Resolución Detallada de Problemas de Equilibrio y Cinética Química

Equilibrio Químico y Cinética de Reacciones: Problemas Resueltos

Este documento presenta la resolución de diversos problemas relacionados con el equilibrio químico y la cinética de reacciones, abordando cálculos de concentraciones, constantes de equilibrio, aplicación del Principio de Le Châtelier y conceptos de velocidad de reacción.

J5A: Cálculos de Concentraciones y Constantes de Equilibrio

• a) Valores de equilibrio: x = 0.125; [CS₂] = 0.135 M; [H₂] = 0.06 M; [CH₄] = 0.025 M; [H₂S] = 0.05 M.
• b) Constantes de equilibrio: Kp = 35.72; Kc = 0.016.

R13A: Veracidad de Afirmaciones sobre Equilibrio

• a) Falsa. La presión total (Pt) es la suma de las presiones parciales de todas las especies gaseosas presentes en la mezcla, no solo PCO₂ + PO₂.
• b) Falsa. La relación entre Kp y Kc es Kp = Kc * (RT)^Δn. Por lo tanto, Kp = Kc solo si el cambio en el número de moles gaseosos (Δn) es igual a cero.
• c) Falsa. KO₂ es un compuesto sólido. Las concentraciones de sólidos puros no se incluyen en la expresión de la constante de equilibrio.

R15B: Cociente de Reacción y Concentraciones en Equilibrio

• a) Si el cociente de reacción (Q) es mayor que la constante de equilibrio (Kc), el sistema se encuentra desplazado hacia la izquierda, descomponiendo los productos formados para generar los reactivos de partida.
• b) Valores de equilibrio: x = 0.0755; [NO₂] = 0.2245 M; [N₂O₄] = 0.23775 M.

R24B: Conceptos Fundamentales de Cinética Química

• a) Verdadera. La estequiometría de la reacción es 1:1.
• b) Falso. La constante de velocidad (k) de una reacción cambia cuando varía la temperatura, según la ecuación de Arrhenius: k = A * e^-Ea/RT, donde A es el factor de frecuencia, Ea la energía de activación, R la constante de los gases ideales y T la temperatura en Kelvin.
• c) Falso. El orden total de la reacción es 2.

R25B: Descomposición de Óxidos y Constantes de Equilibrio

• a) Si la presión total (Pt) es igual a la presión parcial de O₂ (PO₂), se despejan los moles de O₂ de la ecuación de los gases ideales: nO₂ = 9.39 x 10^-3 mol.
• Masa de CuO sin descomponer: n - 4x = (4.9/79.5) - (4 * 9.39 x 10^-3) = 0.024 moles. Esto equivale a 0.024 mol * 79.5 g/mol = 1.19 g.
• b) Constantes de equilibrio: Kp = PO₂ = 0.5; Kc = [O₂] = 4.69 x 10^-3.

R33A: Aplicación del Principio de Le Châtelier

El Principio de Le Châtelier establece que un cambio o perturbación en cualquiera de las variables que determinan el estado de equilibrio químico produce un desplazamiento del equilibrio en el sentido de contrarrestar o minimizar el efecto causado por la perturbación.

• a) Si se aumenta el volumen a temperatura constante, se produce una disminución de la presión total del recipiente. Según el Principio de Le Châtelier, el sistema se desplazará en el sentido que aumente la presión, es decir, en el sentido que aumente el número de moles gaseosos.
• b) Si aumenta la concentración de los productos a temperatura constante, según el Principio de Le Châtelier, el sistema se desplaza en el sentido de consumir dicha concentración, es decir, formando reactivos.
• c) Al equilibrio solo le afectan los compuestos gaseosos. Como el hierro (Fe) se encuentra en estado sólido, un aumento de su cantidad no provocaría ningún cambio en el equilibrio.

R35B: Cálculo de Moles y Constantes de Equilibrio

• a) Se sustituyen los moles totales (n_totales) en la ecuación de los gases ideales para obtener x = 0.018. Las cantidades en equilibrio son: nBrF₅ = 0.064 mol; nBr₂ = 0.018 mol; nF₂ = 0.09 mol.
• b) Constantes de equilibrio: Kc = 2.59 x 10^-9; Kp = 0.594.

R43A: Ley de Velocidad y Cinética de Reacción

• a) La ley de velocidad es: v = k [A(g)]².
• b) Si la velocidad es v/2, la concentración de A es 2 veces mayor; y como la concentración está al cuadrado, la velocidad se cuadruplica.
• c) Velocidad de reacción: v = 0.0324 mL/s.

R45B: Equilibrio de Descomposición y Cálculos de Masa

• a) Kp = P_H2O x P_CO2 = (P_CO2)² = 3.25. Por lo tanto, P_CO2 = 1.8 atm. La presión total (Pt) es 3.6 atm.
• b) Moles iniciales: 100/84 mol.
• Constante de equilibrio: Kc = 3.05 x 10^-3.
• Con Kc, se calcula x = 0.11.
• Masa de NaHCO₃ descompuesta: 2 x 0.11 x 84 g/mol = 18.48 g.
• Masa de NaHCO₃ que queda en el recipiente: 100 g - 18.48 g = 81.52 g.
• Masa de Na₂CO₃ que queda en el recipiente: 0.11 x 106 g/mol = 11.66 g.

S5A: Cálculos de Moles, Concentraciones y Presión Total

• a) x = 0.32 moles.
• Con Kc, se calcula n = 0.57.
• Concentraciones en equilibrio: [CO] = [H₂O] = 0.16 M; [CO₂] = [H₂] = 0.125 M.
• b) Moles totales en el equilibrio (n_total) = 1.14 mol.
• Mediante la ecuación de los gases ideales, la presión total (Pt) es 58.85 atm.