Successfully reported this slideshow.
We use your LinkedIn profile and activity data to personalize ads and to show you more relevant ads. You can change your ad preferences anytime.

EQUILIBRI QUÍMIC

907 views

Published on

2º Bachiller

Published in: Education
  • Be the first to comment

EQUILIBRI QUÍMIC

  1. 1. EQUILIBRI QUÍMIC http://www.iestiemposmodernos.com/700appletsFQ/2btq/708.htm PROFESSOR: JOSÉ Mª BLEDA
  2. 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. 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. 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. 5. L’EQUILIBRI ÉS DINÀMIC EQUILIBRI NATURAL PRESA  DEPREDADOR EQUILIBRI DE SOLUBILITAT SUCRE (S)  SUCRE (AQ) EQUILIBRI QUÍMIC REACTIUS  PRODUCTES inicial final 
  6. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 24. Augmenta T N2O4 ⇆ 2 NO2 ∆H<0 HTTP://www.mhhe.com/physsci/chemistry/essentialchemistry/flash/lechv17.swf VARIACIÓ EN LA TEMPERATURA
  25. 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.

×