Exemplos de preguntas sobre o equilibrio químico
O equilibrio químico é un concepto importante en química que describe un estado no que as velocidades das reaccións directa e inversa nunha reacción química son iguais. Nesta condición, as concentracións de reactivos e produtos permanecen constantes. Este artigo proporcionará varios exemplos de problemas e as súas solucións para axudar a comprender o concepto de equilibrio químico.
Conceptos básicos do equilibrio químico
O equilibrio químico prodúcese cando unha reacción química pode proceder reversiblemente ou en ambas direccións. Unha reacción reversible pódese simbolizar do seguinte xeito:
\[ \text{aA} + \text{bB} \rightleftarpoons \text{cC} + \text{dD} \]
Onde:
– A e B son reactivos,
– C e D son produtos,
– a, b, c e d son os coeficientes estequiométricos de cada substancia.
Cando se alcanza o equilibrio, a velocidade da reacción directa (produción de produtos) é igual á velocidade da reacción inversa (produción de reactivos). Neste punto, aínda que a reacción continúa dinamicamente, as concentracións de todas as substancias permanecen inalteradas.
Constante de equilibrio (K)
A constante de equilibrio K_c para a reacción anterior pódese expresar como:
K_c = \frac{{[\text{C}]^c [\text{D}]^d}}{{[\text{A}]^a [\text{B}]^b}}
Onde [X] é a concentración molar da substancia X. Ao usar presións parciais en equilibrio gasoso, a constante de equilibrio exprésase como \(K_p\).
Exemplos de preguntas sobre o equilibrio químico
Pregunta 1: Reaccións con datos de concentración
Colócase unha cantidade de 1 mol de N₂ e 3 moles de H₂ nun recipiente de 1 litro a unha determinada temperatura. A reacción prodúcese do seguinte xeito:
\[ \text{N}_2(g) + 3 \text{H}_2(g) \rightleftarpoons 2 \text{NH}_3(g) \]
Despois de alcanzar o equilibrio, atópanse 0,8 moles de N₂. Calcula a constante de equilibrio \(K_c\).
Debate:
1. Determinar o cambio de concentración:
Inicialmente, o número de moles é:
– \([\text{N}_2]_{inicial} = 1 \, \text{mol/L}\]
– \([\text{H}_2]_{inicial} = 3 \, \text{mol/L}\]
– ([NH3] = 0, mol/L)
No equilibrio, o número de moles:
– \([\text{N}_2] = 0,8 \, \text{mol/L}\]
Cambio en N₂ = 1 – 0,8 = 0,2 mol/L
2. Estequiometría dos cambios:
\[
\text{N}_2(g) + 3\text{H}_2(g) \rightleftarpoons 2\text{NH}_3(g)
\]
Entón, os cambios para H₂ e NH₃:
– ([H²] = 3 ± 0,2 = 0,6 mol/L)
– ([NH3] = 2 ± 0,2 = 0,4 mol/L)
Equilibrio molar:
– ([H2] = 3 – 0,6 = 2,4 mol/L)
– ([NH3] = 0 + 0,4 = 0,4 mol/L)
3. Calcula \(K_c\):
\[
K_c = \frac{[\text{NH}_3]^2}{[\text{N}_2][\text{H}_2]^3}
\]
Substitúe os valores:
– ([NH3 = 0,4 mol/L)
– \([\text{N}_2] = 0,8 \, \text{mol/L}\]
– ([H² = 2,4 mol/L)
\[
K_c = \frac{(0,4)^2}{(0,8)(2,4)^3}
\]
\[
= \frac{0,16}{0,8 \cdot 13,824}
\]
\[
= \frac{0,16}{11,0592}
\aprox. 0,0145
\]
Pregunta 2: Efecto dos cambios na concentración
Unha cantidade de N₂O₄(g) descomponse en 2NO₂(g) nun recipiente pechado. A unha determinada temperatura, a constante de equilibrio \(K_c\) é 0,36. Se a concentración inicial de N₂O₄(g) é 1,0 M e non hai NO₂(g) ao principio, calcula a concentración de NO₂(g) no equilibrio.
Debate:
1. Usando a táboa ICE:
\[
\begin{align }
\text{Reacción:} & \ \text{N}_2\text{O}_4(g) \rightleftharpoons 2\text{NO}_2(g) \\
\text{Inicial:} & \ \ [\text{N}_2\text{O}_4]_{0} = 1.0 \, \text{M}, \ [\text{NO}_2]_{0} = 0 \\
\text{Cambio:} & \ \ [\text{N}_2\text{O}_4]_{eq} = 1.0 – x, \ [\text{NO}_2]_{eq} = 2x \\
\end{aliñar }
\]
2. Conexión con \(K_c\):
\[
K_c = \frac{[\text{NO}_2]^2}{[\text{N}_2\text{O}_4]}
= \frac{(2x)^2}{1.0 – x}
= \frac{4x^2}{1 – x}
\]
3. Determinar x:
\[
K_c = 0,36
\]
Entón, substitución:
\[
0,36 = \frac{4x^2}{1 – x}
\]
Multiplicación cruzada:
\[
0,36(1 – x) = 4x^2
\]
\[
0,36 – 0,36x = 4x^2
\]
Mover todo a un lado:
\[
4x^2 + 0,36x – 0,36 = 0
\]
4. Resolución de ecuacións cuadráticas:
Usa a fórmula cuadrática:
\[
x = \frac{-b \pm \sqrt{b^2 – 4ac}}{2a}
\]
Onde a = 4, b = 0,36 e c = -0,36:
\[
x = \frac{-0,36 \pm \sqrt{(0,36)^2 – 4(4)(-0,36)}}{2(4)}
\]
\[
x = \frac{-0,36 \pm \sqrt{0,1296 + 5,76}}{8}
\]
\[
x = \frac{-0,36 \pm \sqrt{5,8896}}{8}
\]
Dado que a concentración non pode ser negativa, escollemos a raíz positiva:
\[
x \aprox. 0,36
\]
5. Concentración de NO₂:
\[
[\text{NO}_2]_{eq} = 2x = 2 \cdot 0,36 = 0,72 \, \text{M}
\]
Conclusión
Comprender o equilibrio químico é fundamental para predicir como reaccionará un sistema químico en determinadas condicións. Coa práctica e unha comprensión profunda, podemos resolver problemas que impliquen este concepto, describir o estado final dun sistema e comprender a dinámica das reaccións químicas nun sistema pechado. Recoñecer e usar a constante de equilibrio (K_c) facilitará a predicción das concentracións de todas as especies nun sistema en equilibrio.
