Equilibrio químico parte 1

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Conceptos básicos de equilibrio químico, una introducción.

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Equilibrio químico parte 1

  1. 1. 1QUIMICA III-Prof.: Zeballos Natalia Escuela 4-013 “Dr. Bernardo Houssay” CUADERNILLO TEÓRICO-PRÁCTICO 5°2ª Apellido y Nombre:………………………………….
  2. 2. 2QUIMICA III-Prof.: Zeballos Natalia CONTENIDOS POR EJE TEMÁTICO: EJE II Equilibrio Químico: concepto. Reacciones de equilibrio. Constante de equilibrio. Equilibrio heterogéneo. Desplazamiento del equilibrio. Principio de LeChatelier. Equilibrio Iónico. Electrolitos fuertes y débiles. Ionización. Constante de ionización. pH. Indicadores ácido- base. Soluciones reguladoras. Hidrólisis: concepto. EJE III Soluciones diluidas de electrolitos y no electrolitos. Diagrama de fases del agua. Propiedades coligativas. Descenso de la presión de vapor. Ascenso ebulloscopio. Descenso crioscópico. Presión osmótica. Requisitos de cursado y de examen:  Carpeta y cuadernillo completo  Calculadora y Tabla Periódica  Entrega de trabajos en los tiempos establecidos por el profesor
  3. 3. 3QUIMICA III-Prof.: Zeballos Natalia EJE II MARCO TEÓRICO Conceptos Básicos En este tema nos dedicaremos a estudiar hasta que punto progresa una reacción química en condiciones concretas dadas. Hay reacciones que transcurren hasta completarse, es decir, hasta consumirse totalmente uno de los reactivos Reacciones IRREVERSIBLES, y separamos Reactivos de Productos con una flecha simple () Por ejemplo: 2 C4H10 + 13 O2  8 CO2 + 10 H2O La reacción entre el butano (C4H10) y el oxígeno progresa hasta que alguno de sus reactivos se consume totalmente. Es decir, las cantidades de CO2 y H2O (productos) seguirán aumentando hasta que se haya consumido totalmente el butano o el oxígeno…. Pero…la mayoría de las reacciones químicas no se producen de manera completa, los reactivos no se consumen totalmente para obtener los productos deseados, sino que por el contrario, llega un momento en el que “parece” que la reacción ha concluido. Podemos comprobar que en ese momento las concentraciones, tanto de productos formados como de reactivos consumidos, permanecen constantes. ¿Significa esto que realmente la reacción ha parado Evidentemente NO; lo que sucede es que continuamente los reactivos se están convirtiendo en productos y los productos se convierten en reactivos; y cuando lo hacen a la misma velocidad nos da la sensación de que la reacción se ha paralizado. Las reacciones química que pueden ocurrir en cualquier dirección Reacciones REVERSIBLES y se representan con la doble flecha () Se llaman Se llaman
  4. 4. 4QUIMICA III-Prof.: Zeballos Natalia aA + bB  cC + dD El EQUILIBRIO QUIMICO se establece cuando dos reacciones opuestas ocurren de manera simultánea a la misma velocidad vd = velocidad de formación de los productos (velocidad directa) vi = velocidad de descomposición de los productos (velocidad inversa) en el equilibrio vd = vi Los equilibrios químicos son equilibrios DINAMICOS; es decir, las moléculas están reaccionando en forma continua, aunque para nuestros ojos no cambie la composición de la mezcla de reacción. EJEMPLO: 1) Si consideramos la reacción: La velocidad de reacción entre H2 y I2 disminuye con el tiempo, porque sus concentraciones van disminuyendo… mientras que…la velocidad de reacción del HI aumenta con el tiempo ya que se están formando mas moléculas, y por lo tanto aumenta su concentración.
  5. 5. 5QUIMICA III-Prof.: Zeballos Natalia 2) Consideremos la reacción de obtención del trióxido de azufre a partir de azufre y oxigeno a 1000°C: 2 SO2 (g) + O2 (g)  2 SO3 (g) a) Supongamos que inicialmente partimos de 0,4 moles de SO2 y 0,2 moles de O2 en un recipiente de 1 L. Cuando se estableció el equilibrio (al tiempo te) se comprueba que se han formado 0,06 moles de SO3 y quedan sin reaccionar 0,34 moles de SO2 y 0,17 moles de O2. En el equilibrio, la cantidad de producto no aumenta aunque la reacción continúe por más tiempo; estos cambios se reflejan en el sumario de reacción siguiente, donde se usan unidades de molaridad en lugar de moles. Los cambios debidos a la reacción se representan mediante los cambios de concentración. SUMARIO DE REACCION 2 SO2 (g) + O2 (g)  2 SO3 (g) conc. inicial 0,4mol/1L=0,4 M 0,2mol/1L=0,2 M 0 *cambio debido a rx -0,06 M -0,03 M +0,06 M Conc. de equilibrio 0,34 M 0,17 M 0,06 M b) A continuación variamos las concentraciones de partida y realizamos otra experiencia. Partimos de 0,4 moles de SO3 en el mismo recipiente, sin añadir ni SO2 ni O2. Al alcanzarse el equilibrio (al tiempo te), en las mismas condiciones anteriores, 1000°C, comprobamos las concentraciones de las especies que intervienen en la reacción son 0,06 moles de SO3, 0,34 moles de SO2, y 0,17 moles de O2. *cambio debido a rx = concentraciones con los moles que SI reaccionaron: moles iniciales= moles que reaccionaron + moles sin reaccionar -------> moles que reaccionaron= moles iniciales – moles sin reaccionar ? mol SO2 reaccionaron= 0,4 moles iniciales – 0,34 moles sin reaccionar= 0,06 moles que reaccionaron ? mol O2 reaccionaron= 0,2 moles iniciales – 0,17 moles sin reaccionar= 0,03 moles que reaccionaron
  6. 6. 6QUIMICA III-Prof.: Zeballos Natalia 2 SO2 (g) + O2 (g)  2 SO3 (g) conc. inicial 0 M 0 M 0,4 M *cambio debido a rx +0,34 M +0,17 M -0,34 M Conc. de equilibrio 0,34 M 0,17 M 0,06 M El hecho de que las concentraciones de reactivos y productos coincidan en ambos casos es casual y se debe a que se han tomado cantidades estequimétricas en los 2 casos. Si las cantidades hubieran sido otras, lo único que permanecería constante seria la Keq, que estudiaremos a continuación, siempre y cuando no se modifique la temperatura. Constante de Equilibrio
  7. 7. 7QUIMICA III-Prof.: Zeballos Natalia
  8. 8. 8QUIMICA III-Prof.: Zeballos Natalia
  9. 9. 9QUIMICA III-Prof.: Zeballos Natalia Para Kc solo se INCLUYEN las especies GASEOSAS y/o en DISOLUCION. Las especies en estados SOLIDO O LIQUIDO NO PARTICIPAN, ya que su concentración normalizada se considera 1(concepto de actividad, excede el marco del curso) Resumiendo:  Un estado de equilibrio se evidencia porque las propiedades macroscópicas: presiones parciales, color, concentraciones, masa, densidad, etc…no varían con el tiempo  Un estado de equilibrio sólo puede alcanzarse en un sistema cerrado, es decir que no intercambia materia con el entorno  Un estado de equilibrio puede alcanzarse desde cualquiera de los dos sentidos posibles del proceso (directo o inverso).  Un equilibrio es una situación dinámica, en la que se están produciendo cambios en ambos sentidos, pero a la misma velocidad.  La temperatura es la variable más importante que influye en el equilibrio (se modificara la velocidad a la que se llega al equilibrio y las concentraciones que se tendrá cuando se llegue al equilibrio, por lo tanto también cambiara el valor de la constante) Información que nos da la constante de Equilibrio: - Predicción de la dirección de una reacción - Cálculo de las concentraciones en el equilibrio
  10. 10. 10QUIMICA III-Prof.: Zeballos Natalia EJE II PRACTICA Trabajo Práctico N°1-A: Equilibrio Químico Preguntas: 1) Defina: (a) reacción reversible (b) reacciones irreversibles (c) constante de equilibrio 2) La constante de equilibrio no tiene unidad. Explique. 3) Indique la diferencia entre equilibrio estático y equilibrio dinámico ¿Qué tipo de equilibrio representa el equilibrio químico? 4) ¿Qué información proporciona la constante de equilibrio? 5) Explique el significado de (a) un valor muy grande de Kc (b) un valor muy pequeño de Kc (c) un valor de Kc aproximadamente igual a 1. 6) ¿Qué condiciones se debe cumplir para que se alcance el estado de equilibrio? 7) ¿Qué puede decirse sobre el valor que tendrá Kc de una reacción cuyo equilibrio esta desplazado a la derecha? y ¿A la izquierda? 8) ¿Qué relación hay entre el equilibrio y la velocidad de las reacciones opuestas? 9) (a) Trace las curvas para los cambios de concentración respecto al tiempo de la reacción 2 A(g) + B (g)  C(g) + 2D(g) Suponiendo que Kc es mucho mayor que 1. En cada caso, considere que el inicio A y B tienen la misma concentración y que C y D no están presentes. (b) Repita la parte (a) en el caso en el que Kc es mucho menor que 1. 10)¿Por qué omiten las concentraciones de líquidos y sólidos puros de las expresiones de la constante de equilibrio?
  11. 11. 11QUIMICA III-Prof.: Zeballos Natalia Ejercicios: 1- Escriba la expresión de Kc de las siguientes reacciones: (a) CO2(g) + H2(g)  CO(g) + H2O(g) (b) SrCO3(s)  SrO(s) + CO2(g) (c) 2CHCl3(g) + 3H2(g)  2CH4 (g) + 3Cl2(g) (d) H2(g) + I2(g)  2HI (e) 2NOCl(g)  2NO(g) + Cl2(g) (f) NaF(s) + H2SO4(l)  NaHSO4(s) + HF(g) (g) 2HBr(g) H2(g)+Br2(l) (h) P4(g)+3O2(g) PO4O6(s) (i) 4H3O+ (ac)+2Cl- (ac)+MnO2(s) Mn2+ (ac)+6H2O(l)+Cl2(ac) 2- Con base al valor de Kc seleccione las reacciones donde sea favorable la formación de productos (reacción directa) (a) NH3(ac) + H2O(l)  NH4 + (ac) + OH- (ac) Kc= 1,8.10-5 (b) Au+ (ac) + 2CN- (ac)  [Au(CN)2]- (ac) Kc= 2.1038 (c) PbC2O4(s)  Pb2+ (ac)+ C2O4 2- (ac) Kc= 4,8 (d) HS- (ac) + H+ (ac)  H2S (ac) Kc= 1,0.107 3- La reacción entre nitrógeno y oxigeno para formar NO(g) es: N2(g) + O2(g)  2NO(g) A 1500K, las concentraciones de equilibrio de los gases son: 1,7.10-3 mol/L de O2,6,4.10-3 mol/L de N2, 1,1.10-5 mol/L de NO. Con estos datos calcule el valor de Kc a 1500K 4- a)Calcule los datos necesarios para realizar el sumario de reacciones b)El valor de Kc a esa temperatura 5- El valor de Kc de la reacción: CO(g) + H2O(g)  CO2(g) + H2(g) Es de 1,845 a una temperatura dada. En un recipiente de 1L, se colocan 0,500 mol de CO y 0,500 mol de H2O y se deja que la reacción llegue al equilibrio. ¿Cuál es la concentración de todas las sustancias presentes en el equilibrio?

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