Universidad Nacionalde Trujillo

FACULTAD DE INGENIERIA

ESCUELA DE INGENIERIA INDUSTRIAL

EJERCICIOS 3º UNIDAD

CURSO:

QUIMICA INDUSTRIAL

DOCENTE

ING. MIGUEL MONTREUIL FRIAS

ALUMNO(A):

PUELLES PAREDES ORLANDO

CICLO:

II - B

TRUJILLO – PERÚ2013

1. Se tiene los datos cinéticos de descomposición del SO3 a 900K.2SO3® 2SO2 + O2.Cuál es la velocidad promedio de la reacción durante los primeros 25s. Expresar lavelocidad en términos de desaparición de SO3 y de aparición de O2

velocidadpromedio=−∆ [SO₃]

∆t

velocidadpromedio=−[SO₃ ]final−[SO₃ ]inicial

tfinal−tinicial

velocidadpromedio=−[0.094−0.11]

25velocidadpromedio=6.4x10−4

velocidadpromedio=∆ [O₂ ]∆t

velocidadpromedio=[O₂]final−[O₂]inicial

tfinal−tinicialvelocidadpromedio=

[0.008−0]25

velocidadpromedio=3.2x10−4

2. En la reacción del bromo molecular Br2(ac) con ácido fórmico, lavelocidad depende de la concentración del Br2. Si se consumen0,0019M de Br2(ac) luego de 50s de reacción, Cuál es su velocidadpromedio.

velocidadpromedio=∆ [Br₂]∆t

velocidadpromedio=0.001950

velocidadpromedio=3.8x10¯⁵M /s

3. Determine la concentración final de X en la reacción:2X ® X2

Sabiendo que participan 2M de éste, y 5 minutos más tarde la velocidad de formación de X2 es 0,1M/min.

12∆ [X ]1

=11∆ [X₂ ]1

∆ [X ]2

=[0.1]1

∆ [X ]=0.2M /s

∆ [X ]f=∆ [X ].t

∆ [X ]f=02.5

∆ [X ]f=1M

4. Las velocidades iniciales de reacción,Vo, son útiles para determinar el ordeny la constante de velocidad de unareacción específica. Qué orden tiene lasiguiente reacción, a temperaturaconstante.

X + Y ® Productos Nota: Vo= k [X]m [Y]n

velocidad₂velocidad₁=

123

=4=k [10]x[4]y

k [5]x[4]y

4=2x

x=2

velocidad₃velocidad₂=

612

=2−1=k[5]2[8]y

k[10]2[4]y

2=2y

y=1

x+y=3orden

5. ¿Cuál es el valor de Kc Y Kp para el siguiente sistema en equilibrio?2NO (g) + O2(g) 2NO2 Si se encontró que a 400ºC las concentraciones de eqilibrio de los gases son:[NO] 0,890M; [02] 0,250M y [NO2] 0,032MSol:Kc [NO2]2 [NO][ O2]Kc (0,032)2

(0,890)2(0,250)Kc 0,001024 ( 0,7921)(0,250)Kc 0,001024 0,00025

Kc 5,17.10-3

n 2-3 -1 R 0,0821Kp (5,17.10-3)[(0.0821)(673)]-1

Kp 9,37.10-5

6. Dado el siguiente sistema:CH4(g) + 2H2O(g) CO2(g) + 4H2(g)En la condición de equilibrio, se encuentra 2,20 moles de CO2; 4 moles de H2; 6,20 moles de CH4 y 3 moles de H2O en un recipiente de 3litros. Hallar el Kc.Sol:[CH4] nCH4 6,20 mol 2,067 M V 3L [CO2] nCH4 2,20 mol 0,733 M V 3L[H2O] nCH4 3 mol 1M V 3L[H2] nCH4 4 mol 1,333M V 3LKc [CO2]2[ H2]4

[CH4][ H2O]2

Kc (0,733)(1,333)4

(2,067)(1)2

Kc 1,12

7. Se ha estudiado la reacción del equilibrio siguiente:2 NOCl (g) Á 2NO (g) + Cl2  (g) a 735 K y en un volumen de 1 litro. Inicialmente en el recipiente se introdujeron 2 moles de NOCl. Una vez establecido el equilibrio se comprobó que se había disociado un 33,3 % del compuesto. a) Calcula Kc. b) ¿Hacia dónde se desplazará el equilibrio si se aumenta la presión?

Equilibrio: 2 NOCl (g) Á 2 NO (g) + Cl2  (g)Conc inic. (M) 2 0 0Conc equil. (M) 2(1–0,33) 2·0,33 0,33

[NO]2·[Cl2] (0,67 M)2·(0,33 M)KC = ––––––––– = ––––––––––––––– = 0,083 M [NOCl]2 (1,33 M)2

El equilibrio se desplazará hacia la izquierda pues existen menos moles en los reactivos (2) que en los productos (2+1) y según el

principio de L’Chatelier al aumentar la presión el equilibrio se desplazará hacia donde se produzca un descenso de la misma, es decir, hacia donde menos moles haya.

8. Para la reacción: A + B ® C + D La constante de la reacción vale 144 a una determinadatemperatura.

Si se colocan 0,4 moles de A y de B en un recipiente de 2 litros aesa temperatura. Hallar las concentraciones de equilibrio de cadaespecie

A + B ® C + D

I 0.2 0.2 0 0

C -x -x x x -------------------------------------------------------------------- E 0.2 - x 0.2 - x x x

Kc=[C][D]

[A ][B]

144= [x][x]

[0.2−x ][0.2−x]

144[0.2−x]2=[x ]2

143x2−57.6x+5.76=0

x=57.6−√57.62−4(143)(5.76)

2(143)

x=0.185M

[A] = 0.2 – x = 0.015M[B] = 0.2 – x = 0.015M[C] = x = 0.185M[D] = x = 0.185M

9. Si el Kp para la reacción:2SO3(g) « 2SO2(g) + O2(g), es 1,8 x10–5 a350º C, Cuál es el valor de Kc.

Kc=Kp ¿

Kc=1.8x10−5¿

Kc=1.8x10−5 [0.019 ]

Kc=3.567x10−7

10. En la siguiente reacción a cierta temperatura:2NO2(g) 2NO(g) + O2(g)Se consume 2M de NO2 en un segundo, en este instante la concentración de NO2 es 1M. Hallar la constante de velocidad.Sol:V 2M 2M 1s 1sV K[NO2]2

K V [NO2]2

K 2 1K 2 L Mol.s

11. Calcula los valores de Kc y Kp a 250 °C en la reacción de formación del yoduro de hidrógeno, H2(g) + I2(g) Á 2 HI(g). sabiendoque el volumen del recipiente de reacción es de 10 litros y que partiendo de 2 moles de I2 y 4 moles de H2, se han obtenido 3 molesde yoduro de hidrógeno.

Equilibrio: H2(g) + I2(g) Á 2 HI(g)n0(mol) 4 2 0nequil(mol) 2,5 0,5 3

cequil(mol/l) 0,25 0,05 0,30

[HI]2 (0,30 M)2 KC = ––––––– = ––––––––––––––– = 7,2

[H2]·[I2] (0,25 M) ·(0,05 M)

KP = KC ·(R·T)n = 7,2·(0,082·523)0 = 7,2

12.Kc = 54,3 a 430ºC en: Si se adiciona 0,243 moles de H2, 0,146 molesde I2 y 1,98 moles de HI en un recipiente de 1 L. ¿El sistema seencuentra en equilibrio?

H₂ + I₂ ® 2HI

I m n p

C -x -x 2x ----------------------------------------------E 0.243 0.146 1.98

Kc=[HI]2

[I₂][H₂ ]

Kc=[1.98 ]2

[0.243 ][0.146]

Kc=110.5

No se encuentra en equilibrio, parte del HI forma más H2 y I2

13. Escribe la expresión de la constante de equilibrio K e indique en que cambiara el equilibrio dado con una aumento de presión

2CO2↔2CO+O2

k=[co]2 [o2]

[co2 ]2∆n=3−1=1

El equilibrio se desplaza a la izquierda con el aumento de presión

14. Para la reacciónN2O4 (g )↔2NO2 (g)

Las concentraciones de las sustancias presentes es una mezcla en equilibrio a 25ºC son:

[N2O4 ]=4.7∗10−2molL

[NO2 ]=1.41∗10−2molL

¿Cuál es el valor de K a esta temperatura?

kc= [NO2 ]2

[N¿¿2O2]¿

Kc=1.41∗10−2mol/L1.41∗10−2mol/L

Kc=4.66∗10−2molL

15. si a 200ºC el Kc para : N2 + O2 2NO es igual a 2,3.10-19 y para : 2NO + O2 2NO es igual a 3.106. ¿Cuál el Kc para:

N2 + O2 2NO2 ?

SOL:1ª ETAPA N2 + O2 2NO ; K1 2,3.10-19

2ª ETAPA 2NO + O2 2NO ; K2 3.106

3ª ETAPA N2 + O2 2NO2 ; KT ¿?KT K1 .K2

KT (2,3.10-19)(3.106)

KT 6,9.10-13

16. Si la constante de equilibrio en la siguiente reacción:H2 (g) + I2(g) 2HI(g)Es igual a 60 a la temperatura de 350ºC, calcular la constante de equilibrio para la siguiente reacción:2HI(g) H2 (g) + I2(g)

Sol:H2 (g) + I2(g) 2HI(g) ; K 602HI(g) H2 (g) + I2(g) ; K’ ?

K’ 1/KK’ 1/60K’ 0,0167

17.Los mL de HClO4 6M añadisos a 1L de agua para obtener una solucióncon un pH igual a 1 son:

HClO₄ ® ClO₄−¿ ¿ + H+¿6=

mṀMV

¿

I 6 0 0

6V=mM

C -0.1 0.1 0.1

M= mṀ(V+1)

------------------------------------------------------------ E 5.9 0.1 0.1

pH=−log ¿¿

1=−log¿¿

H+¿=0.1¿

0.1=m

Ṁ(V+1)

0.1(V+1)=6V

V=17ml

18.Se tiene 2 soluciones A y B, si el pH de A es 2 y el pH de B es 5,entonces se tiene que la concentración de iones:

pHA=− log ¿¿¿

2=− log ¿¿¿

¿¿¿

pHB=−log ¿¿¿

5=−log ¿¿¿

¿¿¿

[H+¿¿]en A es 1000 veces la de B

19.Si 20 mL de HCl 0,5 N se diluye con agua hasta 100mL, su pHes:

M=mṀMV

0.01=mM

M=m

ṀM(100)

M=0.1

pH=−log ¿¿

pH=−log [10¿¿−1 ]¿

pH=1

20. El amoniaco se obtiene industrialmente a partir de nitrógeno e hidrógeno, de acuerdo con la siguiente reacción: N2 (g) + 3H2 (g) Á2NH3 (g); Hº= –92 kJ a) Explique las razones por las que en esta síntesis se utilizan presiones elevadas y temperatura lo más baja posible. b) Razone la necesidad de utilizar catalizadores, ¿ejercenalgún efecto sobre el equilibrio? c) Indique cual es la expresión de la constante Kp para dicha reacción. d) A la salida de los reactores, el amoniaco formado ha de separarse, del nitrógeno e hidrógeno no reaccionados. ¿Seria posible realizar dicha separaciónmediante un filtro?

a) Por el principio de L’Chatelier, se usan presiones elevadas, puesal aumentar la presión conseguimos que el equilibrio se desplacehacia donde menos moles gaseosos haya, es decir, hacia una mayorformación de NH3, que es de lo que se trata.

b) El uso de catalizadores permite conseguir el equilibrio mucho másrápidamente, si bien no afectan al equilibrio en sí, es decir, nomodifican .

c)

d) Con un filtro simple no conseguiremos separar el NH3 ya que setrata de un gas, al igual que el N2 y el H2. En el método de Haberde obtención de amoniaco se enfría la mezcla de gases para que elamoniaco se licue y poder así separarlo de los gases de los queprocede.

21. A 200ºC y presión de 1 atmósfera, el PCl5 se disocia en PCl3 y Cl2 en 49,5 %. Calcule. a) Kc y Kp; b) El grado disociación a la misma temperatura  pero a 10 atmósferas de presión. c) Explique en función del principio de Le Chatelier si el resultado obtenido en b) le parece correcto. DATOS: Masas atómicas; P = 30,97;  Cl = 35,5; R = 0,082 atm·l·K-1·mol-1.

a) Equilibrio: PCl5(g) Á PCl3(g) + Cl2(g)c0(mol/l) c0 0 0cequil(mol) c0(1–) c0· c0·

0,505 c0 0,495 c0 0,495 c0

ctotal = c0 (1+) = 1,495 c0

ptotal 1 ctotal = –––– = ––––––––– M = 2,58·10–2 M R·T 0,082 · 473

ctotal 2,58·10–2 Mc0 = ––––– = ––––––––––– = 1,72·10–2 M 1,495 1,495

[PCl5] = 0,505 · 1,72·10–2 M = 8,7·10–3 M[PCl3] = 0,495 · 1,72·10–2 M = 8,5·10–3 M[Cl2] = 0,495 · 1,72·10–2 M = 8,5·10–3 M

[PCl3]·[Cl2] (8,5·10–3 M)2

KC = ––––––––– = –––––––––– = 8,4·10–3 M [PCl5] 8,7·10–3 M

KP = KC ·(R·T)n = 8,4·10–3·(0,082·473)1 = 0,325 atm

b) 1– p(PCl5) = –––– ptotal ; p(PCl3) = p(Cl2) = –––– ptotal

1+ 1+

p(PCl3) · p(Cl2) 2

0,325 atm = –––––––––––– = ––––––––– · 10 atm p(PCl5) (1–)·(1+)

Despejando “” queda: = 0,177c) Es lógico que al aumentar la presión el equilibrio se desplace hacia donde menos moles gaseosos haya con objeto de compensar dicho aumento (en este caso hacia la izquierda) lo que conlleva una menor disociación.

22. En un recipiente de 2,0 litros de capacidad se introduce amoniaco a una temperatura de 20 ºC y a la presión de 14,7 atm. A continuación se calienta el recipiente hasta 300 ºC y se aumenta lapresión hasta 50 atm. Determina el grado de disociación del amoniaco a dicha presión y temperatura y las concentraciones de lastres sustancias en el equilibrio.

n0(NH3) p 14,7 [NH3]0 = ––––––– = –––– = ––––––––– mol/l = 0,612 M

V R·T 0,082 · 293

Equilibrio: 2 NH3(g) Á 3 H2(g) + N2(g) c0(mol/l) 0,612 0 0cequil(mol/l) 0,612 (1–) 0,612· 3/2 0,612·/2cTOTAL = 0,612 (1–) + 0,612· 3/2 + 0,612·/2 = 0,612 (1 + )

nTOTAL p 50 cTOTAL = ––––––– = –––– = ––––––––– mol/l = 1,064 M

V R·T 0,082 · 573

Igualando ambas expresiones: 1,064 M = 0,612 (1 + ) se obtiene que: = 0,739[NH3] = 0,612 M · (1 – 0,739) = 0,160 M[H2] = 0,612 M · 3·0,739/2= 0,678 M[N2] = 0,612 M · 0,739/2= 0,226 M

23. Si se disuelven 19,6 g de H2SO4 en agua formándose 10 L desolución, su pH es:

H₂SO₄ ® SO₄¿ + 2H+¿M=

mṀV

¿

I 0.02 0

0 M=19.698x10

C -0.02 0.022(0.02) M=0.02 --------------------------------------------------------------------E 0 0.020.04

pH=−log ¿¿

pH=−log10−2+log22

pH=2−0.6=1.4

24. La formación del trióxido de azufre por oxidación del dióxidoes un paso intermedio en la fabricación del ácido sulfúrico.  La constante de equilibrio (Kp) de la reacción:                         2 SO2(g)  +  O2(g) <--> 2 SO3(g) es 0.13 a 830ºC.  En un experimento se hacen reaccionar 2.00 moles de dióxido de azufre con 2.00 moles de oxígeno. ¿Cúal debe ser la presión total de equilibrio para tener un rendimiento del 70% en trióxido de azufre?

    Escribimos de nuevo la reacción con los moles en el equilibrio                         2 SO2(g)  +  O2(g)  <--> 2 SO3(g)     n(inic.)            2.00        2.00     n(equi.)        2.00 - 2x    2.00 -x            2x     n(totales) = 4.00 - x     Por ser el redimiento del 70%  entonces 2x = 1.4  luego x = 0.7moles     Calculamos las fracciones molares de cada gas en el equilibrio:     X(SO2) = 0.6/3.3 = 0.18    X(O2) = 1.3/3.3 = 0.40     X(SO3) =

0.42     Y aplicamos la expresión de la constante para calcular la presión total en el equilibrio:

            0.13 =              (0.42) 2             ·   1           de donde P = 105 atm. 

                        (0.18)2 ·(0.40)      P

25.   A 300ºC y una presión total de 629 atm. la reacción entre el cloruro de hidrógeno y el oxígeno para dar cloro y agua, alcanzael equilibrio cuando se ha completado en un 80%. ¿Cuál tendría que ser la presión para que la reacción alcanzara el equilibrio cuando se hubiese completado en un 50%?

    La reacción que tiene lugar es la siguiente:

                   4 HCl(g)  +  O2(g) <--> 2 Cl2(g)  +  2 H2O(g)     n(inic.)        4n            n     n(equi.)    4n - 4na    n - na               2na            2na     n(totales) = n(5 - a)        sustituyendo a por 0.80  tenemos que X(HCl) = 0.80/4.20 = 0.19  X(O2) = 0.20/4.20 = 0.048   X(Cl2) = X(H2O) = 1.60/4.20 = 0.38     y como la presión total es 629 atm., podemos calcular la Kp

            Kp =      1        ·   (0.38) 2· (0.38)2   = 0.53                       629      (0.19)4 · (0.048)     Calculamos de nuevo las fracciones molares para a = 0.50     X(HCl) = 2.0/4.50 = 0.44  X(O2) = 0.50/4.50 = 0.11   X(Cl2) = X(H2O) = 1.0/4.50 = 0.22     Conocida la constante, despejamos P de la expresión

          Kp =      1        ·   (0.22) 2· (0.22)2   = 0.53        P = 1.1 atm                          P      (0.44)4 · (0.11)

26. Un recipiente de 1.00L se llena con una mezcla en volumenes iguales de oxígeno y dióxido de nitrógeno a 27ºC y 673 mm Hg de presión parcial. Se calienta a 420ºC y una vez alcanzado el equilibrio se encuentran 0.0404 moles de oxígeno. Calcular la constante de equilibrio para el proceso 

                    2NO(g)  +  O2(g)  <-->  2 NO2(g) y la presión total de la mezcla.

    Calculamos primero los moles iniciales de oxígeno, que son los mismos que de dióxido de nitrógeno, por la ecuación:

                    (673/760)·1,00 = n·0,0820·300        de donde  n = 0,0360 moles     Escribimos el equilibrio de la reacción:                    2NO(g)  +   O2(g)  <-->  2 NO2(g)     n(ini.)                        0.0360          0.0360     n(equi.)     2x         0.0360 + x     0.0360 - 2x     Sabiendo que 0.0360 + x = 0.0404    entonces x = 4.4·10-3     n(totales) = 0.036 + 0.036 + 4.4·10-3 = 0.0764 moles  para los cuales le corresponde una presión total de:                      P·1.0 = 0.0764·0.082·693 = 4.3 atm.     Para calcular la constante de equilibrio aplicamos la L.A.M. con las presiones parciales correspondientes de cada gas:

         Kp =              P(NO2) 2              =                                      4.32  ·(0,272/0,0764) 2                                      =  4,1                      P(NO)2·P(O2)          4.32 ·(8.8·10-

3/0.0764)2·4.4·(0.0404/0.0764)

27. Kp para el equilibrio:

FeO (s)+CO(s)↔Fe (s )+CO2(s)

A 100ºc es 0.403. Si CO, a una presión de 1 atm y un exceso deFeO(s) se colocan en un recipiente a 100ºc. ¿Cuáles serán laspresiones de CO (g) Y CO2 (g) cuando se alcance al equilibrio?

Kp=0.403

FeO (s)+CO(s)↔Fe (s )+CO2(s)

1atm0

−xx

1at−xx

Kp= x1−x

0.403=x

1−x

x=0.287

Presiones de CO y CO2 en equilibrio:

Co=1-0.87=0.713atm

Co2=0.287atm

28. un recipiente de 10l contiene enequilibrio a 200ºc, 4.24g a PCl5; 2.88g PCl3 y 5.46 de Cl2.Hallarlas constantes de Kc y Kp para la disociación de PCl5 a estatemperatura.

[PCl5 ]=4.24

g∗1molPCl5208.5g

∗1

10L=0.002mol

L

[PCl3 ]=2.88

g∗1molPCl5

137.5g∗1

10L=0.0021mol

L

[Cl2 ]=5.46

g∗1molPCl571g

∗1

10L =0.0077mol

L

Calcular kc:

kc= [PCL3 ][Cl2]

[PCl5]=

0.0021molL

∗0.0077mol

L0.0020mol

L

=0.008 molL

Calculando Kp:

Kp=Kc(RT)∆N

Kp=0.008molL

∗¿

Kp=0.31atm

29. se ha encontrado que el equilibriopara la reacción de esterificación entre el ácido acético y elalcohol etílico, a 100ºc existe 1/3 de mol de acido, 1/3 mol dealcohol, 2/3 de mol de Ester y 2/3 mol de agua. Calcular Kc.

CH3COOH+C2H5OH↔CH3COOC2H5+H2OLa concentración con un volumen L:

[CH3COOH¿=

13∗1

L =13L

[C2H5OH ]=

13∗1

L =13L

[CH3COOC2H5]=

23∗1

L =13L

[H2O]=

23∗1

L =13L

kc= [CH3COOC2H5 ][H2O ]

[C2H5OH] [CH3COOH]=

2mol3L

∗2mol

3L1mol3L ∗1mol

3L

=4molL

30. A las 1100k, la constante de equilibrio para la reacción:2SO(g)↔2SO2(g)+O2(g)

Es 0.0271 mol/L ¿Cuál es el valor de Kp a esta temperatura?

∆n=3−2=1

kp=kc¿

kp=2.45atm

31. PARA LA REACCION:H2 (g)+CO2 (g)↔H2O (g )+CO(g)

KC ES 0.771 A 750ºC .Si 0.01 moles de H2 y 0.01 moles de CO2 se mezclan en un recipiente de 1 litro de 750 ºC ¿Cuáles son las concentraciones de todas las sustancias presentes en equilibrio?

H2 (g)+CO2 (g)↔H2O (g )+CO(g)

0.010.0100−x−xxx

0.01−x0.01−xxx

kc= [H2O ][CO]

[H2 ][CO2]=

x2

(0.01−x )2=0,771

x(0.01−x)❑

=0.878

x=0.00468

Por consiguiente en el equilibrio:

[H2]=[CO2]=0.01-0.00468=0.0053mol/L

[H2O]= [CO] =0.00468 mol/L

32. Una muestra de 2 moles de HI se introduce en un recipiente de5 litros. Cuando se calienta el sistema hasta una temperatura de 900 K, el HI se disocia según la reacción: 2 HI Á H2 + I2, cuya constante es: KC = 3,8·10-2. Determina el grado de disociación del HI.

a) Equilibrio: N2O4(g) Á 2 NO2(g) n0(mol) n0 0nequil(mol) n0 (1–) 2 n0 nTOTAL = n0 (1–) + 2 n0 = n0 (1+)

mp·V = nTOTAL·R·T = n0 (1 + )·R·T = –––––– · (1+)·R·T

M(N2O4)

p·M(N2O4) 1,0 · 92 = ––––––––– – 1 = –––––––––––––– – 1 = 0,5 ya que la masa se conserva aunque se disocie. (m/V) ·R·T 2,24 · 0,082 · 333

b) Primero calcularemos KP a partir de los datos anteriores, para lo cual necesitamos conocer las presiones parciales de cada gas:

n0 (1–) 1– 0,5p(N2O4) = ––––––– · p = –––– · p = ––– · 1 atm = 0,33 atm

n0 (1+) 1+ 1,5

2 n0 2 1p(NO2) = ––––––– · p = –––– · p = ––– · 1 atm = 0,67 atm

n0 (1+) 1+ 1,5

p(NO2)2 (0,67 atm) 2

KP = ––––––– = ––––––––– = 1,33 atm p(N2O4) 0,33 atm

p(NO2)2 [(2/1+)·p] 2 42

KP = ––––––– = ––––––––––– = –––– · 10 atm = 1,33 atm p(N2O4) (1–/1+)·p 1–2

Despejando se obtiene que: = 0,18

BIBLIOGRAFIA

“Química General” – Raymond Chang.

“Ciencia química” –Ing. Carlos E.Armas

“Quimica General” 5º edición – McMurry-Fay