Equilibrio: Efecto de las concentraciones

En el sistema en equilibrio CO (g) + Cl2 (g) →←COCl2 (g), las concentraciones
son [CO] = 2 mol/L, [Cl2] = 2 mol/L, [COCl2] = 20 mol/L. Calcula la
concentración de todos los componentes cuando:

a) Se añade 1 mol/L de cloro.

b) Se duplica el volumen respecto del caso inicial.

c) Se duplica la presión respecto del caso inicial.

SOLUCION

a) Kc = [COCl2]/[Cl2].[CO] = 20/2.2= 5



Si añadimos 1 mol/L de Cl2 al equilibrio, el sistema se desplaza según Le Chatelier de la siguiente forma:

CO (g) + Cl2 (g) →←COCl2 (g)

2– x             2 – x             20 + x

Entonces:

Kc = [COCl2]/[Cl2].[CO]

Kc = 20 + x/(2-x).(2-x) x = 0,42 por lo que en el nuevo equilibrio las concentraciones seran:

[CO] = 2 - 0,42 = 1,58 mol/L

[Cl2] = 3 - 0,42 = 2,58 mol/L

[COCl2] = 20 + 0,42 = 20,42 mol/L


b) Al duplicar el volumen del sistema, las concentraciones se hacen la mitad [CO] = 1 mol/L, [Cl2] = 1 mol/L, [COCl2] = 10 mol/L, y el equilibrio se desplaza hacia donde hay mayor número de moles, en nuestro caso hacia la izquierda según la reacción estequiométrica:

CO (g) + Cl2 (g) →←COCl2 (g)

1 + x         1 + x              10 - x

Sustituyendo en la formula de la constante de equilibrio despejamos x que es igual a

 x = 0,39, por lo que: [CO] = 1 + 0,39 = 1,39 mol/L


[Cl2] = 1 + 0,39 = 1,39 mol/L

[COCl2] = 10 - 0,39 = 9,61 mol/L

c) Duplicar la presión es lo mismo que reducir el volumen a la mitad, por lo que las concentraciones se hacen el doble [CO] = 4 mol/L, [Cl2] = 4 mol/L, [COCl2] = 40 mol/L, y el equilibrio se desplaza hacia donde hay menor número de moles, en nuestro caso hacia la derecha según la reacción estequiométrica:

CO (g) + Cl2 (g) →←COCl2 (g)
4-x          4-x                40 + x

 x = 1,13, por lo que:


[CO] = [Cl2] = 4 - 1,13 = 2,87 mol/L

[COCl2] = 40 + 1,13 = 41,13 mol/L

Equilibrio Quimico Qc y Kc

Equilibrio Quimico: Qc y Kc

Para una reacción general que no haya conseguido alcanzar el equilibrio se escribe como: a A + b B →←c C + d D se puede calcular un Qc de la siguiente manera:

Qc = [C]c [D]d/ [A]a [B]b

Donde Q es el llamado cociente de reacción, y las concentraciones expresadas en él no son las concentraciones en el equilibrio. Vemos que la expresión de Q tiene la misma forma que la de Kc cuando el sistema alcanza el equilibrio.

Este concepto de cociente de reacción es de gran utilidad, pues puede compararse la magnitud Q con la Kc para una reacción en las condiciones de presión y temperatura a que tenga lugar, con el fin de prever si la reacción se desplazará hacia la derecha (aumentando la concentración de reactivos) o hacia la izquierda.

Así, por ejemplo, si en un momento determinado Q < Kc, como el sistema tiende por naturaleza al equilibrio, la reacción hacia la derecha se producirá en mayor medida que la que va hacia la izquierda. Al contrario, cuando Q > Kc, la reacción predominante será la inversa, es decir, de derecha a izquierda, hasta alcanzar el equilibrio.

Entonces recuerda que:

Si:
• Q < Kc predomina la reacción hacia la derecha, hasta llegar al equilibrio. • Q = Kc el sistema está en equilibrio • Q > Kc predomina la reacción hacia la izquierda, hasta llegar al equilibrio