Equilibrio Químico y Reacciones Redox: Ejercicios Resueltos

Ejercicio 1: Equilibrio Químico

a) La concentración de cada especie en el equilibrio es:

• A = moles/V = 2 mol / 4 L = 0.5 M
• B = moles/V = 4 moles / 4 L = 1 M
• C = moles/V = 20 moles / 4 L = 5 M

Kc = [C] / ([A] · [B]) = 5 / (0.5 · 1) = 10

b) Si se añaden al equilibrio 4 moles de B, la concentración de esta especie en el equilibrio que se altera es: B = moles / V = 8 moles / 4 L = 2 M

Qc = [C] / ([A] · [B]) = 5 / (0.5 · 2) = 5

Al comparar Qc con el valor de la constante de equilibrio (Kc), obtenemos información sobre la dirección en la que se desplaza el equilibrio. En efecto:

• Si Qc = Kc, el sistema se encuentra en equilibrio.
• Si Qc > Kc, el sistema no se encuentra en equilibrio y se produce la reacción entre los productos para obtener reactivos, haciendo que los valores de Qc y Kc se igualen para alcanzar un nuevo equilibrio. Luego, el equilibrio se desplaza hacia la izquierda.
• Si Qc < Kc, el sistema no se encuentra en equilibrio y los reactivos reaccionan entre sí para producir productos, consiguiendo que los valores de Qc y Kc se igualen para alcanzar de nuevo el equilibrio. Ahora el equilibrio se desplaza hacia la derecha.

Como Qc (5) < Kc (10), el equilibrio se desplaza hacia la derecha, es decir, hacia la formación de C.

c) Llamando x a los moles de B que reaccionan, según la estequiometría de la reacción, aparecerán en el nuevo equilibrio los siguientes moles de cada especie:

A(g) + B(g) ⇌ C(g)

(2 + x) (8 - x) (20 - x)

Cuyas concentraciones molares son:

• A = moles / V = (2 + x) moles / 4 L
• B = moles / V = (8 - x) moles / 4 L
• C = moles / V = (20 - x) moles / 4 L

Kc = [C] / ([A] · [B]) => 10 = (20 - x) / 4 M / ((2 + x) / 4 M · (8 - x) / 4 M) => 10x² - 104x + 80 = 0

Resolviendo la ecuación cuadrática, se obtienen los valores: x₁ = 9.56 moles, que se desprecia por ser superior a los moles totales de B con la adición, y x₂ = 0.8365 moles, que es el valor que se toma como válido.

Luego, la concentración del compuesto C en el nuevo equilibrio es: C = moles / V = (20 - 0.8365) moles / 4 L = 4.79 M

Ejercicio 2: Reacciones Redox

a) La reacción que se produce es:

KI + MnO₂ + H₂SO₄ → MnSO₄ + K₂SO₄ + I₂ + H₂O

En esta reacción, el yoduro se oxida a yodo molecular y el manganeso (IV) se reduce a manganeso (II). Las semirreacciones de óxido-reducción correspondientes son:

• Semirreacción de oxidación: 2 I^- → I₂ + 2 e^-
• Semirreacción de reducción: MnO₂ + 4 H⁺ + 2 e^- → Mn²⁺ + 2 H₂O

Sumando ambas semirreacciones, se anulan los electrones y queda la reacción iónica ajustada:

2 I^- + MnO₂ + 4 H⁺ → I₂ + Mn²⁺ + 2 H₂O

Al completarla, se obtiene la reacción molecular ajustada:

2 KI + MnO₂ + 2 H₂SO₄ → MnSO₄ + K₂SO₄ + I₂ + 2 H₂O

b) A partir de la estequiometría de la reacción y utilizando los factores de conversión, se obtiene la masa de pirolusita:

2.538 g I₂ · (1 mol I₂ / 253.8 g I₂) · (1 mol MnO₂ / 1 mol I₂) · (86.94 g MnO₂ / 1 mol MnO₂) · (100 g pirolusita / 80 g MnO₂) = 1.08675 g pirolusita

Ejercicio 3: Espontaneidad de las Reacciones

Al producirse en la reacción un incremento del orden, disminuye el número de moles gaseosos, la entropía decrece y es negativa. La espontaneidad de una reacción depende del valor de su energía libre de Gibbs (ΔG), es decir, de que ΔG < 0. Esto es función del valor absoluto de |ΔH°| y |T · ΔS°|. En efecto, si el valor absoluto de la variación de entalpía es mayor que el valor absoluto del producto de la temperatura absoluta por la variación de entropía, |ΔH°| > |T · ΔS°|, la variación de energía libre de Gibbs es menor que cero y la reacción es espontánea, y esto sólo ocurre cuando la temperatura absoluta es baja. A alta temperatura, la reacción no es espontánea por ser |ΔH°| < |T · ΔS°| y hacer que ΔG > 0.