Equibrio Químico

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Presentación sobre el Equilibrio Químico

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Equibrio Químico

  1. 1. 1.- Concepto de reacciones Reversibles y Equilibrio químico. 1.1. Características. Aspecto dinámico de las reacciones químicas. 2.- Ley de acción de masas. KC. 3.- Grado de disociación . 3.1. Relación KC con . 4.- Kp. Relación con Kc 5.- Cociente de reacción. 6.- Modificaciones del equilibrio. Principio de Le Chatelier. 6.1. 6.2. 6.3. 6.4. Concentración en reactivos y productos. Cambios de presión y temperatura. Principio de Le Chatelier. Importacia en procesos industriales. 7.- Equilibrios heterogéneos. 2
  2. 2. Hasta ahora hemos estudiado las reacciones como si fueran totalmente desplazadas hacia la derecha, considerando que uno de los reactivos se agota al final (reactivo limitante); sin embargo, en la realidad, muy pocas reacciones se comportan de esta manera. Lo más habitual es que el proceso directo no llegue a completarse, porque el proceso inverso, conforme se vaya formando más cantidad de productos va adquiriendo más relevancia, reaccionando entre sí para volver a dar los reactivos. Inicialmente la velocidad del proceso directo es máxima, pero a medida que la concentración de reactivos va disminuyendo, también lo hace su velocidad, sin embargo, la velocidad del proceso inverso (inicialmente nula si no hay productos), va creciendo conforme la concentración de productos va aumentando. Llega un momento en el que las velocidades del proceso directo y la del proceso inverso se igualan, es decir, con la misma velocidad que los reactivos desaparecen para formar productos, los productos reaccionan entre ellos para volver a dar los reactivos, y entonces, aunque la reacción se sigue produciendo, no se observan cambios globales. Al final se obtiene una mezcla de reactivos y productos en unas concentraciones molares constantes. Decimos entonces que la reacción ha alcanzado el equilibrio químico (∆G = 0). 3
  3. 3. 4
  4. 4.  En una reacción cualquiera: a A + b B => c C + d D la constante Kc tomará el valor: [C ]  [D] Kc  [ A]a  [B]b c d para concentraciones en el equilibrio  La constante Kc cambia con la temperatura  Sólo se incluyen las especies gaseosas y/o en disolución. Las especies en estado sólido o líquido tienen concentración constante y por tanto, se integran en la constante de equilibrio. 5
  5. 5.  En la reacción anterior: H2(g)+ I2(g) => 2 HI (g) [HI ]2 Kc  [H2 ]  [I2 ]  El valor de KC, dada su expresión, depende de cómo se ajuste la reacción. Es decir, si la reacción anterior la hubiéramos ajustado como: ½ H2(g) + ½ I2(g) => HI (g), la constante valdría la raíz cuadrada de la anterior. 6
  6. 6. Ejercicio A: Escribir las expresiones de KC para los siguientes equilibrios químicos: a) N2O4(g) => 2NO2(g); b) 2 NO(g) + Cl2(g) => 2 NOCl(g); c)CaCO3(s) => CaO(s) + CO2(g); d) 2 NaHCO3(s) => Na2CO3(s) + H2O(g) + CO2(g). [NO2 ]2  a) Kc  [N2O4 ]  c) K c  [CO2 ] [NOCl ]2  b) Kc  [NO]2  [Cl 2 ]  d)K c  [CO2 ]  [H2O] 7
  7. 7.  En las reacciones en que intervengan gases es más sencillo medir presiones parciales que concentraciones: a A + b B => c C + d D y se observa la constancia de Kp viene definida por: p  p KP  p  p c C a A d D d D 8
  8. 8. En la reacción vista anteriormente: 2 SO2(g) + O2(g) => 2 SO3(g) p(SO3)2 Kp = ——————— p(SO2)2 · p(O2) De la ecuación general de los gases: p ·V = n ·R·T se obtiene: n p = ·R ·T = [c] · R · T V SO32 (RT)2 Kp = —————————— = Kc · (RT)–1 SO22 (RT)2 · O2 (RT) 9
  9. 9.  Vemos, pues, que KP puede depender de la temperatura siempre que haya un cambio en el nº de moles de gases pcc · pDd Cc (RT)c · Dd (RT)d Kp = ———— b= —————————— = pAa · pB Aa (RT)a · Bb (RT)b K P  KC  (RT ) n en donde n = incremento en nº de moles de gases (nproductos – nreactivos) 10
  10. 10.  Se utiliza en aquellas reacciones en las que existe un único reactivo que se disocia en dos o más.  Es la fracción de un mol que se disocia (tanto por 1).  En consecuencia, el % de sustancia disociada es igual a 100 · . 11
  11. 11.  Sea una reacción A => B + C.  Si llamamos ―c‖ = [A]inicial y suponemos que en principio sólo existe sustancia ―A‖, tendremos que:  Equilibrio: A => B + C  Conc. Inic. (mol/l): c 0 0  conc. eq(mol/l) c(1– ) c · c ·  B · C c · · c · c ·2 Kc = ———— = ————— = ——— A c · (1– ) (1– )  En el caso de que la sustancia esté poco disociada (Kc muy pequeña):  << 1 y Kc  c ·2 12
  12. 12.  En una reacción cualquiera: a A + b B => c C + d D se llama cociente de reacción a: [C ]  [D] Q [ A]a  [B]b c d  Tiene la misma fórmula que la Kc pero a diferencia que las concentraciones no tienen porqué ser las del equilibrio. 13
  13. 13.  Si Q = Kc entonces el sistema está en equilibrio.  Si Q < Kc el sistema evolucionará hacia la derecha, es decir, aumentarán las concentraciones de los productos y disminuirán las de los reactivos hasta que Q se iguale con Kc.  Si Q > Kc el sistema evolucionará hacia la izquierda, es decir, aumentarán las concentraciones de los reactivos y disminuirán las de los productos hasta que Q se iguale con Kc 14
  14. 14.  Si un sistema se encuentra en equilibrio (Q = Kc) y se produce una perturbación:  Cambio en la concentración de alguno de los reactivos o productos.  Cambio en la presión (o volumen)  Cambio en la temperatura.  El sistema deja de estar en equilibrio y trata de volver a él. 15
  15. 15.  Si una vez establecido un equilibrio se varía la concentración algún reactivo o producto el equilibrio desaparece y se tiende hacia un nuevo equilibrio.  Las concentraciones iniciales de este nuevo equilibrio son las del equilibrio anterior con las variaciones que se hayan introducido.  Lógicamente, la constante del nuevo equilibrio es la misma, por lo que si aumenta [ reactivos], Q y la manera de volver a igualarse a KC sería que [ reactivos]  (en cantidades estequiométricas) y, en consecuencia, que [productos] . 16
  16. 16.  En cualquier equilibrio en el que haya un cambio en el número de moles entre reactivos y productos como por ejemplo : A => B+ C (en el caso de una disociación es un aumento del número de moles) ya se vio que Kc  c ·2  Al aumentar ―p‖ (o disminuir el volumen) aumenta la concentración y eso lleva consigo una menor ―‖, es decir, el equilibrio se desplaza hacia la izquierda que es donde menos moles hay. 17
  17. 17.  Este desplazamiento del equilibrio hacia donde menos moles haya al aumentar la presión es válido y generalizable para cualquier equilibrio en el que intervengan gases .  Lógicamente, si la presión disminuye, el efecto es el contrario.  Si el número de moles total de reactivos es igual al de productos (a+b =c+d) se pueden eliminar todos los volúmenes en la expresión de Kc, con lo que éste no afecta al equilibrio (y por tanto, tampoco la presión). 18
  18. 18.  Se observa que, al aumentar T el sistema se desplaza hacia donde se consuma calor, es decir, hacia la izquierda en las reacciones exotérmicas y hacia la derecha en las endotérmicas.  Si disminuye T el sistema se desplaza hacia donde se desprenda calor (derecha en las exotérmicas e izquierda en las endotérmicas). 19
  19. 19.  ―Un cambio o perturbación en cualquiera de las variables que determinan el estado de equilibrio químico produce un desplazamiento del equilibrio en el sentido de contrarrestar o minimizar el efecto causado por la perturbación‖. 20
  20. 20.                     [reactivos] > 0  [reactivos] < 0  [productos] > 0  [productos] < 0  Variación T > 0 (exotérmicas)  en el T > 0 (endotérmicas)  equilibrio T < 0 (exotérmicas)  T < 0 (endotérmicas)  p > 0 Hacia donde menos nº moles de gases p < 0 Hacia donde más nº moles de gases 21
  21. 21.  Es muy importante en la industria el saber qué condiciones favorecen el desplazamiento de un equilibrio hacia la formación de un producto, pues se conseguirá un mayor rendimiento, en dicho proceso.  En la síntesis de Haber en la formación de amoniaco [N2(g) + 3 H2(g) => 2 NH3(g)], exotérmica, la formación de amoniaco está favorecida por altas presiones 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. 22
  22. 22.  Se habla de reacción homogénea cuando tanto reactivos como productos se encuentran en el mismo estado físico. En cambio, si entre las sustancias que intervienen en la reacción se distinguen varias fases o estados físicos, hablaremos de reacciones heterogéneas.  Por ejemplo, la reacción: CaCO3(s) => CaO(s) + CO2(g) se trata de un equilibrio heterogéneo.  Aplicando la ley de acción de masas se cumplirá que: [CaO ]  [CO2 ]  K (constante) [CaCO3 ] 23
  23. 23.  Sin embargo, las concentraciones (n/V) de ambas sustancias sólidas (CaCO3 y CaO) son constantes, al igual que las densidades de sustancias puras (m/V) son también constantes.  Por ello, agrupando las constantes en una sola a la que llamaremos KC se tiene: KC = [CO2]  Análogamente: KP = p(CO2)  ¡ATENCIÓN!: En la expresión de KC de la ley de acción de masas sólo aparecen las concentraciones de gases y sustancias en disolución, mientras que en la expresión de KP únicamente aparecen las presiones parciales de las sustancias gaseosas. 24

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