Investigación 1

Universidad de Guayaquil

Facultad de Ingeniería Química

Segundo Parcial

Investigación #1

Ø  Efectos de la presión sobre los equilibrios

Principio de Le Chatelier: Un sistema, sometido a un cambio, se ajusta el sistema de tal manera que se cancela parcialmente el cambio.

Factores que influyen en la reacción: Concentración Presión Temperatura.

Presión: Es importante hacer notar, que la presión sólo afecta a aquellos productos o reactivos que se encuentran en fase gaseosa. A mayor presión, el equilibrio tenderá a irse a donde hay menor número de moles. De acuerdo con la ley general del estado gaseoso.

PV=RnT que implica que, a mayor número de moles, mayor presión.

En las reacciones de gas, si no hay cambio en el número de moles, entonces la presión no tiene efecto sobre el equilibrio.

Ejemplos:

1.      Una mezcla gaseosa constituida inicialmente por 3,5 moles de hidrógeno y 2,5 de yodo, se calienta a 400ºC con lo que al alcanzar el equilibrio se obtienen 4.5 moles de HI, siendo el volumen del recipiente de reacción de 10 litros. Calcule: a) El valor de las constantes de equilibrio K_c y K_p; b) La concentración de los compuestos si el volumen se reduce a la mitad manteniendo constante la temperatura a 400ºC.

a) Equilibrio:     H₂ (g) +      I₂ (g)    Á   2 HI (g)

Moles inic.:         3,5             2,5                 0

Moles equil:        1,25           0,25             4,5

Conc. eq(mol/l)   0,125         0,025          0,45

b)  En este caso, el volumen no influye en el equilibrio, pues al haber el mismo nº de moles de reactivos y productos, se eliminan todas las “V” en la expresión de K_C.

Por tanto, las concentraciones de reactivos y productos, simplemente se duplican:

Se puede comprobar como:

2.      En la reacción de formación del amoniaco, hay cuatro moles en el primer miembro y dos en el segundo; por tanto, hay una disminución de volumen de izquierda a derecha:

N2 (g) + 3 H2 (g) Û 2 NH3 (g)

Si disminuimos el volumen del sistema el efecto inmediato es el aumento de la concentración de las especies gaseosas y, por tanto, de la presión en el recipiente. Dicho aumento se compensa parcialmente si parte del N2 y del H2 se combinan dando NH3, pues así se reduce el número total de moles gaseosos y, consecuentemente, la presión total. El equilibrio se desplaza hacia la derecha.

Si aumentamos el volumen ocurrirá todo lo contrario.

3.      Un aumento en la presión de un sistema en que ocurre el siguiente equilibrio.

2 NO2 (g)    ⇄    N2O4 (g)

La reacción se trasladará para el lado con menor número de moles de gas, a fin de atenuar la elevación de la presión. Por otra parte, si la presión disminuye, la reacción se trasladará para el lado con mayor número de moles de gas para ayudar a no reducir la presión.

Disminuye la presión

< ——

2 NO2(g) ⇄  N2O4(g)

—— >

Aumenta la presión

Cuando la reacción alcanza el equilibrio, un aumento de la presión hace con que la reacción prosigo en el sentido del N2O4, porque eso reduce los moles totales de gas presentes y consecuentemente, la presión.

Ø  Efectos de las concentraciones en los equilibrios.

Si una vez establecido un equilibrio varía la concentración de algún reactivo o producto, el equilibrio desaparece y se tiende hacia un nuevo equilibrio.

Las concentraciones iniciales de este nuevo equilibrio son las del equilibrio anterior con las variaciones que se hayan introducido.

De modo que si disminuyera la concentración de algún reactivo: disminuiría el denominador en Q, y la manera de volver a igualarse a K_C sería que aumentase la concentración de reactivos (en cantidades estequiométricas) y, en consecuencia, que disminuyesen las concentraciones de productos, con lo que el equilibrio se desplazaría hacia la izquierda, es decir, se obtiene menos producto que en condiciones iniciales.

Se puede argumentar que, si aumentase la concentración de algún producto, el equilibrio se desplazaría a la izquierda, mientras que, si disminuyese, se desplazaría hacia la derecha.

Ejemplo:

1.      En el equilibrio anterior: PCl₅(g) Á PCl₃(g) + Cl₂(g) ya sabemos que, partiendo de 2 moles de PCl₅(g) en un volumen de 5 litros, el equilibrio se conseguía con 1,45 moles de PCl₅, 0,55 moles de PCl₃ y 0,55 moles de Cl₂ ¿cuántos moles habrá en el nuevo equilibrio si una vez alcanzado el primero añadimos 1 mol de Cl₂ al matraz? (K_c = 0,042)

Equilibrio:                     PCl₅(g)       Á      PCl₃(g)    +       Cl₂(g)
Moles inic.:                   1,45                     0,55                 0,55 + 1
Moles equil.              1,45 + x                0,55 – x             1,55 – x

Resolviendo la ecuación se obtiene que: x = 0,268

Equilibrio:                 PCl₅(g)       Á      PCl₃(g)    +       Cl₂(g)
n_eq (mol)               1,45+0,268          0,55–0,268      1,55–0,268
                                  1,718                  0,282                1,282
conc (mol/l)              0,3436                0,0564              0,2564

El equilibrio se ha desplazado a la izquierda. Se puede comprobar como:

2.      Por ejemplo:

H2(g) + I2(g) ↔ 2HI(g)

Si se añade gas H2 en el recipiente, el equilibrio se desplaza hacia la derecha y el sistema de disminuir la concentración de H2. (Principio de Le Chatelier)

3.      Tres contenedor dado a continuación están en equilibrio con las reacciones dadas.

Si los volúmenes de ellos disminuyeron desde el punto I y II, en la que encontrar equilibrio contenedor se desplaza hacia la derecha.

Solución:

I. En primer contenedor, no hay cambio en el número de moles. Así, la presión no afecta esta reacción.

II. En segundo recipiente, no hay cambio en el número total de moles. Pero, en esta reacción moles de gas en esta reacción disminuye. Así, el equilibrio se desplaza hacia la derecha.

III. Como se puede ver en la reacción, el número de moles de descensos. Por lo tanto el equilibrio se desplaza hacia la derecha.

Ø  Efectos de la temperatura sobre las constantes de equilibrio.

Se observa que, al aumentar T, el sistema se desplaza hacia donde se consuma calor, es decir, hacia la izquierda en las reacciones exotérmicas y hacia la derecha en las endotérmicas.

Si disminuye T el sistema se desplaza hacia donde se desprenda calor (derecha en las exotérmicas e izquierda en las endotérmicas).

Ejemplos:

1.      Si en una reacción exotérmica aumentamos la temperatura cuando se haya alcanzado el equilibrio químico, la reacción dejará de estar en equilibrio y tendrá lugar un desplazamiento del equilibrio hacia la izquierda (en el sentido en el que se absorbe calor). Es decir, parte de los productos de reacción se van a transformar en reactivos hasta que se alcance de nuevo el equilibrio químico.

Si la reacción es endotérmica ocurrirá lo contrario. 

2.      ¿Hacia dónde se desplazará el equilibrio al: 

a) disminuir la presión? 

b) aumentar la temperatura?

H₂O(g) + C(s) Á CO(g) + H₂(g) (DH > 0)

Hay que tener en cuenta que las concentraciones de los sólidos ya están incluidas en la K_C por ser constantes.

a) Al bajar "p" el equilibrio se desplaza hacia la derecha (donde más moles de gases hay: 1 de CO + 1 de H₂ frente a 1 sólo de H₂O)

b) Al subir "T" el equilibrio también se desplaza hacia la derecha (donde se consume calor por ser la reacción endotérmica).

3.      H₂(g) + I₂(g) ↔ 2HI(g) + Calor

La reacción es exotérmica dada anteriormente. Para mantener la temperatura de equilibrio debe ser constante. Si el calor se da al sistema, según el sistema de principio de Le Chatelier quiere disminuir esta temperatura y desplazamiento del equilibrio hacia la izquierda o la derecha. Constante de equilibrio de esta reacción: