Termodinamica - Cengel 7th - espanhol

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CAPÍTULO 16
ecuación 16-15, la cual involucra el término P Δn , donde Δn n P n R
(la diferencia entre el número de moles de los productos y el número de
moles de los reactivos en la reacción estequiométrica). A una temperatura
especificada, el valor K P de la reacción y, por ende, el lado derecho de la
ecuación 16-15, permanece constante. Por lo tanto, el número de moles de
los reactivos y de los productos deben cambiar para contrarrestar cualquier
cambio en el factor de la presión. La dirección de cambio depende del signo
de Δn. Un aumento en la presión a una temperatura especificada, incrementa
el número de moles de los reactivos y disminuye el número de moles de los
productos si Δn es positivo, tiene el efecto opuesto si Δn es negativo, y no
tiene ningún efecto si Δn es igual a cero.
5. La presencia de gases inertes afecta el equilibrio de la composición (aunque
no afecta a la constante de equilibrio K P ). Lo anterior puede observarse
en la ecuación 16-15, la cual incluye el factor (1/N total ) Δn , donde N total es el
número total de moles de la mezcla de gases ideales en el punto de equilibrio,
incluyendo gases inertes. El signo de Δn determina cómo la presencia
de gases inertes influye en el equilibrio de la composición (Fig. 16-10). Un
incremento en el número de moles de gases inertes a una temperatura y presión
especificadas disminuye el número de moles de los reactivos e incrementa
el número de moles de los productos si Δn es positivo, tiene el efecto
opuesto si Δn es negativo, y no tiene ningún efecto si Δn es cero.
6. Cuando se duplican los coeficientes estequiométricos, el valor de K P se eleva
al cuadrado. Por lo tanto, cuando se utilizan los valores de K P de una tabla,
los coeficientes estequiométricos (las v) utilizados en una reacción deben ser
exactamente los mismos que aparecen en la tabla de la que se seleccionaron
los valores de K P . Multiplicar todos los coeficientes de una ecuación estequiométrica
no afecta el balance de masa; sin embargo, afecta los cálculos de
la constante de equilibrio porque los coeficientes estequiométricos aparecen
como exponentes de presiones parciales en la ecuación 16-13. Por ejemplo,
a)
b)
Composición
inicial
Composición
de equilibrio a
3 000 K, 1 atm
0.921 mol H 2
1 mol H 2
0.158 mol H
K P = 0.0251
0.380 mol H 2
1 mol H 2 1.240 mol H
1 mol N 2
1 mol N 2
K P = 0.0251
FIGURA 16-10
La presencia de gases inertes no afecta
a la constante de equilibrio, sin
embargo, afecta la composición de
equilibrio.
Para
H 2 1 2 O 2 Δ H 2 O K P1
P H 2 O
P H2
P 1>2
O 2
Pero para
2H 2 O 2 Δ 2H 2 O K P2
P 2 H 2 O
1K
P 2 P1
2 2
H 2
P O2
7. Los electrones libres en la composición de equilibrio pueden tratarse
como un gas ideal. A temperaturas elevadas (por arriba de los 2 500 K, en
general), las moléculas de gas comienzan a disociarse en átomos dispersos
(como H 2 Δ 2H), y a temperaturas aún más elevadas, los átomos empiezan
a perder electrones y a ionizarse, por ejemplo,
H Δ H
(16-16)
Los efectos de la disociación y ionización son más significativos a bajas presiones.
La ionización se presenta en un grado significativo solamente a temperaturas
muy elevadas y la mezcla de electrones, iones y átomos en estado neutro
pueden tratarse como un gas ideal. Por lo tanto, el equilibrio de la composición
de mezclas de gases ionizados puede determinarse a partir de la ecuación 16-15
(Fig. 16-11). Sin embargo, este tratamiento puede no ser el adecuado en presencia
de campos eléctricos de gran magnitud, dado que los electrones podrían
estar a una temperatura diferente que los iones en este caso.
8. Los cálculos sobre equilibrio proporcionan información acerca de la
composición de equilibrio de una reacción, no respecto a la velocidad de
la misma. Algunas veces puede tomar años para alcanzar la composición
de equilibrio indicada. Por ejemplo, la constante de equilibrio de la reacción
e
H → H + + e –
n
H
N + n
e
H + N – e –
P
Δn
K P =
H ( N
N total
H
donde
N total = N H + N H + + N e –
Δ n= n H + + ne– – n H
= 1 + 1 – 1
= 1
FIGURA 16-11
Relación de constante de equilibrio
para la reacción ionizante del hidrógeno.
(