2. REACCIONS REVERSIBLES
• Moltes reaccions finalitzen quan s’esgota qualsevol
dels reactius. Són reaccions irreversibles i completes.
Com la reacció té lloc en una única direcció la
representen amb una fletxa
2 C2H2 (g) + 5 O2 (g) → 4 CO2 (g) + 2 H2O (l)
• En altres, en canvi. els reactius originen el productes i
aquests, una vegada formats poden regenerar els
reactius de partida. En aquests casos la reacció és
reversible i incompleta. S’arriba a una estat
d’equilibri en el que no s’observen canvis i la reacció
aparentment s’atura.
Com la reacció ocorre simultàniament en les dos
direccions es representa amb una doble fletxa.
2 N2O5 (g) ⇆ 4 NO2 (g) + O2 (g)
3. HI HA EQUILIBRI QUÍMIC
3 Fe (s) + 4 H2O (g) Fe3O4 (s) + 4 H2 (g)
En un sistema tancat i aïllat
REACCIONS REVERSIBLES:
REACCIONS INCOMPLETES
(GRAU D’AVANÇ < 100%)
3 Fe (s) + 4 H2O (g) Fe3O4 (s) + 4 H2 (g)
En un sistema obert
REACCIONS IRREVERSIBLES:
REACCIONS COMPLETES
(GRAU D’AVANÇ = 100%)
inicial final
NO HI HA EQUILIBRI QUÍMIC
inicial final
CONDICIONS PER A L’EQUILIBRI QUÍMIC
4. CARACTERÍSTIQUES DE
L’EQUILIBRI QUÍMIC
• A escala macroscòpica:
Composició constant: Les
concentracions (pressions) de
tots els reactius i productes
romanen constants amb el
temps. No s’observen canvis
visibles en el sistema.
• A escala microscòpica:
Les reaccions globals directa i
inversa es produeixen
constantment i en igual
mesura (equilibri dinàmic)
VDIRECTA = VINVERSA
HTTP://www.chm.davidson.edu/vce/equilibri
a/BasicConcepts.html
5. L’EQUILIBRI ÉS DINÀMIC
EQUILIBRI
NATURAL PRESA DEPREDADOR
EQUILIBRI DE
SOLUBILITAT
SUCRE (S) SUCRE (AQ)
EQUILIBRI
QUÍMIC REACTIUS PRODUCTES
inicial final
6. EQUILIBRI DINÀMIC
A + B AB
Reacció
inversa
Reacció directa
Inicials
Es formen Desapareixen Finals
Àtoms de A 6 1 1 6
Àtoms de B 5 1 1 5
Molècules AB 5 1 1 5
L’EQUILIBRI ÉS DINÀMIC JA QUE ENCARA QUE LES QUANTITATS DE “A”, “B” I “AB” ES MANTENEN CONSTANTS,
[A]= cte, [B]= cte, [AB]=cte CONTINUA HI HAVENT REACCIÓ, PERÒ COM LES VELOCITATS DE REACCIÓ DIRECTA I
INVERSA SÓN IGUALS (VDIRECTA
= VINVERSA
), LA QUANTITAT DE MOLÈCULES “AB” QUE ES FORMEN PER LA
REACCIÓ DIRECTA ÉS LA MATEIXA QUE LA QUANTITAT DE MOLÈCULES QUE ES DESCOMPONEN PER LA
REACCIÓ INVERSA.
HTTP://www.chem.iastate.e
du/group/Greenbowe/sectio
ns/projectfolder/animations/
no2n2o4equilV8.html
7. equilibrioquímico
equilibrioquímico
equilibrioquímico
COMPOSICIÓ CONSTANT
exper. [CO] [H2] [CH3OH]
1
2
0,1000
0
0,1000
0
0
0,1000
punts inicials punts d’equilibri
[CO]eq [H2]eq [CH3OH]eq
0,0911
0,0753
0,0822
0,151
0,00892
0,0247
3 0,10000,1000 0,1000 0,138 0,176 0,0620
tiempo tiempo tiempo
conc.molar
conc.molar
conc.molar
exp. 1 exp. 2 exp. 3
Què tenen en
comú els punts
d’equilibri de
les tres
experiències?
CO (g)CO (g) + 2 H2 H22 (g)(g) ⇆ CHCH33OH (g)OH (g)
8. COMPOSICIÓ CONSTANT
De l’anàlisi de les dades s’observa que:
• L’equilibri està caracteritzat per unes concentracions
de reactius i productes que romanen constants amb
el temps.
• Les concentracions d’equilibri no són úniques. Cada
punt inicial condueix a un punt d’equilibri diferent.
• Es pot arribar a un punt d’equilibri partint inicialment
de reactius o també partint de productes.
• Si relacionen amb la següent equació
les concentracions de l’equilibri
s’obté sempre el mateix valor: 14’5
• Aquest valor és independent de les concentracions
inicials
[ ]
[ ] [ ]eq
2
eq2
eq3
CO·H
OHCH
HTTP://chem.salve.edu/chemistry/equilbrm.asp
9. DEDUCCIÓ DE Kc
Siga l’equació:
A + 2 B ⇆ AB2
vd= kd [A][B]2
vi = ki [AB2]
A l’equilibri es compleix que Vd = Vi
kd[A][B]2
= kr[AB2]
[ ]
[ ][ ]
2d
c 2
r
ABk
K = =
k A B
10. LLEI DE L’EQUILIBRI QUÍMIC
Per a una reacció
a A + b B c C + d D
es defineix una constant Kc que és una mesura quantitativa de
l’equilibri i que pren el valor:
On es representa la concentració com [ ] = mol/litre
“En tota reacció química reversible, el producte de les
concentracions a l’equilibri dels productes, dividit per el producte
de les concentracions a l’equilbri dels reactius és una quantitat
constant anomenada constant d’equillibri.”
La constant Kc canvia amb la temperatura.
[ ] [ ]
[ ] [ ]b
eq
a
eq
d
eq
c
eq
C
BA
D·C
K =
11. QUOCIENT DE REACCIÓ (Q)
• Per a una reacció qualsevol:
a A + b B c C + d D
s’anomena quocient de reacció
a la relació:
• El quocient de reacció té la mateixa expressió que la constant d’equilibri
però la diferència és que les concentracions no tenen perquè ser les de
l’equilibri.
• El quocient de reacció ens permet predir el sentit d’avanç d’una reacció
química:
Q < K
augmenten les concentracions dels productes i disminueixen les dels
reactius fins que Q s’iguala amb K
Q > K
augmenten les concentracions dels reactius i i disminueixen les dels
productes fins que Q s’iguala amb K
Q = K Equilibri
• En les experiències de la fitxa 7 (on K = 14’5):
1) Q=0, Q<K, l’equilibri evoluciona R → P
2) Q=∞, Q>K. l’equilibri evoluciona R ← P
[ ] [ ]
[ ] [ ]
×
=
×
c d
a b
C D
Q
A B
12. MAGNITUD DE Kc
• El valor de la constant d’equilibri indica quan ha progressat una
reacció des de els reactius als productes
K >>>> 1 S’afavoreix la reacció directa, a l’equilibri els
productes són molt més abundants que els reactius.
K <<<< 1 S’afavoreix la reacció inversa, a l’equilibri els
reactivus són molt més abundants que els productes.
K ≈ 1 Es tracta d’un verdader equilibri, hi ha proporcions
significatives de reactius i productes.
temps
KC > 105
concentr
KC < 10-2
concentra
temps temps
KC ≈ 100
concentra
inicialquantitat
reaccionaquequantitat
=α
• Un altre concepte relacionat amb la progressió d’una reacció
és el grau de dissociació α. Quan major és el seu valor més
s’afavoreix la reacció directa i la formació de productes.
13. KC DEPEN DE L’EQUACIÓ
QUIMICA
• Si una equació química la multipliquen per
un factor “n” la constant s’eleva a la n-
èsima potència: K’ = Kn
• Les constants de les reaccions directa i
inversa estan en relació inversa una
d’altre: K’ = 1/K.
• Si sumen dos equacions químiques (A i B)
per obtindre un altre equació química C,
es compleix que: Kc = KA·KB
14. CONSTANT DE EQUILIBRI KP
En reaccions en les que
intervenen gasos és més fàcil
mesurar pressions parcials que
concentracions:
a A + b B c C + d D
c d
C D
P a d
A D
p p
K
p p
×
=
×
T
B
T
B
B
T
A
T
A
A
B
B
A
A
T
T
BAT
P
P
n
n
P
P
n
n
T·R·
V
n
PT·R·
V
n
PT·R·
V
n
P
PPPBiAgasosdosdemesclaunaSiga
====
===
+=
χχ
15. RELACIÓ ENTRE KC I KP
De l’equació general dels gasos ideals s’obté:
I substituint en l’expressió de KP
On ∆n = variació nº mols gasosos (nproductes – nreactius)
∆
= ×( ) n
P CK K RT
[ ] [ ]·R·TPper tant;
V
n
comi,
T·R
P
V
n
n·R·TP·V ===⇒=
[ ] ( ) [ ] ( )
[ ] ( ) [ ] ( )
[ ] [ ]
[ ] [ ]
( ) ( )
( ) ( )
( ) badc
CP
ba
dc
ba
dc
bbaa
ddcc
b
B
a
A
d
D
c
C
P
RT·KK
RT·RT
RT·RT
B·A
D·C
RT·B·RT·A
RT·D·RT·C
P·P
P·P
K
−−+
=
×===
16. RELACIÓ ENTRE K i α
• Siga la reacció A B + C.
• Si anomenem “c” = [A]inicial y suposem que inicialment
nomès hi ha substància “A”, tindrem que:
Concentracions A B + C
Inicial (mol/L) c 0 0
Reacciona c· α c·α c·α
Equilibri c(1– α) c·α c·α
[B] · [C] c·α · c·α c·α2
Kc = ———— = ————— = ———
[A] c· (1– α) (1– α)
• Quan A està poc dissociada (Kc molt menuda): α << 1
Kc ≅ c·α2
17. EQUILIBRIS HETEROGENIS
• Si entre les substàncies que intervenen en una reacció
es distingeixen varies fases o estats físics, l’equilibri és
heterogeni.
CaCO3(s) ↔ CaO(s) + CO2(g)
• Les quantitats dels sòlids i líquids purs poden canviar
però les seues concentracions són constants i s’agrupen
en la constant, de forma que la seua expressió quedaria:
KC = [CO2] o KP = Pco2
• Les dissolucions no es consideren líquids purs i per tant
si que varien la concentració:
Ba2+
(aq) + CO3
2-
(aq) ↔ BaCO3 (s)
KC = [Ba2+
] · [CO3
2-
]
18. PERTORBACIÓ I EVOLUCIÓ DELS EQUILIBRIS
QUÍMICS
• Si un sistema es troba en equilibri (Q = K) y es
produeix una pertorbació o canvi (concentració,
pressió o volum, temperatura), el sistema deixa
d’estar en equilibri (Q # K) i evoluciona a un nou
equilibri.
• Segons el Principi de Le Chatelier: “Un canvi
en qualsevol de les variables que determinen
l’estat d’equilibri químic produeix un
desplaçament del equilibri en el sentit de
contrarestar o minimitzar l’efecte causat per la
pertorbació”.
19. VARIACIÓ EN LA CONCENTRACIÓ
(a T=cte)
• Per a un equilibri Reactius ⇆ Productes
Si [R] ↑ o [P] ↓; Q < K i l’equilibri evoluciona R → P.
Si [R] ↓ o [P] ↑ Q > K i l’equilibri evoluciona R ← P.
• Segons P. Le Chatelier: si s’elimina un reactiu o un
producte, per tal de contrarestar l’efecte produït, l’equilibri
evolucionarà en el sentit de la reacció que genera part de la
substància eliminada, i si afegim un reactiu o un producte
l’equilibri evolucionarà en el sentit de la reacció que
consumeix part de la substància afegida.
• Si varia la quantitat de un sòlid o líquid pur, com que la seua
concentració és constant, l’equilibri no es modifica.
]R[
]P[
Q =
CaO-CaCO3.exe
20. VARIACIÓ DE LA CONCENTRACIÓ
H2(g) + I2(g) ⇆ 2 HI(g)
Si augmenta la
concentració de I2,
s’observa que Q<K i
l’equilibri evoluciona
R→P, o siga en el
sentit que consumeix
part del I2 afegit
Si augmenta la
concentració de HI,
s’observa que Q>K i
l’equilibri evoluciona
R←P, o siga en el
sentit que consumeix
part del HI afegit
21. VARIACIÓ EN LA PRESSIÓ O EL VOLUM
(a T=cte) (reaccions en fase gas)
• Siga l’equilibri aA(g) + bB(g) ⇆ cC(g) + dD(g) on expressen les pressions
parcials en funció de la pressió total quedaria.
• Si augmenta la Pressió (o disminueix el volum)
- Si ∆n >0 (mols gasosos productes > mols gasosos reactius), com Q>K,
l’equilibri evolucionarà R←P
- Si ∆n <0 (mols gasosos reactius > mols gasosos productes), com Q<K,
l’equilibri evolucionarà R→P
- Si ∆n=0 (mols gasosos reactius = mols gasos productes), l’equilibri no es
modifica.
• Si disminueix la Pressió (o augmenta el volum), òbviament evolucionarà al
contrari.
• Segons el P. De Le Chatelier: Si augmenta la pressió per tal de contrarestar
la pertorbació produïda l’equilibri evolucionarà cap on hi haja un menor nº de
mols gasosos. Si disminueix la pressió evolucionarà cap on hi ha més nº de
mols gasosos.
n
b
B
b
B
a
A
a
A
d
D
d
D
c
C
c
C
b
B
a
A
d
D
c
C
p
P·cte
)P·)·(P·(
)P·)·(P·(
P·P
P·P
K ∆
=
χχ
χχ
==
2NO2-N2O4.exe H2I2_equilibrium.exe
22. VARIACIÓ EN LA PRESSIÓ O VOLUM
N2O4 (g) ⇆ 2 NO2(g)
Si augmenta la pressió (disminueix el volum) l’equilibri evoluciona cap on
es formen un menor nº de mols gasosos R ← P
23. VARIACIÓ EN LA TEMPERATURA
(a P=cte)
• Segons l’equació de Van’t Hooff:
Reacció exotèrmica (∆H<0)
si T augmenta KP disminueix, per tant R← P
si T disminueix KP augmenta R→ P
Reacció endotèrmica ((∆H>0)
si T augmenta KP augmenta R→ P
si T disminueix KP disminueix R← P
Segons el P. De Le Chatelier: Si augmenta la temperatura, per tal de
contrarestar l’efecte produit, l’equilibri evoluciona en el sentit de la
reacció endotèrmica (cap on absorbeix calor). Si disminueix la
temperatura evoluciona en el sentit de la reacció exotèrmica (cap
on allibera calor).
2
0
P
T·R
H
T
KLn ∆
=
∆
∆
0
T
KLn P
<
∆
∆
0
T
KLn P
>
∆
∆
24. Augmenta T
N2O4 ⇆ 2 NO2 ∆H<0
HTTP://www.mhhe.com/physsci/chemistry/essentialchemistry/flash/lechv17.swf
VARIACIÓ EN LA TEMPERATURA
25. ELS CATALITZADORS NO
MODIFIQUEN L’EQUILIBRI
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.
