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Equilibrio general

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  • Transcript

    • 1. Cinética y Equilibrio Químico Curso puente
    • 2. INTRODUCCIÓN
      • El concepto de equilibrio es fundamental para conocer y entender la química y el comportamiento de las sustancias.
      • En la constante de equilibrio se refleja la tendencia que tienen las sustancias de reaccionar, así como también, la dirección y magnitud del cambio químico.
      • Todas las reacciones químicas pueden ser descriptas bajo una condición de equilibrio.
    • 3.
      • Todos los sistemas químicos alcanzan en el tiempo la condición de equilibrio
      • El estado de equilibrio químico es de naturaleza dinámica y no estática.
    • 4.
      • Cuando se coloca en un recipiente de volumen conocido a temperatura constante una muestra de 2N 2 O 5(g) , éste se descompone:
      • 2N 2 O 5(g) 4NO 2(g) + O 2(g)
      • Cuando la concentración de los productos aumenta los mismos se convierten en reactantes:
      • 4NO 2(g) + O 2(g) 2N 2 O 5(g)
      El equilibrio en sistemas quimicos
    • 5.
      • Finalmente, las dos reacciones evolucionan de modo tal que sus velocidades se igualan, estableciéndose un equilibrio químico .
      • Bajo estas condiciones la reacción es reversible y se representa de la siguiente manera:
      • 2N 2 O 5(g) 4NO 2(g) + O 2(g)
      • En una reacción reversible, la reacción ocurre simultáneamente en ambas direcciones.
      • Lo anterior se indica por medio de una doble flecha
      • En principio, casi todas las reacciones son reversibles en cierta medida.
      Reacciones Reversibles
    • 6. Constante de equilibrio, K eq
      • Una vez alcanzado el equilibrio las concentraciones de reactantes y productos no cambian en el tiempo.
      • El equilibrio dinámico establece que a medida que el reactante se descompone, los productos se combinan entre sí para mantener las concentraciones constantes, las cuales se relacionan en la siguiente ecuación (productos en el numerador, reactivos en el denominador):
    • 7. Velocidad de reacción
      • La velocidad de reacción es una magnitud positiva que expresa cómo cambia la concentración de un reactivo o producto con el tiempo.
      Δ [c] Δ t Velocidad=
    • 8.
      • La velocidad de reacción es directamente proporcional a la concentración de los reactivos.
      • Las reacciones son el resultado de las colisiones entre moléculas de reactivos. Cuanto mayor es [moléculas], mayor es el número de colisiones por unidad de tiempo, por lo que la reacción es más rápida. Cuando el reactivo limitante se consume, la velocidad es cero.
    • 9. Velocidad = k [N 2 O 5 ] - Expresión de la velocidad de reacción para la descomposición de N 2 O 5 k =constante de velocidad
    • 10.
      • Considere la siguiente reacción:
        • aA + bB cC + dD
        • [C] c x [D] d
        • [A] a x [B]
        • ( [ ] = mol/litro )
      Expresión general de K eq K eq =
    • 11.
      • Las constantes de equilibrio proporcionan información muy útil sobre si la reacción se desplaza hacia la formación de productos o hacia la formación de reactivos.
        • K eq > 1, se desplaza hacia la formación productos
        • K eq < 1, se desplaza hacia la formación de reactivos
    • 12. Ejemplo de equilibrio químico El equilibrio del sistema N 2 O 4 -NO 2 N 2 O 4 congelado es incoloro A temperatura ambiente el N 2 O 4 se descompone en NO 2 (marrón) El equilibrio químico es el punto donde las concentraciones de todas las especie son constantes
    • 13.
      • El punto en el cual la velocidad de descomposición:
      • N 2 O 4( g )  2NO 2( g )
      • es igual a la velocidad de dimerización:
      • 2NO 2( g )  N 2 O 4( g )
      • es un equilibrio dinámico .
      • El equilibrio es dinámico porque la reacción no ha parado: Las velocidades de los dos procesos son iguales
    • 14.
      • En el equilibrio, el N 2 O 4 reacciona para formar una determinada cantidad NO 2 , y esta misma cantidad de NO 2( g ) reacciona para volver a formar N 2 O 4 .
      N 2 O 4(g) 2NO 2(g)
    • 15. 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 .
    • 16.
      • Establece que si un sistema en equilibrio es sometido a una perturbacion o tensión, el sistema reaccionará de tal manera que disminuirá el efecto de la tensión.
      • Hay 3 formas de alterar la composición en el equilibrio de una mezcla de reacción en estado gaseoso para mejorar el rendimiento de un producto:
      Principio de Le Chatelier
    • 17. ¡Sólo reacciones en fase gas! Cambio de temperatura Cambio de presión parcial de reactivos o productos cambiando el volumen Cambio de concentración de reactivos o productos Composición en equilibrio de una mezcla
    • 18.
      • CO (g) + 3H 2(g) CH 4(g) + H 2 O (g)
      ¿Qué sucederá si se elimina el vapor de agua en la reacción anterior? K eq > 1 ; el equilibrio se desplaza hacia la derecha
    • 19.
      • La temperatura tiene un efecto significativo sobre la mayoría de reacciones químicas.
      • Las velocidades de reacción normalmente se incrementan al aumentar la temperatura. Consecuentemente, se alcanza más rapidamente el equilibrio.
      • Los valores de la constante de equilibrio (K eq ) cambian con la temperatura.
      Efecto del cambio de temperatura
    • 20.
      • Consideremos al calor como un producto en la reacción exotérmica o como un reactivo en las reacciones endotérmicas.
      • Según lo anterior, podemos observar que si se aumenta la temperatura en una reacción exotérmica es lo mismo que si agregaramos más producto, por lo que la reacción se desplaza hacia la izquierda.
      • Si se aumenta la temperatura en una reacción endotérmica es similar a agregar más reactivos, por lo que la reacción se desplaza hacia la derecha.
    • 21.
      • Para una reacción endotérmica:
      • Incrementar la temperatura sería análogo a agregar más reactivos.
      • De acuerdo al principio de Le Chatelier, cuando la temperatura aumenta, el equilibrio se desplaza hacia la formación de productos.
      • Si se disminuye la temperatura, el equilibrio se desplaza hacia la formación de reactivos.
    • 22.
      • Para una reacción exotérmica.
      • Incrementar la temperatura sería análogo a agregar más producto.
      • De acuerdo al principio de Le Chatelier, si se aumenta la temperatura el equilibrio se desplazará hacia la formación de reactivos.
      • Si se disminuye la temperatura, el equilibrio se desplaza hacia la formación de productos.
    • 23. Dependencia de la K eq de la temperatura
      • La constante de equilibrio depende de la temperatura a la que se lleva a cabo la reacción química.
      • En la tabla se observa como varía la K eq con la temperatura para la siguiente reacción.
      • CO(g) + 3H 2 (g) CH 4 (g) + H 2 O(g) DH = -206.2 kJ
    • 24. Energía de activación Energía potencial Transcurso de la reacción Complejo activado Reactivos  H<0 Energía de activación Transcurso de la reacción Complejo activado Reactivos  H>0 Energía potencial Reacción exotérmica Reacción endotérmica Productos Productos
    • 25.
      • Los cambios de presión pueden afectar los sistemas gaseosos homogéneos en equilibrio.
      • Los cambios de presión no afectan sistemas homogéneos solidos o liquidos, pero afectan los sistemas heterogéneos en los que interviene un gas.
      • Los cambios que se producen en la presión interna no afectan el equilibrio.
      • Un aumento en la presión externa hace evolucionar al sistema en la dirección del menor número de moles de gas y viceversa.
      Efecto del cambio de presión
    • 26.
      • Un aumento en la presión externa hace evolucionar al sistema en la dirección del menor número de moles de gas y viceversa.
      • Un aumento en la presión del siguiente sistema:
      • N 2(g) + 3H 2(g) 2NH 3(g)
      • obliga a que el sistema se desplace hacia la derecha, hay cuatro moles a la izquierda y solo dos a la derecha.
    • 27. CO (g) + 3H 2(g) CH 4(g) + H 2 O (g) Al aumentar la presión, el equilibrio se desplaza hacia la derecha (menor número de moles)
    • 28.
      • Los catalizadores modifican las velocidades de reacción sin consumirse.
      • Si se agrega un catalizador a un sistema en equilibrio este puede modificar la velocidad directa e inversa, pero no modifica la posición del equilibrio ni tampoco la constante de equilibrio.
      • El catalizador actúa cambiando la trayectoria de la reacción, disminuyendo la energía de activación necesaria y aumentando la velocidad de reacción.
      Efecto de un catalizador
    • 29.
      • Catálisis homogénea:
        • Todas las especies de la reacción están en disolución.
      • Catálisis heterogénea:
        • El catalizador está en estado sólido.
        • Los reactivos que se pueden encuentrar es estado gas o en disolución son adsorbidos sobre la superficie.
        • Los sitios activos en la catálisis de superficie tienen una gran importancia.
      Tipos de catálisis Catálisis
    • 30. Energía de activación Energía potencial Transcurso de la reacción Complejo activado Reactivos  H<0 Energía de activación Transcurso de la reacción Complejo activado Reactivos  H>0 Energía potencial Reacción exotérmica Reacción endotérmica Productos Productos E.A Los catalizadores cambian la energía de activación de una determinada reacción, y por lo tanto incrementan la velocidad de reacción Reacción no catalizada Reacción catalizada
    • 31. 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
    • 32.
      • En el equilibrio homogéneo todos los componentes están en una misma fase, en el heterogéneo en más de una fase:
      • Las concentraciones de las sustancias que están en fase sólida o líquida se igualan a 1. Por lo que K eq depende únicamente de las sustancias en estado gaseoso.
      Equilibrio homogéneo y heterogéneo
    • 33. Fin.

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