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Unidad II. Equilibrio Químico

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SE DESCRIBEN LOS ASPECTOS FUNDAMENTALES DEL EQUILIBRIO QUÍMICO

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Unidad II. Equilibrio Químico

  1. 1. Ing. Betsay M. Toyo F. UNEFM
  2. 2. ASPECTOS FUNDAMENTALES  Equilibrio: Es un estado dinámico, en el que no ocurren cambios a medida que transcurre el tiempo.  Reacción química: es una manera abreviada de expresar un cambio químico, en el cual existen sustancias que se combinan, las cuales se conocen como reactivos, mientras las sustancias generadas se conocen como productos.  Cinética Química: Es el área de la química que estudia las velocidades de reacción y el mecanismo o trayectoria de la formación de los productos a partir de los reactivos.  Velocidad de Reacción: Es la rapidez con la cual se forman los productos o se consumen los reactivos.
  3. 3. FACTORES DE LOS QUE DEPENDE LA VELOCIDAD DE REACCIÓN Reactividad • La reactividad no es más que la habilidad o capacidad de romper los enlaces de las moléculas reaccionantes y formar nuevos enlaces. No todas las sustancias poseen la misma reactividad, de modo que algunas reacciones químicas son rápidas y otras lentas. • “A mayor reactividad mayor velocidad de reacción” Concentración de los Reactivos • La velocidad de reacción aumenta con un incremento de la concentración de los reactivos, debido a que un mayor número de moléculas de un reactivo entra en contacto con las moléculas de otro reactivo y se forman más moléculas de producto. • “A mayor concentración de reactivo mayor velocidad de reacción” Temperatura • Al aumentar la temperatura de una reacción, la velocidad de reacción también se incrementa, debido a que aumenta la “barrera de energía de la reacción” (Energía de activación). • “A mayor temperatura mayor velocidad de reacción” Catalizador • Es una sustancia que modifica la velocidad de una reacción química, un catalizador es incluido en la reacción como un componente adicional que disminuye el tiempo que necesita una reacción para alcanzar el equilibrio a fin de optimizar el proceso, aumentando la producción en relación al tiempo.
  4. 4. REACCIONES IRREVERSIBLES Y REVERSIBLES  Reacciones Irreversibles: Son aquellas que se completan en un sólo sentido (→) ya que todo el reactivo se consume para generar un producto. En este tipo de reacciones, no se establece un equilibrio químico y esencialmente llegan a la consumación. “Los productos no pueden volver a convertirse en reactivos”. Reacciones Reversibles: Son aquellas que se llevan a cabo en ambos sentidos (↔), razón por la cual nunca llegan a completarse, se les conoce con reacciones incompletas, ya que no todo el reactivo es consumido porque los productos reaccionan de manera espontánea para regenerarlo. Razón por la cual se comienza un ciclo que nunca llega completarse, el cual se conoce como reacción reversible.
  5. 5. EQUILIBRIO QUÍMICO  El Equilibrio Químico se consigue cuando existen dos reacciones opuestas que tienen lugar simultáneamente a la misma velocidad (Reacción reversible). Lo cual proporciona estabilidad al proceso de reacción.  En el equilibrio las velocidades de reacción se igualan, debido a que en la medida que la concentración de los reactivos disminuye, también disminuye la velocidad de reacción; por otro lado en la medida que aumenta la concentración de los productos también lo hace la velocidad de reacción. Esto sucede hasta llegar al tiempo del equilibrio en el cual las concentraciones se hacen constantes y las velocidades se igualan. Equilibrio logrado Las velocidades Son igualesB B A C
  6. 6. EQUILIBRIO QUÍMICO  A medida que transcurre la reacción directa, las concentraciones de A y B se agotan, mientras las concentraciones de C y D se incrementan, hasta llegar a un tiempo en el cual los productos C y D reaccionan para regenerar A y B. En este punto los reactivos dejan de agotarse y el producto deja de incrementarse. Este tiempo se le conoce como tiempo del equilibrio 0 A A A C B A A D
  7. 7. Ley de Acción de Masas y Constante de Equilibrio (Kc)  La dirección que toma una reacción reversible, no depende solamente de la masa de los diversos componentes, como sucede en las reacciones irreversibles, sino que también depende la concentración. Dicho con mayor exactitud, en toda reacción en equilibrio se cumple que, para cada temperatura “El producto de las concentraciones molares de los productos de una reacción, cada uno elevado a la potencia que le corresponde a su coeficiente en la ecuación química balanceada; dividido entre el producto de las concentraciones molares de los reactivos de una reacción, cada uno elevado a la potencia que le corresponde a su coeficiente en la ecuación química balanceada, es una constante denominada constante de equilibrio de la reacción”. La constante de equilibrio nos indica si la reacción se encuentra favorecida a la formación de los productos o a la formación de los reactantes.        ba dc BA DC kc   
  8. 8. Magnitud de la Constante de Equilibrio (Kc) Un valor de Kc>>1 • Un valor muy grande de la constante de equilibrio se debe a que las concentraciones del numerador (productos de la reacción) son muy grandes, mientras las concentraciones del denominador (reactivos) son muy pequeñas, lo cual indica que en el equilibrio la mayoría de los reactivos se convierten a productos. Un valor de Kc<<1 • Un valor muy pequeño la de constante de equilibrio se debe a que las concentraciones del numerador (productos de la reacción) son muy pequeños, mientras que las concentraciones del denominador (reactivos) son muy grandes, lo cual indica que en el equilibrio la mayoría de los productos se convierten a reactivos. Kc 1 • Las cantidades de reactivos y productos presentes en el equilibrio serán del mismo orden de magnitud.
  9. 9. ASPECTOS IMPORTANTES QUE SE DEBEN CONSIDERAR AL EXPRESAR LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO  La concentración de equilibrio de las sustancias reaccionantes en fase condensada se expresa en mol/L, en fase gaseosa se expresa en mol/L ó atmósferas.  La constante de equilibrio (kc) se expresa como una cantidad adimensional.  Las concentraciones de sólidos y líquidos puros en equilibrios heterogéneos y de disolventes en equilibrios homogéneos, no aparecen en las ecuaciones de la constante de equilibrio.  Al citar un valor para la constante de equilibrio se debe especificar la reacción balanceada y la temperatura a la que se llevó a cabo.
  10. 10. CALCULO DE LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO. EJEMPLO Una mezcla que contenía 3,9 moles de NO y 0,800 moles de CO2 se hizo reaccionar en un matraz de 0,500 L, a determinada temperatura de acuerdo con la ecuación. NO(g) + CO2(g)  NO2(g) + CO(g) Se encontró que en el equilibrio estaban presentes 0,100 moles de CO2. Encuentre la constante de equilibrio de esta reacción. •Se calculan las concentraciones de todos los compuestos presentes en el INICIO y del compuesto en el EQUILIBRIO:       Lmol L moles CO Lmol L moles CO Lmol L moles NO eq inicial inicial /2,0 500,0 100,0 /6,1 500.0 800,0 /8,7 500,0 9,3 2 2   
  11. 11. CALCULO DE LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO. EJEMPLO NO(g) + CO2(g)  NO2(g) + CO(g) Inicio(M) 7.8 1.6 0 0 Cambio(M) -x -x x x Equilibrio(M) 7.8 - x 1.6 – x x x     4,12,06,12,06,16,1;/2,0 22  xxxCOLmolCO eqeq •Se determina el valor de x: •Se determina la concentración de equilibrio de todos los compuestos:         LmolxCO LmolxNO LmolxCO LmolxNO /4,1 /4,1 /2,04,16,16,1 /4,64.18,78,7 2 2             53,1 2,0*4,6 4,1*4,1 * * 2 2  CONO CONO Kc •Se sustituye para conocer el valor de Kc:
  12. 12. COCIENTE DE REACCIÓN (Q)  Es la aplicación de la ley de acción de masas para una reacción general, “Que no haya conseguido alcanzar el equilibrio”, generalmente Q se expresa en concentraciones iniciales ó en cualquier instante de la reacción distinto al equilibrio.        ba dc BA DC Q    SiQ>Kc indica que la relación de las concentraciones iniciales de los productos o en cualquier instante de la reacción entre las concentraciones de los reactivos es demasiado grande. Para alcanzar el equilibrio (Q=Kc), los productos se deben convertir a reactivos, de modo que el sistema avanza de derecha a izquierda consumiendo productos y generando reactivos, para alcanzar el equilibrio. SiQ=Kc El sistema está equilibrado SiQ<Kc indica que la relación de las concentraciones iniciales o en cualquier instante de la reacción de los productos, entre las concentraciones de los reactivos es demasiado pequeña. Para alcanzar el equilibrio (Q=Kc), algo de los reactivos se debe convertir a productos, de modo que el sistema avanza de izquierda a derecha consumiendo reactivos y generando producto, para alcanzar el equilibrio.
  13. 13. COCIENTE DE REACCIÓN (Q). EJEMPLO  La constante de equilibrio de concentraciones para la reacción en fase gaseosa H2 CO(g) ↔H2 (g) + CO (g) Tiene el valor numérico de 0,50 a una determinada temperatura. Una mezcla de H2CO, H2, y CO se introduce en un matraz a esta temperatura. Después de un tiempo breve, el análisis de una pequeña muestra de la mezcla de reacción muestra que las concentraciones son [H2CO]=0,50 M, [H2]=1,50 M, [CO]=0,25 M. Determine si el sistema se encuentra en equilibrio?      COH COH Q 2 2 *        75,0 50,0 25,0*50,1 Q La mezcla en reacción no se encuentra en equilibrio, pero se desplazará al equilibrio, dirigiéndose a la izquierda, es decir, a la producción de H2CO y fomentando la disminución de H2 y CO. 75,0Q 50,0Kc>
  14. 14. PRESIONES PARCIALES Y LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO  Cuando se trata de equilibrios en fase gaseosa, las concentraciones de reactivos y productos se pueden expresar también en términos de sus presiones parciales (atmósferas). En este último caso, se adapta la expresión de equilibrio en función de las concentraciones, y se coloca en función de la presión, todo esto tiene su fundamentación en la ley de los Gases Ideales TR P M   b B a A d D c C RT P RT P RT P RT P kp                          b B a A d D c C PP PP kp  TRMP 
  15. 15. RELACIÓN ENTRE KC Y KP En general Kc  Kp, porque las presiones parciales de reactivos y productos no son iguales a sus concentraciones expresadas en moles/litros, sin embargo, se puede deducir una relación sencilla entre ambas constantes  Para la reacción general: aA(g)+ bB(g) ↔ cC(g) + dD (g)  Las constantes de equilibrio son:  Según la ecuación de los Gases Ideales:  Sustituyendo en la expresión Kp:  Reordenando:  Así queda:  Simplificando términos:  Donde:        ba dc BA DC kc    b B a A d D c C PP PP kp  TRMP          bbaa ddcc RTBRTA RTDRTC kp )()( )()(          baba dcdc RTBA RTDC kp    )( )( Donde:         kc BA DC ba dc    ba dc RT RT kckp    )( )( n TRkckp   )( reacción)ladetríaestequiomelade(tomadosreactivodemoles-productodemolesn
  16. 16. RELACIÓN ENTRE KC Y KP. EJEMPLO  En un recipiente de 10L se introduce una mezcla de 4 moles de N2(g) y 12 moles de H2(g). La reacción se lleva a cabo a 1000K. Si establecido éste se observa que hay 0,92 moles de NH3(g), determinar las concentraciones de N2 e H2 en el equilibrio y la constante Kc y la constante Kp a 1000K. N2 (g) + 3H2 (g)  2NH3(g) Inicio(M) 4/10 12/10 0 Cambio(M) - X - 3X +2X Equilibrio(M) 4/10 - X 12/10 – 3X 2X   046,0 2 092,0 10 92,0 23  xxNH Eq •Según el valor de la concentración en el equilibrio del amoniaco, aportada por el enunciado, es posible determinar el valor de x. •Las concentraciones en el equilibrio de N2 y de H2 son   LmolxN Eq /354,0046,04,04,02    LmolxH Eq /062,1046,032,132,12 
  17. 17. RELACIÓN ENTRE KC Y KP. EJEMPLO •La constante de equilibrio de concentración es: n TRkckp   )(•Determinación de Kp: -24-2 n N2 (g) + 3H2 (g)  2NH3(g)
  18. 18. PRINCIPIO DE LE CHATELIER  Henry Le Chatelier fue un famoso cientifico francés que enunció lo que conocemos como el principio de Le Chatelier: “Si en un sistema en equilibrio se modifica alguna variable como presión temperatura o concentración, el sistema evolucionará en el sentido que tienda a oponerse al cambio al cual fue sometido”  Cuando tenemos un sistema en equilibrio y este se perturba, el sistema va a tender a buscar un nuevo estado de equilibrio. Las variables más importantes que perturban el estado de equilibrio son: Temperatura, Concentración y Presión.
  19. 19. FACTORES QUE AFECTAN EL EQUILIBRIO QUÍMICO  Cambios de Concentración: si se aumenta la concentración de alguna de las sustancias que componen el sistema, la reacción química se efectuará en el sentido que se gaste la sustancia que tuvo el aumento de concentración. Por otro lado, cuando se disminuye la concentración de una de las sustancias la reacción se realizará en el sentido que se produzca esta sustancia.
  20. 20. FACTORES QUE AFECTAN EL EQUILIBRIO QUÍMICO  Cambios de Temperatura: Para entender los efectos de la variación de la temperatura sobre un sistema que está en equilibrio es necesario conocer si la reacción produce calor (exotérmica) ó absorbe calor (endotérmica), debido a que los efectos de la variación en la temperatura es contrarrestado de modo distinto según el tipo de reacción.  Para una reacción exotérmica cuando se aumenta la temperatura a presión constante por adición de calor al sistema, esto favorece la formación de reactivos, eliminando algo del calor sobrante. Por otro lado, si se disminuye la temperatura favorece la formación de productos en la medida que el sistema repone parte del calor que se eliminó.  Para una reacción endotérmica cuando se aumenta la temperatura a presión constante por adición de calor al sistema, esto favorece la formación de productos, eliminando algo del calor sobrante. Por otro lado, si se disminuye la temperatura favorece la formación de reactivos en la medida que el sistema repone parte del calor que se eliminó.
  21. 21. FACTORES QUE AFECTAN EL EQUILIBRIO QUÍMICO  Cambios de Presión: La variación de presión en un equilibrio químico influye solamente cuando en el mismo intervienen gases.  Si la presión aumenta, para reestablecer las condiciones iniciales el sistema tiende a reducirla, esto se logra desplazándose hacia donde existan un menor número de moles totales.  Por otro lado si la presión disminuye, para reestablecer las condiciones iniciales el sistema tiende a aumentarla, desplazándose hacia donde existan un mayor número de moles totales.
  22. 22. FACTORES QUE AFECTAN EL EQUILIBRIO QUÍMICO  Una reacción muy indicada para mostrar el principio de Le Chatelier es el equilibrio que se establece entre el complejo hidratado de cobalto (II), que se forma cuando una sal de cobalto (II) se disuelve en agua, y el complejo tetracloruro de cobalto (II).En el primero tiene una coloración rosada, mientras que en el segundo el cobalto presenta un color azul fuerte característico ó (azul cobalto) Si se agrega cloruro de sodio (NaCl), la concentración del ión cloruro (reactivo) aumenta y la reacción se desplaza a la derecha tomando una coloración violeta.  Si la solución violeta anterior se coloca a calentar y considerando que la reacción es endotérmica ∆H>0 (temperatura del lado de los reactivos), la reacción se desplaza a la derecha (Productos) tomando coloración azul.  Si a una parte de la solución azul anterior, se le adiciona agua (H2O) (lado de los productos) aumentando su concentración, para establecer el equilibrio se desplazará al lado izquierdo (Reactivos) tomando una coloración rosa.  Si a la otra parte de la solución azul producto del calentamiento se le coloca en un baño de hielo (Disminuye la temperatura), por ser una reacción endotérmica (temperatura del lado de los reactivos), la reacción se desplaza a la izquierdo tornándose rosa.
  23. 23. Importancia en procesos industriales  El saber qué condiciones favorecen el desplazamiento de un equilibrio hacia la formación de un producto es de suma importancia en la industria, pues se conseguirá un mayor rendimiento, en dicho proceso.  Un ejemplo típico es la síntesis de Haber en la formación de amoniaco a partir de la reacción N2(g) + 3 H2(g) Á 2 NH3(g), exotérmica. La formación de amoniaco está favorecida por altas presiones (menos moles gaseosos de productos que de reactivos) y por una baja temperatura. Por ello esta reacción se lleva a cabo a altísima presión y a una temperatura relativamente baja, aunque no puede ser muy baja para que la reacción no sea muy lenta. Hay que mantener un equilibrio entre rendimiento y tiempo de reacción.

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