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PUCMM

QUÍMICA II

El Concepto de Equilibrio

El equilibrio químico se alcanza cuando una reacción y su reversa proceden a la misma rapidez.  En el estado de equilibrio las concentraciones de reactivos y productos permanecen constantes.

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El Concepto de Equilibrio

A medida que un sistema se aproxima al equilibrio, ambas reacciones (la derecha y la reversa) ocurren.

En el equilibrio, ambas reacciones proceden con la misma rapidez.

Un Sistema en Equilibrio

Cuando se alcanza el equilibrio, la cantidad (concentración) de cada reactante y producto permanece constante.

⇋ 2

Como en el equilibrio ambas reacciones ocurren, representamos la ecuación química con una doble flecha:

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La Constante de Equilibrio

Reacción a la derecha:

N2O4 (g) 2 NO2 (g)

Ley de Rapidez:

rapidez = kf [N2O4]

• Reacción reversa:

2 NO2 (g) N2O4 (g)

• Ley de Rapidez:

rapidez = kr [NO2]2

• En el equilibrio:

Rapidezf =Rapidezr

kf [N2O4] = kr [NO2]2

Para generalizar esta expresión, consideremos la reacción:

• La expresión de la constante de equilibrio para estareacción sería:

La Constante de Equilibrio

⇌

• Para gases en sistemas cerrados, la presión es proporcionala la concentración, la expresión de la constante de equilibrio se puede escribir:

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EJEMPLO: Escritura de Expresiones de K.

Escriba la expresión de la constante de equlibrio Kc para las siguientes reacciones: 

SoluciónPlan: Usando la ley de acción de masas, escribimos cada expresión como un cociente con las concentraciones de producto en el numerador y las de reactivosen el denominador.  Cada término es elevado a su coeficiente estequiométrico en la ecuación química balanceada.

EJERCICIO DE PRACTICA

Escriba la expresión de Kc para:

Relación entre Kc y Kp

De la ley del gas ideal:

PV = nRT

∆∆

PnVRT

∆∆

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EJEMPLO: Interconversión de Kc y Kp

En la síntesis de amoníaco a partir de nitrógeno e hidrógeno,

Kc = 9.60 a 300°C. Calcule Kp para esta reacción a esta temperatura.

EJERCICIO DE PRACTICAPara el equilibrio es 4.08  10–3 a 1000 K. 

Calcule el valor de  Kp.

SolucionPlan: La relación entre Kc y Kp tiene el factor 

∆ .  Para aplicarla, hay que

determinar n comparando los moles de gas en productos y reactivos. 

Desarrollo: Hay dos moles de productos gaseosos (2 NH3) y 4 moles de 

reactivos gaseosos (1 N2  + 3 H2). Por lo tanto, n = 2 – 4 = –2.  La temperatura, T, es 273 + 300 = 573 K.  El valor de R es 0.0821 L‐atm/mol‐K. Usando Kc = 9.60, se tiene:

Resp: 0.335

EJEMPLO: Cálculo de Constantes de Equilibrio

Unamezcla de hidrógeno y nitrógeno en un reactor se deja quealcance el equilibrio a 472°C. La mezcla de gases en el equilibrio se analizó que contenía 7.38 atmH2 , 2.46 atm N2 , y 0.166 atm NH3. A partir de estos datos, calcule la constante de equilibrio Kp para la reacción:

Resp: 1.79  10–5

SoluciónPlan: Usando la ecuación balanceada, escribimos la expresión de la constante de 

equilibrio.  Luego sustituimos las presiones parciales de equilibrio en la expresión y la resolvemos para Kp.

Desarrollo:

EJERCICIO DE PRACTICAUna solución acuosa de ácido acético tiene las siguientesconcentraciones en el equilibrio a 25°C: [HC2H3O2] = 1.65  10–2 M; [H+] = 5.44  10–4 M; y [C2H3O2

–] = 5.44  10–4  M. Calcule la constante de equilibrio Kc para la ionización del ácido acético a 25°C.  La reacción es:

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El Equilibrio se alcanza desde cualquier dirección

Como se ve en la tabla, la relación de [NO2]2 a [N2O4] 

permanece constante a esta temperatura independientementede las concentraciones iniciales de NO2 y N2O4.

No importa que iniciemos la reaccion con N2 y H2 o quelo hagamos con NH3.  En el equilibrio tendremos la misma proporción de las 3 sustancias.

El Equilibrio se alcanza desde cualquier dirección

N g 3H g ⇋ 2NH g

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Qué Significa el Valor de K?

Si K >> 1, la reacciónfavorece los productos; el producto predomina en el equilibrio.

Si K >> 1, la reacciónfavorece los productos; el producto predomina en el equilibrio.

• Si K << 1, la reacciónfavorece los reactivos; los reactivospredominan en el equilibrio.

Qué Significa el Valor de K?

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SoluciónComo Kc es tan pequeña, muy poco NO se formará a 25°C. El equilibrioestá a la izquierda, favoreciendo los reactivos.  Consecuentemente, estareacción es un método extremadamente pobre para fijar N2, al menos a 25°C.

EJEMPLO: Interpretación de la Magnitud de K

La reacción de N2 con O2 para formar NO podría ser considerada un medio de “fijar” nitrógeno:

El valor de K para esta reacción a 25°C es Kc = 1  10–30. Describa la factibilidad de fijar nitrógeno formando NO a 25°C.

EJERCICIO DE PRACTICAPara la reacción ⇌ ,Kp= 794  a 298 K y Kp = 54  a 700 K.  Es la formación de HI más favorecida a alta o a bajatemperatura?

Resp: La formacion del producto, HI, es favorecida a baja temperatura pues Kp es mayor a menortemperatura.

Las concentraciones de sólidos y líquidos son esencialmenteconstantes.

Equilibrio Heterogéneo

El equilibrio heterogéneo se aplica a las reacciones en que los reactivos y productos están en diferentes fases .

μ10001

Las concentraciones de sólidos y líquidos puros no aparecen en la expresión de K

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Equilibrio Heterogéneo

⇋

Mientras haya CaCO3 o CaO en el sistema, la cantidad de CO2 sobre el sólido permanecerá constante.

⇌

EJEMPLO: Escritura de expresiones de K para Reacciones Heterogéneas

SoluciónPlan: Se debe omitir cualquier sólido o líquido puro, y solventes de lasexpresiones.

Desarrollo: (a) La expresión de la constante de equilibrio es:

Como SnO2 y Sn son sólidos puros, sus concentraciones no aparecen en la expresiónde K.

Como H2O aparece como líquido puro, su concentración no aparece en la expresiónde K.

(b) La expresión de la constante de equilibrio es

EJERCICIO DE PRACTICAEscriba la expresión de la constante de equilibrio para las siguientesreacciones:

Escriba la expresión de Kc y Kp (si aplica) para las siguientes reacciones:

KP

P P

KP

P

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Manipulando Constantes de Equilibrio

Cuando la ecuación para una reacción reversible se escribe en dirección opuesta, la constante de equilibrio se vuelve el inverso de la constante de equilibrio original. 

⇌ 2

2 ⇌

0.212 100

10.212

4.72 100

Cuando se multiplican los coeficientes de una ecuación ajustada por un factor común, la constante de equilibrio se eleva a la correspondiente potencia (si se dividen, se extrae la correspondiente raíz)

Manipulando Constantes de Equilibrio

⇌ 2 0.212

2 ⇌ 4 0.212

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Si una reacción se puede expresar como la suma de dos o más reacciones, la constante de equilibrio para la reacción global está dada por el producto de las constantes de equilibrio de las reacciones individuales. 

Equilibrios Múltiples

⇌

C ⇌

⇌

Resumiendo…• Las concentraciones de las especies reactivas en fase 

condensada se expresan en M. En la fase gaseosa, las concentraciones se pueden expresar en M o en atm. 

• Las concentraciones de sólidos puros, líquidos puros y solventes no aparecen en las expresiones de constantes de equilibrio. 

• La constante de equilibrio es una cantidad adimensional. 

• Citando un valor para la constante de equilibrio, debe especificarse la ecuación balanceada y la temperatura. 

• Si una reacción puede expresarse como una suma de dos o más reacciones, la constante de equilibrio para la reacción global está dada por el producto de las constantes de equilibrio de las reacciones individuales. 

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EJEMPLO: Evaluación de K cuando se revierte la Ecuación

(a) Escriba la expresión de Kc para la siguiente reacción:(b) Usando la información del ejemplo anterior, determine el valor de KC a 25°C.

EJERCICIO DE PRACTICAPara la formación de NH3 a partir de N2 y H2 , KP se mide a 300°C. Qué valor tiene Kp para la reacción reversa?

SoluciónPlan: La expresión de K es simplemente el cociente de las concentraciones de 

productos y reactivos, cada una elevada a su coeficiente estequiométrico.  Podemos

determinar el valor de K relacionando esta ecuación química con la del ejemplo

anterior, que era:

Desarrollo: (a) La constante es:

(b) La reacción es la reversa de la del ejemplo anterior.  Por ende, el valor de K de esta reacción sera el recíproco de la reacción del ejemplo anterior:

Resp: 2.30  102

SoluciónPlan: No podemos sumar ambas ecuaciones tal cual están dadas para obtener la tercera.  Debemos manipularlas de modo que se pueda obtener la tercera reaccióncomo suma de dos.Desarrollo: Si multiplicamos la primera ecuación por 2 y elevamos K al cuadrado, obtenemos:

EJEMPLO: Combinando Expresiones de Equilibrio

Dada la siguiente informacion,

determine el valor de Kc para la reacción:

Ahora tenemos 2 ecuaciones cuya suma es igual a la ecuación deseada.  Multiplicando los valores de Kc individuales nos da la constante de equilibriodeseada.

Invirtiendo la segunda ecuación y haciendo el correspondiente cambio en K (recíproco), se tiene:

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EJERCICIO DE PRACTICA

Dado que a 700 K, Kp = 54.0 para la reacción ⇌ y Kp=1.04 x 10-4 para la reacción ⇋ a 700 K, determine el valor de Kp a 700 K para la reacción: ⇌ + N2 (g)

El Cociente de Reaccion (Q)

Para calcularQ, se utiliza la misma expresión de K, pero se sustituyen las concentraciones iniciales.

Q nos da la misma proporción que la expresión de equilibrio, pero para un sistema que no está en equilibrio.

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Si Q = K,el sistema está en equilibrio.

Si Q > K,Hay demasiado producto y el sistema se mueve a la 

izquierda para alcanzar el equilibrio.

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Si Q < K,Hay demasiado reactivo, el sistema procede hacia la 

derecha para alcanzar el equilibrio.

EJEMPLO:  Predicción de la dirección para alcanzar el Equilibrio

A 448°C la constante de equilibrio Kc para la reacción

es 50.5. Prediga en qué dirección procederá la reacción para alcanzar el equilibrio a 448°C si empezamos con 2.0  10–2 mol de HI, 1.0  10–2 mol de H2, y 3.0  10–2 mol de I2 en un recipiente de 2.00 L.

SoluciónPlan: Podemos determinar las concentraciones iniciales de cada especie en la mezcla de reacción.  Luego sustituimos dichas concentraciones es la expresión de Qc. Comparando la magnitud de Kc con Qc, podemos determinar la direccion a la que procederá la reacción hasta alcanzar el equilibrio.Desarrollo: las concentraciones iniciales son:

El cociente de reacción es:

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CONTINUACIÓN

Como Qc< Kc, la concentración de HI debe incrementarse y lasconcentraciones de H2 y I2 deben decrecer para alcanzar el equilibrio; la reacción procederá de izquierda a derecha hasta alcanzar el equilibrio.

Resp:Qp = 16; Qp> Kp, la reacción procederá de derecha a izquierda, formando más SO3.

EJERCICIO DE PRACTICA

A 1000 K el valor de Kp para la reacción:

es 0.338. Calcule el valor de Qp , y prediga la dirección en la cual se moverá la reacción hacia el equilibrio si las presiones parcialesiniciales son:

Cálculos de Cálculos de Equilibrio

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EJEMPLO: Cálculo de K 

Un sistema cerrado conteniendo inicialmente 1.000  10–3 M H2 y 2.000 x 10–3 M I2 a 448°C se deja que alcance equilibrio.  Un análisisde la mezcla de equilibriomuestra que la concentración de HI es1.87  10–3 M. Calcule Kc a 448°C para la reacción que tiene lugar, quees:

SoluciónPlan: Construimos una tabla para encontrar las concentraciones de equilibrio, y 

luego usar éstas para calcular la constante de equilibrio.

Desarrollo: Primero, tabulamos las concentraciones iniciales y de equilibrio

conocidas, dejando espacio para los cambios en concentración:

Calculamos las concentraciones de equilibrio de H2 y I2 , usando lasconcentraciones iniciales MENOS el cambio en concentración:

La tabla completa luce como sigue:

CONTINUACION

Luego, calculamos el cambio en la concentración de HI, que es la diferencia entre las concentraciones de equilibrio e iniciales:

Usamos los coeficientes de la ecuación balanceada para relacionar el cambio en [HI] con los cambios en [H2] y [I2]:

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Resp: 0.338

CONTINUACIÓN

Note que los cambios en concentración son negativos cuando una especie se consume y positivos cuando se forma una especie:

Finalmente calculamos la constante de equilibrio a partir de las concentracionesde equilibrio:

EJERCICIO DE PRACTICAEl trióxido de azufre se descompone a altas temperaturas en un recipiente cerrado.  Inicialmente, el recipiente se carga a 1000K con SO3(g) a una presión parcial de 0.500 atm. En el equilibrio, la presión parcial de SO3 es 0.200 atm. Calcule el valor de Kp a 1000 K.

EJEMPLO: Cálculo de Concentraciones de Equilibrio

Un recipiente de 1.000‐L se llena con  1.000 mol deH2 y 2.000 mol de I2 a 448°C.  La constante de equilibrio Kc para la reacción

a 448°C es 50.5. Cuáles son las concentraciones de equilibrio de H2 , I2 , y HI en moles por litro?

Luego, construimos una tabla donde tabulamos las concentraciones iniciales:

SoluciónPlan: No tenemos ninguna de las concentraciones de equilibrio, así que

tenemos que desarrollar relaciones entre las concentraciones iniciales y las de equilibrio.  Para ello expresaremos las concentraciones de equiulibrio en funcionde las iniciales y de una variable x que represente el cambio en concentración en la reacción hasta alcanzar el equilibrio

Desarrollo: Antes que nada, las concentraciones iniciales son: 

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CONTINUACIÓN

Tercer paso, usamos la estequiometría para determinar los cambios en concentración que ocurren cuando la reacción avanza al equilibrio.  Las concentraciones de H2 e I2 decrecerán y la de HI se incrementará.  Representamosel cambio en concentración de H2 con la variable x. La ecuación balanceada nos da la relación entre el cambio de concentración de los 3 gases:

Cuarto paso, las concentraciones de equilibrio de los 3 gases se obtienen mediantela suma algebraica de las concentraciones iniciales y el cambio en concentración, como sigue:

Quinto, sustituimos las concentraciones de equilibrio en la expresión de K y resolvemos para la unica incógnita, x:

CONTINUACION

Esta ecuación se puede expresar de la siguiente manera:

Resolviendo la cuadrática se obtienen dos valores para x:

Solo un valor de x es posible.  x = 2.323 no es válido puesto que darían comoresultado concentraciones negativas de H2 e I2, lo cual es químicamenteimposible.  La solución posible es x = 0.935:

Comprobación: Podemos comprobar nuestro resultado si usamos los valores paraobtener K:

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EJERCICIO DE PRACTICAPara el siguiente equilibrio, Kp tiene un valor de 0.497 a 500 K.  Un cilindro con gas a 500 K es cargado con PCl5(g) a una presión inicialde 1.66 atm. Determine las presiones de equilibrio de PCl5 , PCl3 , y Cl2 a esta temperatura?

EJEMPLO:Una mezcla de 0.80 mol de H2 y 0.80 mol de I2 se coloca en un recipiente de acero de 2.00 L a 430 °C.  Kc para la reacción:

Es 54.3 a esta temperatura.  Calcule la concentración de H2, I2 y HI en el equilibrio.

Solución:

Inicial: 0.40M 0.40M 0

Cambio: ‐x ‐x 2x

Equilibrio: 0.40‐x 0.40‐x 2x

20.40 0.40

20.40

54.3

0.40 0.315 0.085 2 0.315 0.63

20.40

54.3Sacando raíz a ambos lados:

Escribiendo la expresión de KC en función de las concentraciones de equilibrio:

0.315Resolviendo para x:

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A 1280°C la constante de equilibrio (Kc) para la reacción⇋ 2

Es 1.1 x 10‐3.  Si las concentraciones iniciales son [Br2] = 0.063 M y [Br] = 0.012 M, calcule las concentraciones de estas especies en equilibrio.

Una mezcla de H2, I2 y HI se coloca en un recipiente de acero a 430 °C.  Kc para la reacción:

es 54.3 a esta temperatura.  Calcule la concentración de H2, I2 y HI en el equilibrio, si las concentraciones iniciales son [H2]o = 0.050 M, [I2]o = 0.045 M y [HI]o = 0.25 M.

Principio de Le Châtelier

“Si un sistema en equilibrio es perturbado por un cambio en temperatura, presión o concentración de uno de sus componentes, el sistema modificará su posición de equilibrio para contrarrestar dicha perturbación.”

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Cambios en la Concentración

Si se añade H2 al sistema, se consume N2

y los dos reactivosreaccionarán paraformar más NH3.

Si se remueve NH3 con ayuda de un aparato de estetipo, el equilibrio se desplaza hacia la derecha.

Cambios Desplazamiento del equilibrio

Aumenta la concentración del producto(s)  izquierda

Disminuye la concentración del producto(s) derecha

Disminuye la concentración del reactivo(s)

Aumenta la concentración del reactivo(s) derecha

izquierda

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Cambios en el volumen y presión

Cambio Desplazamiento del equilibrio

Aumenta la presión  Lado con menos moles de gas 

Disminuye la presión Lado con más moles de gas 

Disminuye el volumen

Aumenta el volumen Lado con más moles de gas 

Lado con menos moles de gas 

⇋

Cuando cambia el volumen, la presión parcial de cada gas cambia también, así como la concentración de cada gas.  Esto provoca cambio en la posición del equilibrio

22 2 2

12

22 2 2

12

Al duplicar la P de cada gas (por disminución del volumen a la mitad, se afecta más el lado con más moles de gas, por ende, el equilibrio se desplaza hacia el lado con menos moles de gas…

“Si un sistema en equilibrio es perturbado por un cambio en temperatura, presión o concentración de uno de sus componentes, el sistema modificará su posición de equilibrio para contrarrestar dicha perturbación.”             2NO2(g) ⇋ N2O4 (g)

Mezcla en equilibrio de NO2(g) de color pardo y N2O4(g) incoloro en una jeringa hermética

El  volumen  y por tanto la presión se modifican al mover el émbolo. La compresión de la mezcla incrementa temporalmente la concentración de NO2

Cuando la mezcla restablece el equilibrio, el color es tan claro 

como al inicio porque el aumento de favorece la formación de N2O4

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Cam

biosen la Temperatura

El valor de casi todas las constantes de equilibrio cambia con la temperatura. Un incremento en la temperatura favorece la reacción endotérmica y una disminución de la temperatura favorece la reacción exotérmica.

A temperatura ambiente están presentes tanto los iones Co(H2O)6

2+ rosados como los CoCl42‐ azules los cuales le imparten un color violeta a la solución

Al calentar la disolución el equilibrio se desplaza hacia la 

derecha y se forma mas CoCl42‐ azul

Co(H2O)62+(ac) + 4Cl-(ac) ⇋ CoCl4

2-(ac) + 6H2O(l) H 0

Al enfriar la disolución el equilibrio se desplaza hacia la izquierda, hacia el Co(H2O)6

2+ rosado

Los catalizadores aceleran ambas reacciones, la derecha y la reversa.  El equilibrio se alcanza más rápido, pero no se modifica la posición de equilibrio

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Solución

EJEMPLO: Principio de Le Châtelier

Considere el equilibrio

En qué dirección se desplazará el equilibrio cuando (a) se añade N2O4 , (b) NO2 es removido, (c) la presión total es incrementada adicionandoN2(g), (d) se incrementa el volumen, (e) se disminuye la temperatura?

(a) El sistema se ajustará para disminuir la concentración del N2O4 añadido.  El equilibrio se desplaza a la derecha, hacia los productos.

(b) El sistema reaccionará produciendo más NO2; por lo tanto, el equilibrio se desplaza a la derecha.

(c) Adicionando N2 aumenta la presión total del sistema, pero como N2 no estáenvuelto en la reacción.  Las presiones parciales de NO2 y N2O4 no se afectan, porlo que la posición de equilibrio no se afecta.

(d) Si aumenta el volumen, el sistema se desplazará en la dirección donde hayamás moles de gas, en este caso, a la derecha. 

(e) La reacción es endotérmica, podemos ver el calor como un reactivo.  Disminuyendo la temperatura desplazará el equilibrio en la dirección queproduzca más calor, en nuestro caso a la izquierda, y se forma más N2O4.  Estoafecta también el valor de la constante de equilibrio, K.

Resps: (a) derecha, (b) izquierda, (c) derecha, (d) izquierda

EJERCICIO DE PRACTICAPara la reacción

En qué dirección se desplazará el equilibrio cuando (a) Cl2(g) esremovido, (b) se disminuye la temperatura, (c) el volumen se incrementa,  (d) PCl3(g) es añadido?

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La energía libre de Gibbs y equilibrio químico

Al iniciar una reacción con los reactivos en estado estándar (1 M), las concentraciones varían y dejan de ser estándares.

Para predecir la dirección de la reacción en condiciones diferentes al estado estándar, se utiliza ∆G y no ∆G°

• Si ∆G° es un valor grande negativo, ∆G solo será positivo si el termino RTlnQ es muy grande, o sea, si se ha formado gran cantidad de producto

• Si ∆G° es un valor grande positivo, ∆G solo será negativo si el termino RTlnQ es muy pequeño, o sea, si se la concentración de reactivos es mucho mayor a la de productos 

∆G° > 0, poco producto; ∆G° <0, mucho producto

∆ ∆∆ ∆

∆ ∆

• En el equilibrio, Q = K, y G = 0.

• La ecuación se convierte en:0 = G + RT lnK

• Reacomodando, se tiene:

∆∆

1 ⇒ 0 ⇒ ∆ 0 En el equilibrio predominan los reactivos.

1 ⇒ 0 ⇒ ∆ 0 En el equilibrio predominan los productos

1 ⇒ 0 ⇒ ∆ 0 En el equilibrio se favorecen por igual reactivos y productos.

°:A mayor valor de K, más negativo es ∆G°:

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Analogía entre el cambio de energíapotencial gravitacional de una bola bajando una colina (a) y el cambiode energía libre en una reacciónespontánea (b). 

La posición de equilibrio en (a) viene dada por la mínima energíapotencial gravitacional disponiblepara el sistema.  La posición de equilibrio en (b) viene dada por el mínimo valor de energía libredisponible para el sistema.

Si hay mucho H2 y N2

respecto a la cantidad de NH3 presente (Q<K), se forma NH3

espontáneamente.  

Si hay mucho NH3 en la mezcla (Q > K), el NH3

se descomponeespontáneamente.  Ambos procesos van “cuesta abajo” en energíalibre.  

En el equilibrio, Q = K y la energía libre está a un mínimo (G = 0). 

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G0 < 0 G0 > 0

EJEMPLO: Cálculo de G en Condiciones no Estándares

En la reacción del proceso Haber de síntesis de Amoníaco:

Calcule G a 298 K para unamezcla de reacción que consiste en 1.0 atm N2, 3.0 atmH2, y 0.50 atm NH3.

SoluciónPlan: Para calcular G necesitamos calcular previamente el cociente de reacciónQ con las presiones parciales de los gases, además de obtener G° a partir de lasenergías libres estándares de formación.

Con los valores de las energías libres estándares de formación, se tiene queG° = ‐33.3 kJ para esta reacción.  Escribimos este valor como kJ/mol, donde“/mol”se refiere a “mol de reacción como está escrita”.  Por lo tanto, G° = –33.3kJ/mol implica por 1 mol de N2, por 3 mol de H2, y por 2 mol de NH3.

Desarrollo: Primero calculamos Q:

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CONTINUACIÓN

Comentario: Vemos que G se hizo más negativa, cambiando de  –33.3 kJ/mol a–44.9 kJ/mol cuando las presiones de N2, H2, y NH3 son cambiadas de 1.0 atm cadauna (condiciones estándares, G° ) a 1.0 atm, 3.0 atm, y 0.50 atm, respectivamente.  El valor más negativo de G indica una mayor  “fuerza motriz” para producir NH3.

Se pudo predecir lo mismo en base al principio de Le Châtelier.  En relación a las condiciones estándares, incrementamos la presión de un reactivo (H2) y disminuimos la presión del producto (NH3). Le Châtelier predice que ambos cambios deberían desplazar la reacción hacia la derecha, formándose más NH3.

EJERCICIO DE PRACTICACalcule G a 298 K para la reacción anterior si la mezcla de reacciónconsiste en  0.50 atm N2, 0.75 atmH2, y 2.0 atm NH3.

Respuesta: –26.0 kJ/mol

EJEMPLO: Cálculo de K a partir de G°

Use las energías libres de formación para calcular la constante de equilibrio, K, a 25°C para la reacción del Proceso Haber:

G° = –33.3 kJ/mol = –33,300 J/mol. 

Solución

∆

∆

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Respuesta: (a) G° = –106.4 kJ/mol, K = 5  1018

EJERCICIOS DE PRACTICAa) Use los datos de tablas termodinámicas para calcular el cambioen energía libre estándar, y el valor de la constante de equilibrio, K, para la reacción

b) Calcular KP a 25 °C para la reacción:

⇋

c) El ∆G° para la reacción:

Es 2.60 kJ/mol a 25 °C.  En un experimento, las presiones iniciales fueron  . , . . . Calcule ∆G para la reacción y prediga la dirección de la misma.

⇋

Relación de van’t Hoff∆ ∆ ∆∆ ∆ ∆∆∆

∆ ∆∆ ∆

∆ 1 ∆∆ 1 ∆

∆∆

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EJERCICIO DE PRACTICAPara la reacción

a) Calcule ∆H°, sabiendo que a 800 K, KP = 910 y a 1000 K, KP = 3.2.  b) A qué temperatura KP será igual a 1.0 x 10

6? 

⇋

A temperatura ambiente el azufre existe como un sólido formado por anillos S8 pero a elevadas temperaturas se puede producir azufre vapor, S2 que puede reaccionar con hidrógeno según la siguiente reacción:

H 2 ( g ) + S 2 ( g ) ‐> H 2 S ( g ) Si las constantes de equilibrio de la reacción a 1023 K y 1473 K es 107  y 4.39 respectivamente, determinar el calor de reacción en este rango de temperatura.