GUIA DE EJERCICIOS N° 7

GUIA DE EJERCICIOS N° 7
“FACTORES QUE AFECTAN LA VELOCIDAD DE REACCIÓN”
Sra. Alicia Lilian Lizama Cordero (Ing. Químico).
Profesor: Héctor Adrián Soto Ruiz.
INACAP 2000.
Introducción.
Esta guía de ejercicios incluye: los factores que afectan la velocidad de
reacción, las leyes que lo rigen, ejercicios desarrollados de aplicación a la ley de
acción de las masas, al principio de Le Chatelier, y al concepto de equilibrio químico.
Por ultimo se presenta un set de ejercicios para que el alumno los desarrolle.
Objetivos.


Identificar los factores que afectan el equilibrio químico.
Desarrollar ejercicios de aplicación al equilibrio químico.
La velocidad de una reacción química se ve afectada por:





La concentración de los reactivos: al aumentar la concentración aumenta
la velocidad.
La presión en reacciones de estado gaseoso: al aumentar la presión
aumenta la velocidad.
El área superficial en reacciones en estado sólido: al aumentar la
superficie aumenta la velocidad.
La temperatura del sistema: al aumentar la temperatura la velocidad
aumenta mucho. En una reacción química típica, la velocidad se duplica por
cada aumento de 10 °C en la temperatura.
La adición de un catalizador: al añadir un catalizador adecuado
incrementa la velocidad. Un catalizador es una sustancia que acelera la
reacción sin que él mismo se consuma en el proceso.
Teoría de las colisiones.
Todos estos hechos pueden explicarse usando la teoría de las
colisiones que dice:
Para que dos sustancias reaccionen, sus partículas:
 Deben colisionar con la suficiente enrgía para romper los enlaces existentes.
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Ley de acción de las masas.
En 1867, los químicos noruegos Guldberg y waage estudiaron las relaciones
cuantitativas entre la velocidad de reacción y los aumentos o disminuciones de la
concentración de los reactivos. Comprobaron que si un mol de la sustancia A se
combina con un mol de la sustancia B, y la velocidad de reacción es v, se verifica
que:



Si dos moles de A reaccionan con un mol de B, la velocidad de reacción
será 2v;
Si dos moles de A reaccionan con dos moles de B, la velocidad de reacción
será 4v;
Si cuatro moles de A reaccionan con tres moles de B, la velocidad de
reacción será 12v.
Se deduce de lo que antecede que la velocidad de reacción es proporcional al
producto de las concentraciones de las sustancias reaccionantes. Se puede
expresar así dicha conclusión:
v = K [A] * [B]
K: constante de proporcionalidad.
[A] y [B]: concentraciones de las
sustancias reacciones expresadas
en mol/dm3.
siendo
Aplicando esta fórmula a la reacción entre bromo e hidrógeno, la velocidad de
reacción es:
v = K [Br2] * [H2]
Pero si las sustancias reaccionantes no se combinan en la relación de mol a
mol, como por ejemplo:
2 H2 + O 2
(dos moles) (un mol)
2H2 O
(dos moles)
podemos expresar la reacción de la siguiente manera:
H2 + H2 + O2
2 H2 O
y por lo tanto resulta:
v = K [ H2 ] [ H2 ] [ O2 ]
.
. .
v = K [ H2 ]2 [ O2 ].
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De los ejemplos anteriores llegamos al enunciado general de la llamada ley de
acción de las masas:
La velocidad de reacción es directamente proporcional al producto de las
concentraciones de las sustancias reaccionantes, elevadas a una potencia igual al
número de moles que indica la ecuación estequiométrica.
Por ejemplo, en la reacción:
nA+mB+pC+qD
rE+sF
v = K [A]n [B]m [C]p [D]q
será
Esta ecuación es válida para sustancias en solución y reactivos gaseosos,
porque puede variar su concentración. En cambio la concentración de las sustancias
puras es constante y la ley no es aplicable.
Equilibrio químico
Si un mol de hidrógeno (gas incoloro) y un mol de vapor de yodo (violeta) se
colocan en un recipiente cerrado y se los calienta hasta 445 °C, el sistema se aclara
por la formación de yoduro de hidrógeno, gas incoloro cuya existencia se puede
comprobar experimentalmente:
(445 °C)
H2 (g) + I2 (g)
2 HI (g)
Al cabo de cierto tiempo, si la temperatura permanece constante, reaparece el
color violeta. Se comprueba la existencia de yodo e hidrógeno, producidos por la
descomposición del yoduro de hidrógeno:
(445 °C)
2 HI (g)
H2 (g) + I2 (g)
Llega un momento en que la coloración violeta se estabiliza, porque ambas
reacciones se producen simultáneamente.
Estamos en presencia de una reacción reversible, que se puede representar
así:
H2 (g) + I2 (g)
2HI (g)
En resumen:
Se llaman reacciones reversibles aquellas que se producen simultáneamente
en ambos sentidos.
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Si se aplica la ley de la acción de las masas para la reacción directa, es decir,
para la formación de yoduro de hidrógeno, se obtiene:
v1 = K1 [H2] * [I2]
(1)
Para la reacción inversa, es decir, para la descomposición del yoduro de
hidrógeno, resulta:
v2 = K2 [HI]2
(2)
Inicialmente, la velocidad de formación (v1) es máxima, y la velocidad de
descomposición (v2) es igual a cero. Al cabo de cierto tiempo, v1 disminuye porque
disminuye la concentración de hidrógeno y yodo, y la velocidad v2 aumenta porque
aumenta la concentración de yoduro de hidrógeno. Finalmente llega un momento en
que ambas velocidades son iguales v1 = v2.
A partir de allí el número de moléculas que se descomponen es igual al
número de moleculas que se forman, es decir que en el sistema hay
simultáneamente moléculas de yodo, hidrógeno y yoduro de hidrógeno.
Se ha llegado a un estado de equilibrio caracterizado por ser esencialmente
dinámico: el proceso no se detiene, pero ambas reacciones continúan
desarrollándose con la misma velocidad.
[H] (%)
100
2 HI
H 2 + I2
equilibrio
(v1 = v2)
50
H2 + I2
2 HI
0
20
40
60
80
100
t (min)
Estado de equilibrio de una reacción reversible.
El estado de equilibrio se puede interpretar en el gráfico, que corresponde a la
reacción de formación de yoduro de hidrógeno. Comparando las ecuaciones (1) y
(2), y como las velocidades v1 y v2 son iguales en el estado de equilibrio, podemos
escribir:
K1 [H2] * [I2] = K2 [HI]2
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o bien:
K1 =
[HI]2
K2
[H2] * [I2]
El cociente entre las constantes K1 y K2 es otra constante Kc llamada
constante de equilibrio:
Kc =
[HI]2
[H2] * [I2]
La constante K depende de la temperatura en la que se produce la reacción.
En general, para una reacción
aA + bB + cC
nN + mM
la constante de equilibrio será:
Kc
=
[M]m * [N]n
(productos)
[A]a * [B]b * [C]c (reactivos)
Esta expresión se aplica en el caso de sustancias gaseosas y soluciones. Si
además se hallan presentes en la reacción sólidos o líquidos puros, ellos no
intervienen en la expresión de la constante de equilibrio. Por ejemplo, para la
reacción reversible:
C (s) + H2O (g)
CO (g) + H2 (g)
la constante de equilibrio es Kc = [CO] * [H2]
[H2O]
Análogamente, para
NaF (aq) + H2O (l)
HF (aq) + Na (OH) (aq)
se obtiene
Kc = [HF] * [Na (OH)]
[NaF]
En la ecuación química, “aq” significa “en solución acuosa”.
 Ejemplo:
A 445 °C un sistema en equilibrio contiene 0,8 mol/dm 3 de HI y 0,4 mol/dm3
de I2. Calcular la concentración de hidrógeno, sabiendo que a esa temperatura
K vale 64.
La ecuación es
H2 + I2
2 HI
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y en el equilibrio:
[HI]2
[H2] * [I2]
Kc =
Reemplazando por los datos y llamando x a la concentración de hidrógeno resulta:
64 =
(0,8 mol/dm3)2
x * 0,4 mol/dm3
x = (0,8 mol/dm3)2 =
64 * 0,4 mol/dm3
0,64 mol2/(dm3)2
64 * 0,4 mol/dm3
= 2,5 * 10-2 mol/dm3
Principio de Le Chatelier
Si se modifica la presión a la que está sometido un sistema químico en
equilibrio, se produce la reacción en uno de sus sentidos con mayor velocidad que
en el otro, hasta que se establece una nueva situación de equilibrio.
También se altera el equilibrio si se modifica la concentración, o la
temperatura del sistema.
Si en un sistema en equilibrio se introduce un factor de perturbación (variación
de la concentración, temperatura o presión) el sistema reaccionará -física o
químicamente- de tal modo que la nueva situación de equilibrio compense el cambio
introducido.
a. Variación de la concentración. Consideremos la reacción:
2 H2 + O 2
2 H2O
Si al sistema en equilibrio se le añade hidrógeno, el desplazamiento se producirá de
tal modo que la concentración de hidrógeno disminuye; de ese modo se compensará
el “cambio introducido” que menciona el principio de Le Chatelier. En otras palabras,
el equilibrio se desplazará hacia la derecha, se consumirá hidrógeno (y oxígeno) y se
generará agua.
En cambio, si se incrementa la concentración de vapor de agua, el equilibrio se
desplazará hacia la izquierda, disminuirá la cantidad de esta sustancia y aumentarán
las concentraciones de hidrógeno y oxígeno.
b. Variación de la temperatura. Analicemos la reacción exotérmica:
H2 (g) + Br2 (l)
2HBr (g) ;
Q = 8,6 Kcal * mol -1
y su inversa, endotérmica:
2 H Br (g)
H2 (g) + Br2 (l) ; Q’ = -8,6 Kcal * mol -1
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cuando ambas se producen simultáneamente se equilibran:
H2 + Br2
2 H Br
Puesto que las cantidades de calor se compensan, en la situación de equilibrio el
sistema no cede ni recibe calor, de modo que la temperatura permanece constante.
Pero si recibe calor desde el exterior, aumentará la temperatura del sistema, y el
equilibrio se desplazará en el sentido que corresponde a la reacción endotérmica. De
tal modo el calor exterior será absorbido durante la formación de hidrógeno y bromo,
y la temperatura disminuirá. El desplazamiento, en este caso, se producirá hacia la
izquierda.
Por el contrario, si la temperatura del sistema disminuye, el equilibrio se desplazará
hacia la derecha, en el sentido de la reacción exotérmica: al liberarse calor, la
temperatura aumentará.
Se concluye que al calentar el sistema aumenta la velocidad de la reacción
endotérmica, mientras que el enfriamiento del mismo favorece la ocurrencia de la
reacción exotérmica.
c. Influencia de la presión. En el caso de un sistema gaseoso que reacciona
reversiblemente, las modificaciones de la presión se traducen en cambios del
volumen del sistema, que producen desplazamiento del equilibrio.
Consideremos la reacción:
N2 (g)
+
3H2 (g)
(un volumen; (tres volúmenes;
un mol)
tres moles)
2NH3 (g)
(dos volúmenes;
dos moles)
Al aumentar la presión sobre el sistema, éste tiende a ocupar un volúmen menor, y
la reacción se producirá de tal modo que el número de moléculas (o de moles de
moléculas) por unidad de volumen disminuya. Observando la ecuación, vemos que
la ocurrencia de la reacción de formación del amoníaco (N 2 + 3 H2
2 N H3)
supone la conversión de cuatro moles (uno de N 2 y tres de H2) en sólo dos moles (de
N H3), que implica una disminución del número de moles por unidad de volumen. Por
lo tanto, al aumentar la presión, el equilibrio se desplazará hacia la derecha.
Inversamente, una disminución de la presión se traducirá en un desplazamiento
hacia la izquierda, con aumento del número de moles del sistema.
 Ejemplo:
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¿Qué efecto producirá un aumento de la presión sobre la reacción siguiente?
Cl2 (g) + H2 (g)
2 H Cl (g)
El número de moles en cada miembro de la ecuación es el mismo. Por lo tanto, los
posibles desplazamientos del equilibrio no podrían afectar el número total de moles
presentes en el sistema. En este caso, las variaciones de la presión no producen
desplazamiento del equlibrio.
Corresponde señalar que los catalizadores no modifican el estado de equilibrio;
solamente aceleran o retardan las dos reacciónes opuestas.
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Ejercicios
1. Expresar la constante de equilibrio para las siguientes reacciones:
a. H2O (g) + CO (g)
H2 (g) + CO2 (g)
b.
C O2 (g) + CaO (s)
CO3Ca (s)
c. 2 SO2 (g) + O2 (g)
2 SO3 (g)
2. Indicar cuál será el efecto sobre el equilibrio para las siguientes reacciones:
a. si se aumenta la temperatura; b. si disminuye la presión;
c. si se
adiciona un catalizador; d. si se aumenta la concentración de las sustancias
subrayadas.
P CI3 (g) + Cl2 (g)
Cl5 P (g); Q = 30 Kcal/mol
302 (g)
H2 (g) + CO2 (g)
2 O3 (g); Q = 64,8 Kcal/mol
H2 O (l) + CO (g); Q = 0,45 Kcal/mol
3. Sugerir dos formas de desplazar el equilibrio hacia la derecha, y justificar la
respuesta.
a.
2 H Cl (g) + ½ O2 (g)
b.
2 H2O (g)
H2 O (g) + Cl2 (g)
2 H2 (g) + O2 (g)
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4. Calcular el valor de la constante de equilibrio para la reacción siguiente:
I2 (g) + H2 (g)
2 H I (g)
sabiendo que se realiza en un sistema cerrado a 490 °C, y que las
concentraciones son:
[H2] = 8,63 * 10 -4 mol/dm 3
[I2] = 2,63 * 10 -3 mol/dm 3
[HI] = 1,02 * 10 -2 mol/dm 3
Respuesta: 45,8
5. En un autoclave se introdujo una mezcla de H2 y CO2. El autoclave tiene un
litro de capacidad. Al llegar al equilibrio la reacción es:
H2 (g) + CO2 (g)
H2O (g) + CO (g)
[CO2] = 0,07 mol/dm3
[H2O] = 0,95 mol/dm3
[CO] = 0,95 mol/dm3 y además Kc = 1,6
Hallar el valor de la concentración de hidrógeno.
Respuesta:
8,05 mol/dm3
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