Fundamentos del Equilibrio Químico y Cinética de Reacciones

1. Sistema en equilibrio: C(s) + 1/2 O₂(g) ⇄ CO(g) ΔH = -155 kJ

a) Aumento de la temperatura (T):

Si aumenta la temperatura, el equilibrio se desplaza, según el Principio de Le Chatelier, en el sentido que absorba calor para compensar dicho aumento. Dado que la reacción es exotérmica (ΔH < 0), el desplazamiento será hacia la izquierda (sentido endotérmico).

b) Disminución de la presión (P):

Si disminuye la presión, el equilibrio se desplaza, según Le Chatelier, hacia donde haya mayor número de moles gaseosos para compensar la disminución. En este caso, la reacción tiene 0.5 moles de gas en los reactivos (O₂) y 1 mol de gas en los productos (CO). Por lo tanto, el desplazamiento será hacia la derecha.

c) Disminución de la cantidad de C:

Si disminuye la cantidad de carbono (C), no influye en el equilibrio, ya que el carbono se encuentra en estado sólido y su concentración no afecta la constante de equilibrio.

d) Adición de un catalizador:

Un catalizador no influye en la posición del equilibrio químico, pero sí en la rapidez con la que se alcanza dicho equilibrio.

2. Reacción: 4 NH₃(g) + 3 O₂(g) ⇄ 2 N₂(g) + 6 H₂O(g) ΔH < 0

a) ¿Cómo debería modificarse la temperatura para aumentar la proporción de N₂ molecular en la mezcla?

Para aumentar la concentración de N₂, el equilibrio debería desplazarse hacia la derecha. Dado que la reacción es exotérmica (ΔH < 0), esto se consigue disminuyendo la temperatura.

b) ¿Cómo influiría en el equilibrio la inyección de O₂ molecular en el reactor en el que se encuentra la mezcla?

Al aumentar la concentración de O₂, el equilibrio se desplaza, según Le Chatelier, en el sentido que consuma el O₂ añadido. En este caso, el desplazamiento será hacia la derecha.

c) ¿Cómo debería modificarse la presión para aumentar la cantidad de NH₃ en la mezcla?

Para aumentar la cantidad de NH₃, el equilibrio debe desplazarse hacia la izquierda. En los reactivos hay 4 + 3 = 7 moles gaseosos, y en los productos hay 2 + 6 = 8 moles gaseosos. Para favorecer la formación de NH₃ (desplazamiento a la izquierda), donde hay menor número de moles gaseosos, se debe aumentar la presión.

3. Equilibrio: C(s) + 2 H₂(g) ⇄ CH₄(g) ΔH < 0

a) Disminución de la temperatura (T):

Si disminuye la temperatura, el equilibrio se desplaza, según Le Chatelier, en el sentido que libere calor para compensar dicha disminución. Dado que la reacción es exotérmica (ΔH < 0), el desplazamiento será hacia la derecha.

b) Adición de C:

Como el carbono (C) es un sólido, su adición no influye en la posición del equilibrio.

c) Disminución de la presión parcial de H₂ manteniendo constante la temperatura:

La expresión de Kp es Kp = P_CH4 / (P_H2)². Si disminuye la presión parcial de H₂, para que Kp se mantenga constante, la presión parcial de CH₄ también debe disminuir. Esto implica que el equilibrio se desplaza hacia la izquierda, donde hay mayor número de moles gaseosos (2 moles de H₂ frente a 1 mol de CH₄), para compensar la disminución de la concentración de H₂.

4. Verdadero o Falso (VoF)

a) De dos sales poco solubles, ¿siempre tendrá menor solubilidad la que tenga mayor producto de solubilidad?

Falso. La solubilidad no es directamente proporcional al producto de solubilidad (Kps) de forma lineal cuando las estequiometrías son diferentes. Por ejemplo, para una sal tipo AB, s = √Kps; para una sal tipo AB₂, s = ∟(Kps/4). Una sal con un Kps mayor puede tener una solubilidad menor si su estequiometría es diferente. Si las estequiometrías son iguales, entonces sí, a menor Kps, menor solubilidad.

b) La solubilidad del Ag₂CrO₄, ¿será menor en agua que en una disolución 0.01 M de AgNO₃?

Verdadero. Cuando se añade una sal muy soluble que contiene un ion común (Ag⁺ en este caso) a una disolución de una sal poco soluble (Ag₂CrO₄), el equilibrio de solubilidad de la sal poco soluble se desplaza hacia la izquierda (hacia la formación de sólido no disuelto) según el Principio de Le Chatelier. Esto provoca una disminución de la solubilidad de la sal poco soluble. Por lo tanto, la solubilidad de Ag₂CrO₄ será menor en la disolución de AgNO₃ que en agua pura.

c) Para el compuesto MF₂ (Pm = 100 g/mol) que tiene una Kps = 4 × 10^-12, ¿su solubilidad en agua será 0.01 g/L?

Verdadero. Para MF₂ ⇄ M²⁺ + 2F^-, Kps = [M²⁺][F^-]² = s × (2s)² = 4s³. Dado Kps = 4 × 10^-12, entonces 4s³ = 4 × 10^-12 → s³ = 10^-12 → s = 10^-4 mol/L. La solubilidad en g/L es s × Pm = 10^-4 mol/L × 100 g/mol = 10^-2 g/L = 0.01 g/L.

d) ¿El producto de solubilidad del Ag₂CrO₄ cambia con la temperatura?

Verdadero. La solubilidad (s) de la mayoría de las sales varía con la temperatura, y dado que el producto de solubilidad (Kps) es una constante de equilibrio que depende de la solubilidad, también varía con la temperatura.

5. Cinética de la reacción: N₂(g) + 1/2 O₂(g) → N₂O(g)

Esta reacción es de primer orden respecto al O₂ y de segundo orden respecto al N₂.

a) Escriba la ecuación de velocidad:

V = k [N₂]² [O₂]¹

b) Indique el orden total de la reacción:

Orden total = 2 + 1 = 3

c) ¿Qué unidades tiene la constante de velocidad (k)?

k = Velocidad / ([N₂]² [O₂]) = (mol·L^-1·s^-1) / ((mol·L^-1)² · (mol·L^-1)) = (mol·L^-1·s^-1) / (mol³·L^-3) = L²·mol^-2·s^-1

6. Equilibrio en recipiente cerrado: 2 HgO(s) ⇄ 2 Hg(l) + O₂(g) ΔH > 0

a) Escriba la ecuación de Kc y Kp:

Kc = [O₂]

Kp = P_O2

La relación entre Kp y Kc es Kp = Kc (RT)^Δn, donde Δn es la variación de moles gaseosos (1 mol de O₂ en productos, 0 en reactivos). Por lo tanto, Δn = 1. Así, Kp = Kc (RT)¹.

b) ¿Cómo afecta al equilibrio un aumento de la presión parcial de O₂?

Cuando aumenta la presión parcial de O₂, el equilibrio se desplaza, según Le Chatelier, en el sentido que consuma el O₂ añadido. En este caso, el desplazamiento será hacia la izquierda (hacia la formación de HgO).

c) ¿Qué le ocurre cuando aumenta la temperatura?

Cuando aumenta la temperatura, el equilibrio se desplaza, según Le Chatelier, en el sentido que absorba calor para compensar dicho aumento. Dado que la reacción es endotérmica (ΔH > 0), el desplazamiento será hacia la derecha.