Aplicación del principio Le Châtelier y relación entre Kp y Kc (8206)

, por F_y_Q

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Para la reacción:

\ce{SnO2(s) + 2H2(g) <=> 2H2O(g) + Sn(l)}

la constante de equilibrio de la reacción (K_p) aumenta al aumentar la temperatura.

a) Explica, de forma razonada, tres maneras de conseguir una reducción más eficiente del dióxido de estaño sólido.

b) ¿Qué relación existe entre K_p y K_c en este equilibrio?

P.-S.

a) Si aumenta la constante de equilibrio al aumentar la temperatura, según la ecuación de Van’t Hoff, implica que se trata de una reacción endotérmica:

\color[RGB]{2,112,20}{\bm{ln \left(\frac{K_2}{K_1}\right) = \frac{\Delta H^o}{R}\left(\frac{1}{T_1} - \frac{1}{T_2}\right)}}

Si T_2 > T_1, el paréntesis del segundo miembro es positivo y solo será positivo el primer miembro si lo es la entalpía, es decir, si es un proceso endotérmico.

1. Aumentar la presión parcial de hidrógeno. Según el principio de Le Châtelier, el sistema evoluciona hacia los productos, con lo que se reduce la cantidad del otro reactivo.
2. Retirar el estaño producido. En este caso, según Le Châtelier, el sistema evoluciona hacia los productos, por lo que se reduce la cantidad de dióxido de estaño.
3. Aumentar la temperatura. Al ser un proceso endotérmico, el aumento de la temperatura del sistema hará que el equilibrio se desplace hacia los productos.

b) La ecuación que relaciona las constantes de equilibrio es:

\color[RGB]{2,112,20}{\bm{K_p = K_c(RT)^{\Delta n}}}

Al ser un equilibrio heterogéneo, solo se toman en cuenta las especies gaseosas y puedes ver que no existe un incremento de los moles gaseosos en la estequiometría de la reacción, esto significa que se cumple:

K_p = K_c\ \cancelto{1}{(RT)^0}\ \to\ \fbox{\color[RGB]{192,0,0}{\bm{K_p = K_c}}}

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