Tema 6: Equilibrio Químico
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Tema 6: Equilibrio Químico Tema 6: Equilibrio Químico Presentation Transcript

  • QUÍMICATEMA 6: “EQUILIBRIO QUÍMICO” En este tema vamos a tratar reacciones químicas en las que no se observan cambios a medida que transcurre el tiempo.
  • Equilibrio químico y la constante de equilibrio• El equilibrio químico: – Es un estado del sistema en los que no se observan cambios a medida que transcurre el tiempo. – Se consigue cuando existen dos reacciones opuestas (reversibles) que transcurren a la misma velocidad. aA + bB ↔ cC + dD – Una vez que se alcanza el equilibrio las concentraciones de todas las especies que intervienen en el proceso permanecen constante con el tiempo.• La constante de equilibrio: – Ley de acción de masas: en un proceso elemental, el producto de las concentraciones en el equilibrio de los productos elevadas a sus coeficientes estequiométricos, dividido por el producto de las concentraciones de los reactivos en el equilibrio elevada a sus coeficientes estequiométricos, es una constante para cada temperatura llamada constante de equilibrio(Ke).
  • – La Ke mide el grado en que se produce una reacción: • Si Ke > 1 indica que en el equilibrio la mayoría de los reactivos se convierten en productos. • Si Ke < 1 indica que en el equilibrio la mayoría de los productos se convierten en reactivos. • Si Ke = 1 indica que en equilibrio hay la misma concentración de reactivos y productos.– La constante de equilibrio varía con la temperatura.– Convenios para escribir el equilibrio químico: • La constante de equilibrio se refiere al equilibrio escrito de forma que la reacción directa sea exotérmica a la T=298 K P=1 atm. • La constante de equilibrio se refiere al equilibrio escrito de tal forma que los coeficientes estequiométricos de la ecuación química ajustada sean números enteros y con los valores menores posibles.
  • Relación entre las constantes de equilibrio• Para una ecuación general: c d C D aA + bB ↔ cC + dD Kc a b A B – En equilibrios químicos entre gases, la constante de equilibrio se suele expresar en términos de presiones parciales de los gases en el equilibrio. PC c PD d Relación entre ambas constantes: Kp n PAa PBb Kp Kc RT Otra forma de expresar la constante de equilibrio: X Cc X Dd n KX Kp Kx PT X Aa X B b
  • – Significado de la constante de equilibrio: • Un valor muy grande indica que la reacción está muy desplazada hacia la derecha. • Un valor muy pequeño indica que la reacción está muy desplazada hacia la izquierda. • Un valor prácticamente 1 indica que la concentraciones de los reactivos sobrantes son del mismo orden que la de los productos.• Cociente de reacción: cuando la reacción no se halla en equilibrio, podremos escribir una expresión similar a la constante de equilibrio: – Si Q < Ke la reacción se desplaza hacia la derecha. – Si Q > Ke la reacción se desplaza hacia la izquierda. – Si Q = Ke la reacción está en equilibrio. c d C D Q a b A B
  • Grado de disociación• Es lo que se disocia de un mol de compuesto y se designa con la letra α.• Ejemplo de problemas: N2O4( g )   2 NO2( g )  • C.I. C -• C.Eq. C(1- α) 2C α N2O4( g )   2 NO2( g )  • C.I. C -• C.Eq. C-x 2x (2 x 2 (2 x 2 Kc Kc C x C x
  • Principio de Lechatelier• Un sistema en equilibrio, sometido a una perturbación externa, reacciona en el sentido necesario para que la causa perturbadora quede parcialmente contrarrestada.• Factores que afectan al equilibrio: – Adición o eliminación de un reactivo o producto: el equilibrio se desplazará hacia donde contrarreste dicho aumento o disminución de concentración de reactivo y producto. – Efecto de un catalizador: el único efecto es conseguir que se alcance antes el equilibrio, pero sin modificar el valor de la constante. – Aumento o disminución de presión: • Un aumento de la presión total hace que el equilibrio se desplace hacia donde haya menos moles gaseosos. • Una disminución de presión total hace que el equilibrio se desplace hacia donde haya más moles gaseosos.
  • • Añadir un gas inerte, a volumen constante, no se modifican las presiones parciales ni las concentraciones de las especies reaccionantes, por lo que no tiene efecto alguno sobre la situación en equilibrio.– Aumento o disminución de volumen: • Un aumento de volumen conlleva una disminución de presión y que el equilibrio se desplaza hacia donde haya más moles gaseosos. • Una disminución de volumen conlleva un aumento de presión y que el equilibrio se desplace hacia donde haya menos moles gaseosos.– Cambios de temperatura: • Reacción exotérmica: – Aumento de temperatura: se desplaza hacia la izquierda, para que absorba calor. – Disminución de temperatura: se desplaza hacia la derecha, para que se produzca calor. • Reacción endotérmica: lo contrario a una reacción exotérmica.
  • Equilibrios heterogéneos• Cuando en la mezcla de reacción pueden distinguirse varias fases. CaCO3( s )   CaO( s ) CO2( g )  • Los sólidos y los líquidos no intervienen en el equilibrio porque tienen un valor prácticamente constante y están incluidos en la constante de equilibrio. KC CO2 KP P( CO2 )• Los gases intervienen en forma de sus presiones parciales en atmósferas.• En reacciones en disolución, el disolvente tampoco aparece en la expresión de K, siempre que la disolución sea lo suficientemente diluida.• Las especies en disolución acuosa intervienen en forma de sus concentraciones molares.
  • Termodinámica y constante de equilibrio• Ecuación de Vant Hoff: K p2 Ho 1 1 ln K p1 R T1 T2