en equilibrio es perturbado por un cambio en temperatura, presión o concentración de uno de sus componentes, el sistema modificará su posición de equilibrio para contrarrestar dicha perturbación.”
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Cambios en la Concentración
Si se añade H2 al sistema, se consume N2
y los dos reactivos
reaccionarán para
formar más NH3.
Si se remueve NH3 con ayuda de un aparato de este
tipo, el equilibrio se desplaza hacia la derecha.
Desplazamiento del equilibrio
Cambios
Aumenta la concentración del producto(s) izquierda
Disminuye la concentración del producto(s)
derecha
Aumenta la concentración del reactivo(s)
derecha
Disminuye la concentración del reactivo(s)
izquierda
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Cambios en el volumen y presión
⇋
Cuando cambia el volumen, la presión parcial de cada gas cambia también, así como la concentración de cada gas. Esto provoca cambio en la posición del equilibrio
2
2
2
1
2
2
Al duplicar la P de cada gas (por disminución del volumen a la mitad, se afecta más el lado con más moles de gas, por ende, el equilibrio se desplaza hacia el lado con menos moles de gas…
Cambio
Desplazamiento del equilibrio
Aumenta la presión Disminuye la presión
Aumenta el volumen
Disminuye el volumen
Lado con menos moles de gas Lado con más moles de gas Lado con más moles de gas Lado con menos moles de gas “Si un sistema en equilibrio es perturbado por un cambio en temperatura, presión o concentración de uno de sus componentes, el sistema modificará su posición de equilibrio para contrarrestar dicha perturbación.” 2NO2(g) ⇋ N2O4 (g)
Mezcla en equilibrio de NO2(g) de color pardo y N2O4(g) incoloro en una jeringa hermética
El volumen y por tanto la presión se modifican al mover el émbolo. La compresión de la mezcla incrementa temporalmente la concentración de NO2
Cuando la mezcla restablece el equilibrio, el color es tan claro como al inicio porque el aumento de favorece la formación de N2O4
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Cambios en la Temperatura
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El valor de casi todas las constantes de equilibrio cambia con la temperatura. Un incremento en la temperatura favorece la reacción endotérmica y una disminución de la temperatura favorece la reacción exotérmica.
A temperatura ambiente están presentes tanto los iones Co(H2O)6 2+ rosados como los CoCl42‐ azules los cuales le imparten un color violeta a la solución
Al calentar la disolución el equilibrio se desplaza hacia la derecha y se forma mas CoCl42‐ azul
Al enfriar la disolución el equilibrio se desplaza hacia la izquierda, hacia el Co(H2O)62+ rosado
Co(H2O)62+(ac) + 4Cl-(ac) ⇋ CoCl42-(ac) + 6H2O(l)
H  0
Los catalizadores aceleran ambas reacciones, la derecha y la reversa. El equilibrio se alcanza más rápido, pero no se modifica la posición de equilibrio
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EJEMPLO: Principio de Le Châtelier
Considere el equilibrio
En qué dirección se desplazará el equilibrio cuando (a) se añade N2O4 , (b) NO2 es removido, (c) la presión total es incrementada adicionando N2(g), (d) se incrementa el volumen, (e) se disminuye la temperatura?
Solución
(a) El sistema se ajustará para disminuir la concentración del N2O4 añadido. El equilibrio se desplaza a la derecha, hacia los productos.
(b) El sistema reaccionará produciendo más NO2; por lo tanto, el equilibrio se desplaza a la derecha.
(c) Adicionando N2 aumenta la presión total del sistema, pero como N2 no está
envuelto en la reacción. Las presiones parciales de NO2 y N2O4 no se afectan, por
lo que la posición de equilibrio no se afecta.
(d) Si aumenta el volumen, el sistema se desplazará en la dirección donde haya
más moles de gas, en este caso, a la derecha. (e) La reacción es endotérmica, podemos ver el calor como un reactivo. Disminuyendo la temperatura desplazará el equilibrio en la dirección que
produzca más calor, en nuestro caso a la izquierda, y se forma más N2O4. Esto
afecta también el valor de la constante de equilibrio, K.
EJERCICIO DE PRACTICA
Para la reacción
En qué dirección se desplazará el equilibrio cuando (a) Cl2(g) es
removido, (b) se disminuye la temperatura, (c) el volumen se incrementa, (d) PCl3(g) es añadido?
Resps: (a) derecha, (b) izquierda, (c) derecha, (d) izquierda
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04‐Oct‐12
La energía libre de Gibbs y equilibrio químico
 Al iniciar una reacción con los reactivos en estado estándar (1 M), las concentraciones varían y dejan de ser estándares.
 Para predecir la dirección de la reacción en condiciones diferentes al estado estándar, se utiliza ∆G y no ∆G°
∆
•
•
∆
Si ∆G° es un valor grande negativo, ∆G solo será positivo si el termino RTlnQ es muy grande, o sea, si se ha formado gran cantidad de producto
Si ∆G° es un valor grande positivo, ∆G solo será negativo si el termino RTlnQ es muy pequeño, o sea, si se la concentración de reactivos es mucho mayor a la de productos ∆G° > 0, poco producto;
∆G° <0, mucho producto
∆
∆
• En el equilibrio, Q = K, y G = 0.
• La ecuación se convierte en:
0 = G + RT lnK
• Reacomodando, se tiene:
∆
A mayor valor de K, más negativo es ∆G°:
°:
1⇒
0⇒∆
0 En el equilibrio predominan los reactivos.
1⇒
0⇒∆
0 En el equilibrio predominan los productos
1⇒
0⇒∆
0 En el equilibrio se favorecen por igual reactivos y productos.
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04‐Oct‐12
Analogía entre el cambio de energía
potencial gravitacional de una bola bajando una colina (a) y el cambio
de energía libre en una reacción
espontánea (b). La posición de equilibrio en (a) viene dada por la mínima energía
potencial gravitacional disponible
para el sistema. La posición de equilibrio en (b) viene dada por el mínimo valor de energía libre
disponible para el sistema.
Si hay mucho H2 y N2
respecto a la cantidad de NH3 presente (Q<K), se forma NH3
espontáneamente. Si hay mucho NH3 en la mezcla (Q > K), el NH3
se descompone
espontáneamente. Ambos procesos van “cuesta abajo” en energía
libre. En el equilibrio, Q = K y la energía libre está a un mínimo (G = 0). 27
04‐Oct‐12
G0 < 0
G0 > 0
EJEMPLO: Cálculo de G en Condiciones no Estándares
En la reacción del proceso Haber de síntesis de Amoníaco:
Calcule G a 298 K para una mezcla de reacción que consiste en 1.0 atm N2, 3.0 atm H2, y 0.50 atm NH3.
Solución
Plan: Para calcular G necesitamos calcular previamente el cociente de reacción
Q con las presiones parciales de los gases, además de obtener G° a partir de las
energías libres estándares de formación.
Desarrollo: Primero calculamos Q:
Con los valores de las energías libres estándares de formación, se tiene que
G° = ‐33.3 kJ para esta reacción. Escribimos este valor como kJ/mol, donde
“/mol”se refiere a “mol de reacción como está escrita”. Por lo tanto, G° = –
33.3kJ/mol implica por 1 mol de N2, por 3 mol de H2, y por 2 mol de NH3.
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04‐Oct‐12
CONTINUACIÓN
Comentario: Vemos que G se hizo más negativa, cambiando de –33.3 kJ/mol a
–44.9 kJ/mol cuando las presiones de N2, H2, y NH3 son cambiadas de 1.0 atm cada
una (condiciones estándares, G° ) a 1.0 atm, 3.0 atm, y 0.50 atm, respectivamente. El valor más negativo de G indica una mayor “fuerza motriz” para producir NH3.
Se pudo predecir lo mismo en base al principio de Le Châtelier. En relación a las condiciones estándares, incrementamos la presión de un reactivo (H2) y disminuimos la presión del producto (NH3). Le Châtelier predice que ambos cambios deberían desplazar la reacción hacia la derecha, formándose más NH3.
EJERCICIO DE PRACTICA
Calcule G a 298 K para la reacción anterior si la mezcla de reacción
consiste en 0.50 atm N2, 0.75 atm H2, y 2.0 atm NH3.
Respuesta: –26.0 kJ/mol
EJEMPLO: Cálculo de K a partir de G°
Use las energías libres de formación para calcular la constante de equilibrio, K, a 25°C para la reacción del Proceso Haber:
G° = –33.3 kJ/mol = –33,300 J/mol. Solución
∆
∆
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04‐Oct‐12
EJERCICIOS DE PRACTICA
a) Use los datos de tablas termodinámicas para calcular el cambio
en energía libre estándar, y el valor de la constante de equilibrio, K, para la reacción
b) Calcular KP a 25 °C para la reacción:
⇋
c) El ∆G° para la reacción:
⇋
Es 2.60 kJ/mol a 25 °C. En un experimento, las presiones iniciales fueron . ,
. .
. Calcule ∆G para la reacción y prediga la dirección de la misma.
Respuesta: (a) G° = –106.4 kJ/mol, K = 5  1018
Relación de van’t Hoff
∆
∆
∆
∆
∆
∆
∆
1
∆
∆
30
04‐Oct‐12
EJERCICIO DE PRACTICA
Para la reacción
⇋
a) Calcule ∆H°, sabiendo que a 800 K, KP = 910 y a 1000 K, KP = 3.2. b) A qué temperatura KP será igual a 1.0 x 106? A temperatura ambiente el azufre existe como un sólido formado por anillos S8 pero a elevadas temperaturas se puede producir azufre vapor, S2 que puede reaccionar con hidrógeno según la siguiente reacción:
H 2 ( g ) + S 2 ( g ) ‐> H 2 S ( g ) Si las constantes de equilibrio de la reacción a 1023 K y 1473 K es 107 y 4.39 respectivamente, determinar el calor de reacción en este rango de temperatura. 31