Capítulo 17: Equilibrio El enlace de las reacciones químicas

1. Capítulo 17: Equilibrio El enlace de las reacciones químicas 17.1 La naturaleza dinámica del estado de equilibrio 17.2 El cociente de reacción y la constante de equilibrio 17.3 Expresión de equilibrios con unidades de presión: la relación entre Kc y Kp 17.4 Dirección de la reacción: comparación de Q y K 17.5 Cómo resolver problemas de equilibrio 17.6 Condiciones de reacción y el estado de equilibrio: el principio de Le Châtelier

2. Alcanzando el equilibrio a los niveles macroscópico y molecular 2 NO2 (g) N2O4 (g) Fig. 17.1

3. El estado de equilibrio kdir [NO2]2 kinv [N2O4] = Para el equilibrio dióxido de nitrógeno - tetróxido de dinitrógeno : N2O4 (gas incoloro) = 2 NO2 (gas café) En el equilibrio: velocidaddir = velocidadinv velocidaddir = kdir[N2O4] velocidadinv = kinv[NO2]2 kdir[N2O4] = kinv[NO2]2 1) Kpequeña N2 (g) + O2 (g) 2 NO(g)k = 1 x 10 -30 2) kgrande 2 CO(g) + O2 (g) 2 CO2 (g)k = 2.2 x 1022 3) kintermedia 2 BrCl(g) Br2 (g) + Cl2 (g)k = 5

4. El intervalo de constantes de equilibrio Fig. 17.2

5. El cambio en Q durante la reacción N2O4-NO2 Apariencia de NO2 Concentración Fig. 17.3

6. Capítulo 17: Equilibrio El enlace de las reacciones químicas 17.1 La naturaleza dinámica del estado de equilibrio 17.2 El cociente de reacción y la constante de equilibrio 17.3 Expresión de equilibrios con unidades de presión: la relación entre Kc y Kp 17.4 Dirección de la reacción: comparación de Q y K 17.5 Cómo resolver problemas de equilibrio 17.6 Condiciones de reacción y el estado de equilibrio: el principio de Le Châtelier

7. Alcanzando el equilibrio a los niveles macroscópico y molecular 2 NO2 (g) N2O4 (g) Fig. 17.1

8. El estado de equilibrio kdir [NO2]2 kinv [N2O4] = Para el equilibrio dióxido de nitrógeno - tetróxido de dinitrógeno : N2O4 (gas incoloro) = 2 NO2 (gas café) En el equilibrio: velocidaddir = velocidadinv velocidaddir = kdir[N2O4] velocidadinv = kinv[NO2]2 kdir[N2O4] = kinv[NO2]2 1) Kpequeña N2 (g) + O2 (g) 2 NO(g)k = 1 x 10 -30 2) kgrande 2 CO(g) + O2 (g) 2 CO2 (g)k = 2.2 x 1022 3) kintermedia 2 BrCl(g) Br2 (g) + Cl2 (g)k = 5

9. El intervalo de constantes de equilibrio Fig. 17.2

10. El cambio en Q durante la reacción N2O4-NO2 Apariencia de NO2 Concentración Fig. 17.3

11. Cálculo de Kc a partir de los datos de concentración–II [HI] = M = (0.800 - 2 x 0.0884) M = 0.623 M [H2] = x = 0.0884 M = [I2] [H2] [I2] ( 0.0884)(0.0884) Kc = = = 0.0201 (0.623)2 [HI]2 Por tanto, la constante de equilibrio para la descomposición de yoduro de hidrógeno a 458°C es sólo 0.020L, lo que significa que la descomposición no fue muy rápida en estas condiciones de temperatura. Tuvimos las concentraciones iniciales, y una en el equilibrio, luego obtuvimos las demás para calcular la constante de equilibrio.

12. Concentraciones inicial y en equilibrio para elsistema N2O4-NO2 a 100°C Inicial Equilibrio Proporción [N2O4] [NO2] [N2O4] [NO2] [NO2]2 [N2O4] 0.1000 0.0000 0.0491 0.1018 0.211 0.0000 0.1000 0.0185 0.0627 0.212 0.0500 0.0500 0.0332 0.0837 0.211 0.0750 0.0250 0.0411 0.0930 0.210 Tabla 17.1 (pág. 733)

13. Escritura del cociente de reacción o expresión de acción de masas a A + bB cC + dD [C]c [D]d Q = [A]a[B]b Q = expresión de la acción de masas o cociente de reacción Producto de las concentraciones de los productos Q = Producto de las concentraciones de los reactivos Para la reacción general : Ejemplo: El proceso Haber para la producción de amoniaco: N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) [NH3]2 Q = [N2][H2]3

14. Escritura del cociente de reacción a partir de la ecuación balanceada Problema: Escriba el cociente de reacción para las siguientes reacciones: (a) La descomposición térmica de clorato de potasio: KClO3 (s) = KCl(s) + O2 (g) (b) La combustión de butano en oxígeno: C4H10 (g) + O2 (g) = CO2 (g) + H2O(g) Plan: Primero balanceamos las ecuaciones, luego construimos el cociente de reacción como está descrito en la ecuación 17.4. Solución: (a) 2 KClO3 (s) 2 KCl(s) + 3 O2 (g)Qc = [KCl]2[O2]3 [KClO3]2 (b) 2 C4H10 (g) + 13 O2 (g) 8 CO2 (g) + 10 H2O(g) [CO2]8 [H2O]10 Qc = [C4H10]2 [O2]13

15. Cómo escribir el cociente de reacción para una reacción total–I Problema: el gas oxígeno se combina con gas nitrógeno en los motores de combustión interna para producir óxido nítrico, que cuando sale a la atmósfera se combina con más oxígeno para formar dióxido de nitrógeno. (1) N2 (g) + O2 (g) 2 NO(g)Kc1 = 4.3 x 10-25 (2) 2 NO(g) + O2 (g) 2 NO2 (g)Kc2 = 6.4 x 109 (a) Demuestre que la Qc total para esta secuencia de reacciones es la misma que el producto de las Qc de las reacciones individuales. (b) Calcule Kc para la reacción total. Plan: Primero escribimos la reacción total sumando las dos reacciones, luego escribimos la Qc. Después multiplicamos las Kc individuales para obtener la K total. (1) N2 (g) + O2 (g) 2 NO(g) (2) 2 NO(g) + O2 (g) 2 NO2 (g) total: N2 (g) + 2 O2 (g) 2 NO2 (g)

16. Cómo escribir el cociente de reacción para una reacción total–II (a) continuación: [NO]2 Qc (total) = [N2][O2]2 Para los pasos individuales: [NO]2 (1) N2 (g) + O2 (g) 2 NO(g) Qc1 = [N2] [O2] [NO2]2 (2) 2 NO(g) + O2 (g) 2 NO2 (g)Qc2 = [NO]2 [O2] [NO]2 [NO2]2 [NO2]2 Qc1 x Qc2 = x = ¡Son iguales! [N2] [O2] [NO]2 [O2] [N2][O2]2 (b) K = Kc1 x Kc2 = (4.3 x 10-25)(6.4 x 109) = 2.8 x 10-15

17. [SO2]2[O2] 1 Qc(inv) = = [SO3]2 Qc(dir) 1 1 entonces: Kc(dir) = = = 3.83 x 10 -3 Kc(inv) 261 La forma de Q para las reacciones directa e inversa La producción de ácido sulfúrico depende de la conversión de dióxido de azufre en trióxido de azufre antes de que el trióxido de azufre reaccione con agua para formar ácido sulfúrico. 2 SO2 (g) + O2 (g) 2 SO3 (g) [SO3]2 Qc(dir) = [SO2]2[O2] Reacción inversa : 2 SO3 (g) 2 SO2 (g) + O2 (g) at 1000K Kc(dir) = 261

18. The Reaction Quotient for a Heterogeneous System El cociente de reacción para un sistema heterogéneo igual igual K Fig. 17.4

19. Tabla 17.2 (pág. 739) Maneras de expresar el cociente de reacción Q [B]eq [B] [A] [A]eq 1 [A] 1 K(ref) Q(ref) [B] [C] [B] Q1 = ; Q2 = [A] [C] Forma de la ecuación química Forma de Q Valor de K Reacción de referencia : A B Q(ref) = K(ref) = Reacción inversa : B A Q = = K = Reacción como suma de dos pasos: (1) A C Qtotal = Q1 x Q2 = Q(ref)Ktotal = K1 x K2 = x = (2) C B [C] [B] [B] = K(ref) [A] [C] [A] Coeficientes multiplicados por nQ = Qn(ref)K = Kn(ref) Reacción con un componenteQ’ = Q(ref)[A] = [B] K’ = K(ref)[A] = [B] sólido o líquido puro, como A(s)

20. Cómo expresar K con unidades de presión nP VRT P 2NO2 Qp = P 2NO x PO2 n V Para los gases, PV=nRT se puede reordenar para: P = RT n V o: = Ya que = Molaridad, y R es una constante si la temperatura es constante, entonces la concentración molar es directamente proporcional a la presión. Por tanto, para el equilibrio entre compuestos gaseosos podemos expresar el cociente de reacción en términos de presiones parciales. Para: 2 NO(g) + O2 (g) 2 NO2 (g) Si no hay cambio en el número de moles de los reactivos y productos, entonces n = 0, luego Kc = Kp , o si hay cambio en el número de moles de reactivos o productos, entonces: Kp = Kc(RT)ngas

21. Reaction Direction and the Relative Sizes of Q and K Reactivos Productos Reactivos Productos Dirección de las reacciones y tamaños relativos de Q y K Avance de la reacción Avance de la reacción Equilibrio: sin cambio neto Fig. 17.5

22. Cálculo de Kc a partir de los datos de concentración-I Problema: El yoduro de hidrógeno se descompone a temperaturas moderadas por la reacción siguiente: Cuando se colocaron 4.00 moles de HI en un recipiente de 5.00 L a 458°C, la mezcla en equilibrio contenía 0.442 moles de I2. ¿Cuál es el valor de Kc ? Plan: Primero calculamos las concentraciones molares, y luego las ponemos en la expresión de equilibrio para buscar su valor. Solución: Para calcular las concentraciones de HI e I2, dividimos las cantidades de estos compuestos entre el volumen del recipiente. 2 HI(g) H2 (g) + I2 (g) 4.00 mol 5.00 L Concentración inicial de HI = = 0.800 M 0.442 mol 5.00 L Conc. equilibrio de I2 = = 0.0884 M Conc. (M) 2HI(g) H2 (g) I2 (g) Inicial 0.800 0 0 Cambio - 2x x x Equilibrio 0.800 - 2x x x = 0.0884

23. Cálculo de Kc a partir de los datos de concentración–II [HI] = M = (0.800 - 2 x 0.0884) M = 0.623 M [H2] = x = 0.0884 M = [I2] [H2] [I2] ( 0.0884)(0.0884) Kc = = = 0.0201 (0.623)2 [HI]2 Por tanto, la constante de equilibrio para la descomposición de yoduro de hidrógeno a 458°C es sólo 0.020L, lo que significa que la descomposición no fue muy rápida en estas condiciones de temperatura. Tuvimos las concentraciones iniciales, y una en el equilibrio, luego obtuvimos las demás para calcular la constante de equilibrio.