1. EQUILIBRI QUÍMIC Reaccions reversibles i irreversibles Concepte d’equilibri Quocient de reacció Constant d’equilibri (Kc i Kp) Equilibris homogenis (fase gas) Equilibris heterogenis Energia lliure i constant d’equilibri Principi de Le Chatelier

2. Reaccions reversibles i irreversibles Reacció irreversible: es produeix en un únic sentit R -> P fins que s’esgota un dels reactius. Reacció reversible: es produeix en els dos sentits R <=> P Tenim dues reaccions alhora: R -> P Reacció directa, amb velocitat v d R <- P Reacció inversa, amb velocitat v i fins que v d = v i , i les concentracions es mantenen constants Reactiu limitant Equilibri dinàmic

3. Concepte d’equilibri Equilibri Reacció: A + B  C + D Reactius A i B es van esgotant Productes C i D es van formant Inicialment v d > v i , però a mida que els reactius s’esgoten v d a mida que els productes es formen v i Equilibri dinàmic -> v i = v d (reactius i productes es formen i consumeixen a igual velocitat). [A], [B], [C] i [D] són constants, però la reacció mai s’atura

4. Quocient de reacció Reacció reversible: a A + b B  c C + d D Constant d’equilibri Concentracions molars en un moment determinat (mol·L -1 ). Adimensional Ens dóna informació sobre si el procés està en equilibri o com ha d’evolucionar cap a l’equilibri. Concentracions molars a l’equilibri (mol·L -1 ). Adimensional. És una constant, característica d’un procés a una T determinada Kc = f (T) Kc ≠ f (concentracions inicials) Qc < Kc -> El sistema no es troba a l’equilibri. Evolucionarà cap a la formació de productes. Qc = Kc -> El sistema es troba a l’equilibri. Qc > Kc -> El sistema no es troba a l’equilibri. Evolucionarà cap a la formació de reactius.

5. Equilibris homogenis Són equilibris on totes les substàncies es troben en fase gasosa Ex: En un recipient buit de 5 L s’hi ha col·locat una mescla de nitrogen i hidrogen a 500ºC. En aconseguir-se l’equilibri, s’ha comprovat la presència de 84,28 g de N 2 , 2,40 g de H 2 i 9,61 g d’amoníac. Calcula el valor de la constant d’equilibri Kc per a la reacció següent a la temperatura donada. N 2 + 3 H 2 ↔ 2 NH 3 Calculem els mols de cada substància a l’equilibri: 84,28 g N 2 · 1 mol N 2 / 28 g N 2 = 3,01 mol N 2 4,20 g H 2 · 1 mol H 2 / 2 g H 2 = 2,1 mol H 2 9,61 g NH 3 · 1 mol NH 3 / 17 g NH 3 = 3,01 mol NH 3 Calculem les concentracions de cada substància a l’equilibri: [N 2 ] = 3,01 mol N 2 / 5 L = 0,602 M N 2 [H 2 ] = 2,1 mol H 2 / 5 L = 0,420 M H 2 [NH 3 ] = 3,01 mol NH 3 / 5 L = 0,113 M NH 3 Trobem l’expressió de Kc i substituïm les concentracions d’equilibri:

6. Constant d’equilibri Kp Quan tenim gasos en equilibri és útil expressar la constant d’equilibri en funció de les pressions parcials dels gasos. Equilibri: a A + b B  c C + d D Equació dels gasos: P·V = n·R·T -> P = n·R·T / V Pressions parcials: P A = n A· R·T / V = [A]·R·T P C = n C ·R·T / V = [C]·R·T P B = n B ·R·T / V = [B]·R·T P D = n D ·R·T / V = [D]·R·T Kp ≠ f(quantitats inicials) Kp = f (T)

7. Relació entre Kc i Kp Kc Δ n Kp = Kc·(RT) Δ n Kc = Kp·(RT) - Δ n Si Δ n = 0 -> Kp = Kc