Ejercicios Resueltos de Equilibrio Químico y Electroquímica
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Ejercicios Prácticos de Termodinámica Química y Electroquímica
Problema 3: Cálculo de la Constante de Equilibrio Kc
La constante de equilibrio $K_p$ para la reacción:
$$\text{PCl}_5 \text{ (g)} \rightleftharpoons \text{PCl}_3 \text{ (g)} + \text{Cl}_2 \text{ (g)}$$
es de $K_p = 1,05$ a la temperatura de $250 \,^{\circ}\text{C}$. La reacción se inicia con una mezcla de $\text{PCl}_5$, $\text{PCl}_3$ y $\text{Cl}_2$ cuyas presiones parciales son:
- $P_{\text{PCl}_5} = 0,177 \, \text{atm}$
- $P_{\text{PCl}_3} = 0,223 \, \text{atm}$
- $P_{\text{Cl}_2} = 0,111 \, \text{atm}$
Determinación:
- El valor de $K_c$ a dicha temperatura.
Nota: Para resolver este punto se requiere la relación entre $K_p$ y $K_c$: $K_p = K_c (RT)^{\Delta n_g}$.
Cuestión 4: Electrólisis de Ácido Sulfúrico Diluido
Se pasa durante $7,44 \, \text{horas}$ una corriente de $1,26 \, \text{A}$, a través de una celda electrolítica que contiene ácido sulfúrico diluido, obteniéndose oxígeno e hidrógeno.
Preguntas:
- ¿Qué proceso tendrá lugar en cada semicelda?
- ¿Qué volumen de gases se generará medidos en condiciones normales (C.N.)?
Solución Parcial:
a) Procesos en las Semirreacciones
En medio acuoso ácido, el agua es oxidada en el ánodo y el hidrógeno es reducido en el cátodo (si el potencial de reducción del ion $\text{H}^+$ es más positivo que el del agua, lo cual es el caso para el $\text{H}_2\text{SO}_4$ diluido).
- Ánodo (Oxidación): Se oxida el agua para producir oxígeno gaseoso.
- Cátodo (Reducción): Se reduce el ión hidrógeno ($\text{H}^+$) para producir hidrógeno gaseoso.
Semirreacciones (Completar):
- Ánodo (Oxidación): $2 \text{H}_2\text{O} \rightarrow \text{O}_2 + 4 \text{H}^+ + 4 e^-$
- Cátodo (Reducción): $2 \text{H}^+ + 2 e^- \rightarrow \text{H}_2$
Nota: Para el cálculo del volumen en el apartado b) se debe utilizar la cantidad de electricidad ($Q = I \cdot t$) y la constante de Faraday ($F$).
Cuestión 5: Principio de Le Châtelier en la Síntesis de $\text{PCl}_5$
El tricloruro de fósforo reacciona con cloro para dar pentacloruro de fósforo según la siguiente reacción de equilibrio:
$$\text{PCl}_3 \text{ (g)} + \text{Cl}_2 \text{ (g)} \rightleftharpoons \text{PCl}_5 \text{ (g)}$$
Una vez alcanzado el equilibrio químico, explica cómo se modificará el mismo si se aplican las siguientes perturbaciones:
Efectos sobre el Equilibrio:
- Se aumenta la temperatura.
- Se disminuye la presión total.
- Se añade gas cloro.
- Se introduce un catalizador adecuado.
Explicación de los Desplazamientos:
a) Aumento de Temperatura
Al elevar la temperatura, el equilibrio evoluciona en el sentido en el que se produce absorción de calor, es decir, en el sentido endotérmico de la reacción. Dado que la reacción directa ($\text{PCl}_3 + \text{Cl}_2 \rightarrow \text{PCl}_5$) es exotérmica (libera calor), un aumento de la temperatura provoca un desplazamiento del equilibrio hacia la izquierda (hacia los reactivos).
b) Disminución de la Presión Total
Una disminución de la presión total provoca un aumento del volumen del reactor. Ante esta perturbación, el sistema evoluciona buscando contrarrestar el cambio, favoreciendo la reacción que produce un mayor número de moles gaseosos. En esta reacción, el lado izquierdo tiene $1+1=2$ moles gaseosos, y el lado derecho tiene $1$ mol gaseoso. Por lo tanto, el equilibrio se desplaza hacia la izquierda para aumentar el número de moléculas por unidad de volumen.
c) Adición de Gas Cloro ($\text{Cl}_2$)
La introducción del reactivo $\text{Cl}_2$ aumenta su concentración. Según el Principio de Le Châtelier, la reacción se desplazará para consumir el exceso de reactivo añadido. Así, el equilibrio se desplaza hacia la derecha, haciendo reaccionar $\text{Cl}_2$ y $\text{PCl}_3$ para formar más $\text{PCl}_5$.
d) Introducción de un Catalizador
La introducción de un catalizador no provoca desplazamiento alguno en el equilibrio de la reacción. El catalizador actúa acelerando tanto la velocidad de la reacción directa como la de la inversa en el mismo factor, al disminuir la energía de activación de ambas. Esto permite que el sistema alcance el estado de equilibrio más rápidamente, pero no altera las concentraciones finales de equilibrio.