SOLUCIÓN EXAMEN EQUILIBRIO QUÍMICO Y CINÉTICA REACCIÓN QUÍMICA - 2 BACHILLERATO 20-21

 1.       Los siguientes datos se obtuvieron de la reacción siguiente entre el acetato de etilo y un hidroxilo

CH3COOCH2CH3 + OH- ßà  CH3COOH + CH3CH2OH

                Experimento      [CH3COOCH2CH3]_o           [OH-]_o         Velocidado(mol/l.seg.)                ──────────────────────────────────────────────────────

                   1                                      0,001                                   0,01                 1.3·10-6

                   2                                      0,001                                   0,05                    6.5·10-6

                   3                                      0,005                                   0,01                    6.5·10-6

Calcula la ecuación de velocidad de la reacción, señala los órdenes parciales y totales de reacción, y calcula la constante de velocidad de la reacción.

La ecuación de velocidad en función de los reactivos debiera ser v_R=k·[Acetato]^a ·[OH^-]^b

Para averiguar los exponentes a y b debemos analizar resultados experimentales en los cuales cambie la concentración de uno de los reactivos, pero el otro permanezca constante.

Experimentos 1 y 2. La concentración de OH permanece constante. Sólo cambia la concentración del acetato. Podemos observar que cuando esta última se quintuplica, pasando de 0’01 M a 0’05M, la velocidad se quintuplica también. Por tanto hay una relación lineal entre ambas, y b=1.

Experimentos 1 y 3. La concentración de acetato es la única que cambia, pasando de 0’001 M a 0’005 M, mientras que el otro reactivo mantiene su concentración constante en 0’01M. Observamos que la velocidad también se multiplica también por 5, por tanto a=1, y el orden total n=a+b=2.

La ecuación de velocidad resulta ser v_R=k·[Acetato][OH], y con cualquiera de los resultados experimentales calculo el valor de la constante de velocidad despejando:

k=v_R/([Acetato]·[OH])=1.3·10^-6 mol·l^-1s^-1/(0.001mol·l^-1·0.01mol·l^-1)=0.13 mol^-1l·s^-1

2. Dibuja un diagrama energético de una reacción A à
B, sabiendo que es endotérmica, y que la energía de activación es más o menos tres veces mayor que el calor de reacción. Señala en el diagrama la energía de activación.

Si añadimos un catalizador, dibuja la nueva curva energética de la reacción química.

Cuanto mayor es la temperatura, menor es la altura que coge la curva, y además el máximo se desplaza a mayores valores de velocidad. Esto ocurre porque cuando aumentamos la temperatura, la velocidad media de las partículas aumenta, a la vez que aumenta la dispersión de valores posibles de velocidad, dando un sistema más caótico. El máximo de la curva no es el valor medio de la velocidad de las partículas, pero nos permite hacernos una idea de cuál sería, porque no difiere mucho de él.

Marcamos las regiones que corresponden a las partículas con velocidad superiores a 1’5 Km/s por medio de triángulos de colores, no es exactamente el área pero se aproximan lo suficiente. Nótese como el área de la curva de mayor temperatura es la mayor de las tres, significa que habrá un mayor número de partículas con la energía suficiente para superar la Energía de activación.

 

 

1.      4. A 200ºC el monóxido de nitrógeno se encuentra disociado en un 98’54% según     2NO(g) ⇋N2(g) + O2(g)      . Calcular Kp y Kc. No ponerse nervios@ por no tener el valor de la presión total.

 

Planteamos el cuadro para la realización del ejercicio. Tendremos en cuenta en él que:

 

α=Cantidad de NO(g) reaccionante / Cantidad de NO inicial

En este caso reacciona 2x, y había P₀ inicialmente. Por tanto α=2x/P₀

	2NO (g)	à	N2 (g)	O2(g)
INICIALMENTE	P0
EQUILIBRIO	P0-2x		x	x
	Lo pasamos a expresión en α
	P0(1-α)		½ P0α	½ P0α

 Supondremos que partíamos del óxido, es una hipótesis de trabajo que nos ayuda a hacer el ejercicio, aunque no sea real. Esto lo podemos hacer porque el equilibrio es una situación bien determinada y que se alcanzará desde diferentes puntos de partida, supondremos esta situación de partida porque es la más sencilla. De esta manera el valor hipotético de P₀ nos facilita la resolución del ejercicio.

El cuadro está hecho en presiones, medidas en atm.

K_p= P_N2·P_O2/P_NO²={½ P₀α·½ P₀α}/P₀²(1-α)²=1/4·α²/(1-α)²

No interviene P₀, pero nos ha permitido plantear el ejercicio, y ahora sustituimos alfa por su valor en tanto por uno que es 0.9854 y calculamos Kp

Kp=1/4 ·0.9854²/(1-0.9854)²=1138

Para lo que sigue, obsérvese que hay dos moles en reactivos y dos moles en productos, por lo que el balance molar es cero.

Kp=Kc·(RT)^Δn=Kc=1138

Esto ocurre cuando la constante de equilibrio no tiene unidades, tenedlo en cuenta para otra vez.

5. La constante de equilibrio de la reacción SbCl5 (g)  ⇋SbCl3(g) + Cl2(g)  vale Kc=2’5·10^-3 a 182ºC.

A) ¿Cuál será la composición en el equilibrio cuando introducimos 0’2 moles de reactivo en una vasija de 5 litros?

B) ¿Cómo evolucionaría la reacción si de partida tuviéramos la siguiente composición para cada integrante de la mezcla reaccionante: 0’25, 0’10 y 0’3 moles de cada uno?

	SbCl5(g)	à	SbCl3 (g)	Cl2(g)
INICIO	C0=0.2 moles/5litros=0.04 mol·l-1		-	-
EQL	C0-x		X	X

 Planteamos el valor de Kc, y despejamos x de la expresión resultante.

Kp=P_SbCl3·P_Cl2/P_SbCL5=x²/(C₀-x)

Kp(C₀-x)=x²

Kp·C₀-Kp·x=x²

X²+Kp·x-Kp·C₀=0

X²+0.0025·x-10^-4=0

Dos soluciones, la primera es -0.011, descartable pues daría concentraciones negativas para productos. LA segunda es correcta, x=0.0088

Composición en el equilibrio: [SbCl₅]=0.0312 mol·l^-1   [Cl₂]=[PCl₃]=0.0088 mol·l^-1

Para el apartado (b), calculamos con los datos directos que nos dan, (número de moles y el volumen de la vasija), el cociente de reacción Q, y lo comparamos con el valor de Kc

Q=[Cl₂]·[SbCl₃]/[SbCl₅]=(0.25mol/5l)(0.1mol/5l)/(0.3 mol/5l)=0.0166 mol·l^-1, que es un valor mayor que el de Kc, por tanto hay exceso de productos en la composición de la mezcla, y esta debe hacerlos desaparecer para llegar al equilibrio, y por tanto la reacción se desplazará hacia los reactivos.

6.A) Con la siguiente reacción: indica si la reacción es espontánea o no a 300K, y analiza la influencia de la temperatura sobre la espontaneidad.

 

B) Explica como evolucionaría el equilibrio si (a) Aumenta la presión; (b) aumenta la temperatura.

 

2 NO(g)             +   O2(g)             à          2NO2(g)
S0 (J/mol)	210’7	205	240,1
∆Hf0 (Kj/mol)	90,3		33,2

 Calculamos la variación de energía libre para comprobar la espontaneidad de la reacción, pero para hacerlo debemos calcular primero la variación de la entalpía y de la entropía, y ello lo haremos desde los valores de entalpías y entropías de formación de la tabla anterior.

 ΔH_R^0-={ 2·ΔH_NO2⁰}-{ 2·ΔH_NO⁰+ ΔH_O2⁰}={2·33.2 Kj/mol-2·90.3 Kj/mol}=-114.2 Kj/mol

 

ΔS_R⁰={ 2·ΔS_NO2⁰}-{ 2·ΔS_NO⁰+ ΔS_O2⁰}={2·240.1J/molK}-{205+2·210.7}J/molK=-146.2J/molK

 Ahora sí podemos calcular la variación de G:

 ΔG_R⁰= ΔH_R⁰-T ΔS_R⁰=-114.2 Kj/mol-(-0.1462KJ/molK)·300K=-70.34 KJ/mol

 Al ser un valor negativo, la reacción es espontánea. Pero eso no tiene porqué ser siempre así, si el término entrópico que al tener un signo menos delante se convierte en positivo, se hace muy grande, el valor de la variación de energía libre se torna positivo y la reacción es no espontánea. Esto ocurre a temperaturas elevadas, por encima de la temperatura de equilibrio. La temperatura de equilibrio es aquella en la que ΔG_R⁰=0, lo que pasaría si:

 

T_eq= ΔH_R⁰/ ΔS_R⁰=-114.2 Kj/mol/-0.1462KJ/molK=781K

 

En cuanto al desplazamiento del equilibrio, si diera el caso, debemos confiar en el Principio de Le Chatelier, sabiendo que el sistema químico evolucionará siempre en contra de la acción exterior, así pues:

a)       Si aumentamos la presión, el sistema quiere reducirla y para ello favorece el lado de la ecuación química donde menos moles haya, en este caso los productos, (2 frente a 3). Se desplaza el equilibrio hacia la derecha.

b)      Si aumentamos la temperatura, la reacción querrá disminuirla y para ello deberá favorecer la reacción endotérmica, que en este caso es la inversa. Por tanto el equilibrio se desplazará hacia la izquierda.