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Equilibrio quimico

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Equilibrio químico y velocidad de reacción presentación

Equilibrio químico y velocidad de reacción presentación

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  • 1. Equilibrio Químico
  • 2. Muchas reacciones químicas finalizan cuando las sustancias reaccionantes se agotan. A este tipo de reacción se le conoce como reacción irreversible . Sin embargo, en la mayoría de los casos, los reactantes se convierten en productos y los productos en reactantes. Cuando esto ocurre, se dice que la reacción es reversible . Se produce un Equilibrio Químico cuando los reactantes se forman tan rápidamente como los productos, de modo que la composición de la mezcla permanece constante y no cambia con el tiempo. Un equilibrio químico se representa con la siguiente ecuación: a A + b B  c C + d D Proceso dinámico y reversible
  • 3.
    • Se define entonces una Constante de Equilibrio según la Ley de acción de masas Kc, la cual es una medida cuantitativa del equilibrio químico.
        • K c = [C] c [D] d
        • [A] a [B] b
  • 4. En toda reacción química reversible, el producto de las concentraciones de las sustancias que se obtienen en la reacción, dividido por el producto de las concentraciones de las sustancias reaccionantes, tomadas las concentraciones en el momento de equilibrio, es una cantidad constante llamada constante de equilibrio .
  • 5.
    • Cambios de concentración
    • Cambios de presión o volumen
    • Cambios de temperatura
    • Presencia de catalizadores
    Principio de Le Chatelier Si un sistema en equilibrio se somete a una modificación, el sistema reaccionará desplazándose en el sentido de compensar el cambio introducido.
  • 6.
    • Dirección del desplazamiento
    • + [ ] de A o B derecha
    • + [ ] de C o D izquierda
    • - [ ] de A o B izquierda
    • - [ ] de C o D derecha
    • Un aumento de cualquier componente de un sistema en equilibrio hará que éste se desplace en la dirección que tienda a consumir parte de la sustancia agregada.
    • La K c no depende de las proporciones en las cuales los reactantes se mezclan.
    a A + b B  c C + d D
  • 7.
    • Dirección del desplazamiento
    • + Presión hacia donde disminuye el número total de moles de gases
    • - Presión hacia donde aumenta el número total de moles de gases
    • + Volumen hacia donde aumenta el número total de moles de gases
    • - Volumen hacia donde disminuye el número total de moles de gases
    • Cuando se aumenta la presión de un sistema en equilibrio, el equilibrio se desplaza en la dirección que tiende a disminuir la presión o en la dirección que se produzca el menor volumen (relacionar con recuadro).
    aA (g)  cC (g)
  • 8. CO (g) + 2H 2 (g)  CH 3 OH (g) Condición inicial 3 volúmenes de gas 1 volumen de gas En este caso al aumentar la presión el equilibrio se desplazará hacia la formación de productos. Cuando no existe diferencia de volúmenes entre reactantes y productos, la variación de presión no afectará al sistema en equilibrio, por lo tanto, tampoco modificará el valor de la constante de equilibrio.
  • 9. a A + b B  c C + d D Dirección del desplazamiento + T izquierda (favorece reacciones endotérmicas) - T derecha (favorece reacciones exotérmicas)
    • Cuando la temperatura de un sistema en equilibrio se aumenta, el equilibrio se desplaza en la dirección que absorbe el calor. Si la temperatura de un sistema disminuye, el equilibrio se desplaza en la dirección que se libera calor.
  • 10.
    • Si la energía que entra en juego en la reacciones químicas es la calórica, entonces las reacciones se denominan exotérmicas cuando se desprende calor y endotérmicas cuando absorbe calor.
    • Si la reacción ocurre a presión constante y se produce un cambio de energía calórica estos cambios se conocen con el nombre de cambios de entalpía (  H).
    • Si  H > 0 , significa que al sistema se le ha suministrado (absorbe) calor (reacción endotérmica ).
    • Si  H < 0 , significa que el sistema desprende calor, disminuyendo su contenido calórico (reacción exotérmica ).
    Reacción endotérmica Reacción exotérmica
  • 11.
    • Los catalizadores son sustancias que influyen en la velocidad de reacción, aumentando o disminuyendo dicha velocidad.
    • No provocan reacción química y tampoco sufren transformación alguna.
    • No provocan cambios ni efectos sobre las concentraciones de equilibrio, por lo tanto, tampoco afectan ni cambian la constante de equilibrio. Sólo establecen más rápido o más lento dicho equilibrio.
  • 12. nada
    • En el equilibrio : N 2 (g) + 3H 2 (g)  2NH 3 (g)  H = -92 KJ
    • K c = -------------
    • [N 2 ] [H 2 ] 3
    • Qué sucede si:
    • Aumenta la concentración de H 2
    • Aumenta la concentración de NH 3
    • Aumenta la concentración de N 2
    • Disminución de la concentración de NH 3
    • Disminución de la concentración de H 2
    • Aumenta la presión
    • Aumenta la temperatura
    • Presencia de un catalizador
    [NH 3 ] 2
  • 13.
    • Cuando todas las especies presentes en una reacción están en la misma fase.
    • a A(g) + b B(g)  c C(g) + d D(g)
    • K c = [C] c [D] d
    • [A] a [B] b
    N 2 O 4 (g)  2NO 2 (g) Ejemplo
        • K c = --------
    [NO 2 ] 2 [N 2 O 4 ]
  • 14. [H 2 ][CO 2 ] [H 2 O] [CO] [HI] 2 [H 2 ] [I 2 ] [NOBr] 2 [Br 2 ][NO] 2 [O 2 ] 3 [O 3 ] 2 [C 10 H 12 ] [C 5 H 6 ] 2 [NH 3 ] [N 2 ] 1/2 [H 2 ] 3/2 [H + ] [HS - ] [H 2 S]
  • 15.
    • Cuando las especies presentes en una reacción coexisten en dos o más fases.
    • Las concentraciones de los reactantes o productos sólidos insolubles o líquidos puros convencionalmente se omiten de la constante de equilibrio, porque sus concentraciones no varían.
    • a A(s,l) + b B(g)  c C(g) + d D(g)
    • K c ’ = [C] c [D] d
    • [A] a [B] b
    • K c = [C] c [D] d
    • [B] b
  • 16. CaCO 3 (s)  CaO (s) + CO 2 (g) K c ’ = ---------------- K c = [CO 2 ] [CaO][CO 2 ] [CaCO 3 ]
  • 17. [CO 2 ] [CO 2 ] [H 2 O] (s) (s) (s) (s) (s) (s) (s) (s) (s) + [CO 2 ] [CO] [H 2 O] 2 [CO 2 ] [H 2 ] 2 [O 2 ] [H 2 O 2 ] 2 [H 2 O] 3 1
  • 18.
    • Proceso dinámico y reversible
    • a A (g) + b B (g)  c C (g)
    • Para una reacción en fase gaseosa, la constante de equilibrio está dada por:
        • K p = P C c
        • P A a x P B b
    N 2 O 4 (g)  2NO 2 (g) K p = -------- P 2 NO2 P N2O4 Ejemplo
  • 19.
    • Considere la reacción: 2H 2 (g) + S 2 (g)  2H 2 S (g) a la temperatura de 700ºC. En el equilibrio se encuentran 2,5 mol de H 2 , 1,35x10 -5 mol de S 2 y 8,7 mol de H 2 S. Determine K c sabiendo que el volumen del recipiente es 12L.
    K c = 1,08 x 10 7 [H 2 S] 2 [H 2 ] 2 [S 2 ] K c = ------------ (8,7 mol/12L) 2 [(2,5 mol/12L) 2 x (1,35x10 -5 mol/12L)] K c = -------------------------------------------------
  • 20. Cinética Química
  • 21.
    • Objetivos de la Cinética Química:
    • Medir las velocidades de las reacciones químicas y encontrar ecuaciones que relacionen la velocidad de las reacciones
    • La velocidad de una reacción es proporcional al aumento de la concentración de un producto o a la disminución de concentración de un reactivo por unidad de tiempo.
  • 22.
    • Teoría de Colisiones de las velocidad de reacción
    • Para que una reacción pueda ocurrir es necesarios que los átomos, iones o moléculas colisionen .
    • A mayor número de moléculas presentes, mayor número de colisiones por unidad de tiempo, sin embargo, no todas las colisiones son efectivas .
  • 23. Teoría de las colisiones Las reacciones químicas se producen por los choques eficaces entre las moléculas de reactivos I I H H Choque eficaz No eficaz I I I I H H H H I I H H I I H H I 2 + H 2 HI + HI I 2 H 2 Veamos la reacción de formación del HI a partir de I 2 e H 2 Además del choque adecuado las moléculas tienen que tener una energía suficiente, esta energía mínima se denomina Energía de activación .
  • 24.
    • Colisión Efectiva
    • Se requiere que la especie reaccionante tenga.
    • Una energía mínima necesaria para el reordenamiento de las electrones externos, para facilitar la ruptura y formación de enlaces. Denominada Energía de Activación (Ea).
    • Una orientación adecuada entre partículas, con el fin de hacer efectiva la colisión.
  • 25.
    • Factores que afectan la velocidad de reacción
    • Naturaleza de los reactivos
    • Concentración de los reactivos
    • Temperatura
    • Catalizadores
  • 26. 1. Concentración de sustancias reaccionantes Al aumentar la concentración aumenta la posibilidad de que el numero de choques sean efectivos, y por tanto aumentara la velocidad de la reacción. Asi : Cl 2 (g) + H 2 (g) --> 2HCl(g) experimentalmente se sabe que la velocidad de la reacción es proporcional a la concentración de Cl 2 y H 2 v = K[H 2 ] [Cl 2 ]
  • 27. Grafica de concentración de reactivos en el tiempo N 2 + 3H 2  2NH 3
  • 28. 2. Temperatura Se observa experimentalmente que la velocidad de las reacciones químicas aumenta con la temperatura. Al aumentar la temperatura aumentara la energía cinética y también el porcentaje del numero de choques efectivos entre moléculas, puesto que al aumentar adquieren una mayor energía de activación (Ea) y con ello aumentara la velocidad de reacción.
  • 29. 3. Estado físico de los reactivos Las condiciones más favorables para que se produzcan choques eficaces entre las sustancias reaccionantes son aquellas en que las moléculas se encuentran en estado gaseoso o bien disueltas formando iones. “ cuando en la reacción intervienen especies gaseosas, la velocidad de reacción dependerá del numero de enlaces que han de romperse y del numero de moléculas que han de colisionar ”
  • 30. 4. Influencia de catalizador Un catalizador “ es una sustancia que, aun en cantidades muy pequeñas, varia en gran medida la velocidad de un proceso químico sin apreciar apenas ningún cambio en si mismo ” Su acción se limita, exclusivamente a modificar la energía de activación (Ea).
  • 31. Teoría del Estado de Transición En las reacciones químicas ocurre la ruptura y la formación de enlaces químicos. La energía asociada a estos procesos es del tipo potencial Un Estado de Transición se define como una especie, en la cual se estan rompiendo y formando enlaces.
  • 32. Perfil de reacción: N 2 O + NO  N 2 + NO 2
  • 33. Reacción exotérmica A + B 2  AB + B + calor
  • 34. Reacción Endotérmica A + B 2 + calor  AB + B
  • 35. Energía de activación Energía Transcurso de la reacción Complejo activado Reactivos  H<0 Energía de activación Transcurso de la reacción Complejo activado Reactivos  H>0 Energía Reacción exotérmica Reacción endotérmica Productos Productos E.A E.A Los catalizadores negativos aumentan la energía de activación Los catalizadores positivos disminuyen la energía de activación E.A sin catalizador E.A con catalizador negativo E.A con catalizador positivo
  • 36. Medidas de velocidad de reacción Durante una reacción química, las concentraciones de las especies cambian con el tiempo. La velocidad de una reacción se mide a través de la variación de las concentraciones de reactantes o productos con respecto al tiempo.
  • 37. Variación de las concentraciones en el tiempo
  • 38. Expresión de la velocidad
  • 39.