Ej RESUELTOS U9

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Química 
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9. Cinética química y equilibrio químico 
 
 
 
 
 
Ejercicio 1 
 
Indique si las siguientes afirmaciones son correctas (C) o incorrectas (I). Justifique las respuestas. 
a) La constante de equilibrio depende de las concentraciones iniciales de los reactivos 
b) Una vez alcanzado el equilibrio, la velocidad de la reacción directa es mayor que la velocidad de la 
reacción inversa. 
c) La constante de equilibrio no tiene unidades 
d) En el equilibrio se encuentran presentes todas las especies químicas presentes en la reacción. 
e) El valor de la constante de equilibrio para una reacción exotérmica aumenta con el aumento de la 
temperatura. 
f) Si Kc es mucho mayor a 1 indica que la reacción tiene un rendimiento bajo, predomina la reacción 
inversa y tiene poca tendencia a producir la reacción completa 
Ejercicio 2 
En un recipiente de 3,00 L se colocan inicialmente 0,450 moles de Br2 y 0,45 moles de F2. La reacción se 
que se produce hasta alcanzar el equilibrio está representada por: 
 
Br2 (g) + F2 (g) 2 BrF (g) 
Sabiendo que la constante de equilibrio de la reacción es 47,5 a 290 K, 
a-Calcule las concentraciones en el equilibrio de reactivos y productos a esa misma temperatura. 
b-Indique que le sucede al sistema en equilíbrio si: b1- disminuye la presión parcial de Br2 ; b2- Aumentan los 
moles de BrF; b3- disminuye el volumen, b4- disminuye la presión total del sistema, Justifique su respuesta 
 
 
 
 
Química 
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Ejercicio 3 
En un recipiente de 200 cm
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 a una determinada temperatura
 
 se produce la formación de HI. Una vez 
alcanzado el equilibrio el sistema está formado por: 0,0260 moles de H2, 0,140 moles de I2 y 0,420 moles 
de HI. La ecuación que representa el proceso es: 
H2 (g) + I2 (g) 2 HI (g) 
a) Calcule el valor de la constante de equilibrio a esa temperatura. 
b) ¿Cuáles son las concentraciones en el equilibrio si a la misma temperatura se inyecta 0,20 moles de 
HI en el mismo recipiente vacio? 
c) Grafique la variación de las cantidades de moles de productos y reactivos en función del tiempo 
para el inciso b 
d) Si a esta temperatura en un recipiente de 100 mL hay 0,0500 moles de H2, 0,300 moles de de I2 y 
0, 800 moles de HI ¿Está en equilibrio la mezcla de reacción? Si no lo está ¿en qué dirección avanza 
para alcanzar el equilibrio? 
 
Resolución 
Ejercicio 1 
Importante 
En todos los casos el análisis y el desarrollo propuesto forman parte de la justificación de la 
respuesta. 
a) Incorrecto. Para una reacción reversible en equilibrio y a una temperatura constante, la relación 
determinada de concentraciones de reactivos y productos tiene un valor constante que es la 
constante de equilibrio (Kc). La constante de equilibrio se calcula como el cociente, cuyo 
numerador, se obtiene multiplicando las concentraciones de equilibrio de los productos, cada una de 
las cuales está elevada a una potencia igual a su coeficiente estequiométrico en la ecuación 
balanceada. El denominador se obtiene aplicando este mismo procedimiento para las 
concentraciones en el equilibrio para los reactivos. 
Aunque la concentración inicial de reactivos puede variar el valor de Kc para una reacción dada 
permanece constante, siempre y cuando la reacción esté en equilibrio y la temperatura no varie. 
b) Incorrecto. Una vez alcanzado el equilibrio la velocidad de la reacción directa y la de la inversa se 
igualan. 
c) Correcto. La constante de equilibrio no tiene unidades (es adimensional). Cabe aclarar sin embargo 
que para el cálculo de la misma se utilizan las concentraciones de las especies que participan del 
equilibrio que se expresan en molaridad (mol/dm
3
) si la expresión es en función de las 
concentraciones (Kc). Si todas las sustancias que intervienen en la reacción son gases, es más 
conveniente medir las presiones parciales en lugar de las concentraciones, en cuyo caso la constante 
de equilibrio puede escribirse en función de las presiones parciales de cada sustancia expresadas en 
atm y la constante se simboliza como Kp 
d) Correcto. En el equilibrio están presentes todas las especies químicas que participan en la reacción y 
las concentraciones de reactivos y productos no se modifican a lo largo del tiempo. 
e) Incorrecto. En una reacción exotérmica el valor de la constante de equilibrio disminuye con el 
aumento de la temperatura. Recordemos que a una temperatura determinada el valor de la constante 
de equilibrio es único, y que si la temperatura se modifica también lo hace el valor de la constante de 
equilibrio. Si la temperatura aumenta, como se trata de una reacción exotérmica el sistema 
evoluciona en el sentido de favorecer la reacción que absorbe calor (reacción endotérmica), es decir 
hacia la izquierda (hacia reactivos). Por tanto en la expresión de Kc el numerador disminuye y el 
denominador aumenta, disminuyendo el valor de Kc. 
 
 
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f) Incorrecto. Si Kc es mucho mayor que 1 indica que esta favorecida la reacción directa, por tanto 
mayor tendencia a producir la reacción completa, el equilibrio está más desplazado hacia los 
productos y mayor es el rendimiento. 
 
Ejercicio 2 
a) Para calcular el valor de la constante de equilibrio a una temperatura determinada tengo que 
primeramente determinar la concentración en el equilibrio de todas las especies que participan en 
la reacción. 
Los datos que aporta el problema son las cantidades iniciales de los reactivos, por tanto: 
 
Ecuación 
 
Br2 (g) + F2 (g) 2 BrF (g) 
 
mol inicial 0,450 0,450 ------ 
mol en el equilibrio 0,450 –x 0,450 - x 2x 
 
Sabiendo que el valor de la constante de equilibrio es 47,5 a 290 K, 
Kc = [BrF]
2
 = n
2
 BrF/ V
2 
 = n
2
 BrF 
 
[Br2] [F2] nBr2/V x nF2/V nBr2 x nF2 
 
47,5 = (2x)
2 
= (2x)
2 
 
(0,450– x) (0,450-x) (0,450-x)
2 
 
 
 = 
6,89 = 2x 
 0,450-x 
 
6,89 (0,450 – x) = 2 x 
3,10– 6,89 x = 2 x 
3,10 = 2x + 6,89 x 
3,10= 8,89 x 
3,10/8,89 = x 
0,349 = x 
 
 
Química 
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Como: 
nBr2equilibrio = nF2 equilibrio = 0,450- 0,349 = 0,450- 0,349 = 0,101 
nBrF equilibrio = 2x = 0,698 
 
Por tanto: 
[Br2]equilibrio= [F2]equilibrio= nº moles equilibrio/V = 0,101 mol/3,00 L 
[Br2]equilibrio= [F2]equilibrio=0,0337 M 
 [BrF]equilibrio= nº moles equilibrio/V= 0,698 mol/3,00 L 
 [BrF]equilibrio= 0,233 M 
 
b) b1) Si disminuye la presión parcial de Br2 disminuye la concentración del mismo, es decir 
disminuye la concentración de uno de los reactivos. De acuerdo al principio de Le Chatelier el 
sistema va a evolucionar tratando de contrarrestar esta perturbación, desplazando el equilibrio 
hacia los reactivos, aumentando por tanto la concentración de estos y disminuyendo la 
concentración de los productos. 
Por otra parte, la disminución de la presión parcial de Br2 produce un aumento en el cociente de 
reacción que en este caso resulta mayor a la constante de equilibrio (Qc>Kc). Por tanto, el 
sistema evoluciona disminuyendo el valor de Qc lo que lleva a una disminución en la 
concentración de productos y un aumento de la de reactivos lo que favorece la reaccióninversa. 
Es decir, Qc>Kc lo que hace que el sistema evolucione hacia los reactivos, es decir de derecha a 
izquierda. 
 
b2) Si aumenta el número de moles de BrF, aumenta en número de moles de los productos y por 
tanto su concentración. De acuerdo al principio de Le Chatelier el sistema va a evolucionar 
tratando de contrarrestar esta perturbación, desplazando el equilibrio hacia los reactivos, 
aumentando por tanto la concentración de estos y disminuyendo la concentración de los 
productos. 
El aumento del número de moles de BrF produce un aumento en el cociente de reacción (Qc,) el 
sistema evoluciona disminuyendo el valor de Qc y por tanto disminuye la concentración de 
productos y aumenta la de reactivos favoreciendo la reacción inversa. Concluyendo que como 
Qc>Kc el sistema evoluciona hacia los reactivos, es decir de derecha a izquierda. 
b3) Si disminuye el volumen a temperatura constante, la presión total aumenta. Un cambio de 
volumen que contiene al sistema en equilibrio afectará las concentraciones y las presiones 
parciales de todas las especies químicas que intervienen en la reacción. Ya que, C=n/V y 
p=nRT/V si disminuye el volumen aumenta la concentración y la presión parcial de los gases. 
Un aumento de la presión provoca que el sistema evolucione en el sentido de disminuir la 
misma. En este caso en particular en la reacción no hay cambio en el número total de moléculas 
(∆n=nº moléculas de productos- nº moléculas de reactivos= 2-2=0). El sistema no tiene 
posibilidad de compensar el efecto producido por la variación del volumen y la posición de 
equilibrio no se modifica 
b4) Si disminuye la presión total del sistema, este evoluciona de forma tal de compensar esta 
perturbación (Principio de Le Chatelier) aumentando la presión favoreciendo la reacción que 
tiende a aumentar el número total de moléculas. En este caso en particular como no existe 
cambio en el número de moléculas de los reactivos y los productos ( = 0) y por tanto la 
posición del equilibrio no se modifica. 
 
 
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Ejercicio 3: 
a) Para calcular el valor de la constante de equilibrio se debe primeramente calcular la 
concentración de todas las especies químicas que participan de la reacción en el equilibrio. 
Como el problema aporta los datos de número de moles de las diferentes especies químicas 
en el equilibrio y el volumen, se calculan las concentraciones en el equilibrio de la diferentes 
especies químicas de la siguiente manera: 
[H2]eq= nº moles H2/V= 0,0260 mol/0,200 dm
3
= 0,130 M 
[I2]eq= nº moles I2/V= 0,140 mol/0,200 dm
3
= 0,700 M 
[HI]eq= nº moles HI/V= 0,420 mol/0,200 dm
3
= 2,10 M 
 
Kc= [HI]eq
2
 = (2,10)
2
 = 4,41 = 48,5 
 [H2] eq x [I2]eq 0,130 x 0,700 0,0910 
b) Para calcular las concentraciones en el equilibrio cuando al recipiente vacio le inyecto a la 
misma temperatura 0,200 moles de HI se debe tener en cuenta: 
Ecuación 
 
H2 (g) + I2 (g) 2 HI (g) 
 
mol inicial 
 
 ----- ------- 0,200 
mol en el equilibrio x x 0,200 -2 x 
 
 
Por tanto conociendo el valor de Kc, 
 Kc = [HI]
2
 = n
2
 HI/ V
2 
 = n
2
 HI 
 
[H2] [I2] nH2/V x nI2/V nH2 x nI2 
 
Kc = (0,200- 2x)
2 = 
 48,5 
 
 x
2 
 
 = 
 
6,96 = (0,200- 2x) 
 X 
6,96 x+ 2x = 0,200 
8,96 x = 0,200 
x= 0,200/ 8,96 = 0,0223 
 
 
Química 
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[HI]= nº moles/ V= (0,200- 2x)/V = (0,200- (2 x 0,0223)) mol/ 0,200 dm
3
 
[HI]= 0,777 M 
[H2]= [I2]= nº moles/V= 0,0223 mol/0,200 dm
3
= 0,112 M 
 
c) Para graficar la variación en la cantidad de moles de productos y reactivos en función del 
tiempo para el inciso b se deben conocer los moles iniciales de reactivos y productos y los 
moles una vez alcanzado el equilibrio, y tener en cuenta que una vez que se alcanza la 
cantidad de moles de todas las especies químicas se mantienen invariables a lo largo del 
tiempo. 
De acuerdo a los datos aportados en el inciso b) el número de moles iniciales (t= 0 minutos) 
es: 
nº moles HI inicial =0,200 mol 
nº moles H2 inicial= nº moles I2 inicial = 0,000 mol 
En el equilibrio la cantidad de moles es: 
nº moles HI equilibrio =0,200 moles – (2x 0,0223) mol = 0,155 mol 
nº moles H2 equilibrio= nº moles I2 equilibrio= 0,0223 mol 
Es decir, se sabe que la cantidad de moles iniciales, es para el HI es 0,200 mol y para el H2 
y el I2 0,000 mol. Y que dichas cantidades van a disminuir para el HI y aumentar para el H2 
y I2 hasta alcanzar las concentraciones en el equilibrio, ya que al estar presentes inicialmente 
solo HI la reacción se va a desplazar hacia la izquierda (reactivos) disminuyendo la 
cantidad de moles de HI y aumentando la cantidad de moles de I2 y H2. 
Por tanto, el grafico que corresponde a este sistema es el que se expone a continuación: 
 
 
 
d) Para saber si la mezcla de reacción está en equilibrio debo calcular el cociente de reacción y 
compararlo con el valor de la constante de la constante de equilibrio. 
 
HI 
 
I2 
H2 
 
 
Química 
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Q c= [HI]
2 
 = ( n moles HI /V)
2
 
 [H2][I2] n moles de H2/ V x n moles de I2/V 
 
 Qc= (8,00)
2
 = 4,26 
 3,00 x 0,500 
 
Como Qc < Kc (4,26 < 48,5) el sistema no se encuentra en equilibrio. Para llegar al estado de 
equilibrio el sistema necesita aumentar el valor de Qc hasta alcanzar el valor de Kc. Para esto, en 
la expresión de Qc necesito aumentar el numerador (productos) y disminuir el denominador 
(reactivos). Por tanto, el sistema evoluciona hacia productos, aumentando el valor de Qc y 
favoreciendo la reacción directa.