Equilibrio Químico

1. Equilibrio Químico

2. Equilibrio Químico • El equilibrio químico es un estado en el que no se observan cambios en una reacción química según transcurre el tiempo. • Cuando una reacción química alcanza el estado de equilibrio, las concentraciones de reactivos y productos permanecen constantes en el tiempo, sin que se produzcan cambios visibles en el sistema.

3. T=cte. Alcanzando el equilibrio en el nivel macroscópico y molecular N2O4(g) 2 NO2(g) Incoloro marrón

4. T=cte. N2O4(g) 2 NO2 equilibrio a equilibrio equilibrio Concentración Concentración Concentración b c tiempo tiempo tiempo a) Inicialmente sólo hay NO2 b) Inicialmente sólo hay N2O4 c) Inicialmente hay una mezcla de ambos reactivos

5. T=cte. N2O4(g) 2 NO2

6. N2O4(g)2 NO2 = 4.63 x 10-3 M a 250C c C + d D a A + b B Constante de Equilibrio / Ley de acción de masas

7. Constante de Equilibrio / Ley de acción de masas Para una reacción en fase gaseosa podemos usar las presiones parciales.

8. EJERCICIOS 1) Calcular la constante Kpa 1000 K en la reacción de formación del amoniaco. (KC = 1,996 ·10–2 M–2) N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3(g) 2) La constante de equilibrio de la reacción: N2O4 2 NO2 vale 0,671 a 45ºC . Calcule la presión total en el equilibrio en un recipiente que se ha llenado con N2O4 a 10 atmósferas y a dicha temperatura.Datos: R = 0,082 atm·l·mol-1·K-1.

9. La magnitud de K K muy grandes Si [O2] = 0.5 M en el equilibrio  [O3] = 2.2x10-7 M en el equilibrio K muy pequeñas Si [Cl2] = 0.76 M en el equilibrio  [Cl] = 1.0x10-19 M en el equilibrio

10. Reactivos Productos

11. COCIENTE DE REACCION: Q Cociente de concentraciones (con exponentes adecuados) para cualquier estado del sistema corresponda o no a una situación de equilibrio. a A + b B  c C + d D  K < Q K = Q K > Q

12. Reactivos agregados Productos agregados Se forman productos Se forman reactivos Principio de Le Chatelier

13. N2O4n 2 NO2 ¿Esta en equilibrio? ¿qué pasa cuando se abre la llave de conexión?

14. Cambio en concentración de reactivo o producto 2 SO2 + O2 n 2 SO3

15. Cambio en Presión o Volumen 2 SO2 + O2 n 2 SO3 DisminuyeV

16. N2O4(g) 2 NO2 Principio de Le Chatelier = Si V decrece disminuye para que se mantenga Kc Disminuye la cantidad de NO2 Aumenta la cantidad de N2O4

17. N2O4(g) 2 NO2 Principio de Le Chatelier Kp = Kc x (RT) = x RT = Al aumentar p, disminuye Disminuye la cantidad de NO2 Aumenta la cantidad de N2O4

18. A2(g) 2 A(g) Principio de Le Chatelier

19. Cambio en Temperatura N2O4n 2 NO2 Incoloro marrón Aumenta T Reacción es endotérmica (consume energía)

20. Ejemplo : Se introducen 1 mol de I2 y 1 mol de H2 en un recipiente de 1 Litro a 490oC. La constante de equilibrio para la formación de HI vale 45.9 a esa temperatura. Calcular las concentraciones luego de alcanzado el equilibrio. H2(g) + I2(g)  2HI(g)

21. Si resolvemos la ecuación tomando la raiz nos dan = 0.772

22. Las constantes de equilibrio normalmente se dan para las reacciones químicas escritas con los coeficientes estequiométricos enteros más pequeños. Sin embargo, si cambiamos los coeficientes en la ecuación química, debemos asegurarnos que la constante de equilibrio refleje ese cambio. Si escribimos la ecuación como: Entones la constante de equilibrio es: Si multiplicamos una ecuación química por un factor n, se eleva Kc a la n. Propiedades de la Constante de Equilibrio (K)

23. Supongamos que invertimos la ecuación original para la reacción anterior: La cual refleja el mismo equilibrio. ¿Pero cómo se relaciona esta nueva constante con la anterior? Esta expresión es la inversa (1/Kc) de la obtenida anteriormente, de modo que: Propiedades de la Constante de Equilibrio (K)

24. Suma de reacciones, producto de constantes de equilibrio La tercera reacción es la siguiente suma: Y su constante de equilibrio, Kc, se puede escribir como:

25. ¿Cómo varía K con la temperatura? Si tenemos K1 a T1 y K2 a T2 Se puede demostrar que: Ecuación de van´t Hoff

26. ¿Cómo varía K con la temperatura? (cont.) Reacciones endotérmicas, ∆H > 0: Al aumentar la Temperatura aumenta el valor de K (K2 > K1) si T2 > T1 Reacciones exotérmicas, ∆H < 0: Al aumentar la Temperatura disminuye el valor de K (K2 < K1) si T2 > T1

27. A + B C + D A + B C + D vd = k1[A][B] C + D A + B vi = k-1[C][D] Equilibrio y Cinética En el equilibrio la velocidad de transformación de los reactivos en productos debe ser la misma que la velocidad de transformación de productos en reactivos. Supongamos que los experimentos muestran que ambas reacciones, la directa y la inversa, son reacciones elementales bimoleculares con velocidades dadas por:

28. En el equilibrio estas dos velocidades se igualan: k1[A]e[B]e = k-1[C]e[D]e La constante de equilibrio para una reacción es igual al cociente de las constantes de velocidad de las reacciones elementales directa e inversa que contribuyen a la ecuación global.

29. Lenta ( k pequeña) Rápida (k grande) Rápida (k grande) Lenta ( k pequeña)

30. Más sensible a la temperatura Más sensible a la temperatura Ea(directa) Ea(inversa) Ea(inversa) Ea(directa) Productos Reactivos Energía potencial Energía potencial Exotérmica Endotérmica Reactivos Productos Progreso de la reacción Progreso de la reacción Interpretación Cinética de la ecuación de Van´t Hoff La energía de activación para una reacción endotérmica es mayor para la reacción directa que para la reacción inversa, de modo que la velocidad de la reacción directa es más sensible a la temperatura, y el equilibrio se mueve a los productos cuando se aumenta la temperatura (aumenta Keq). Lo opuesto ocurre para una reacción exotérmica, y la reacción inversa es más sensible a la temperatura, desplazandose el equilibrio hacia los reactivos cuando aumentamos la temperatura (disminuye Keq).

31. H2O(l) H2O(v) H2O(s) H2O(l) CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) Equilibrios heterogéneos Son los equilibrios en sistemas de más de una fase.

32. Ca(OH)2 Ca2+(ac) + 2OH-(ac) Kc = [Ca2+][OH-]2 CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) Kp = P • A menudo los equilibrios heterogéneos involucran un sólido ó un líquido. • La concentración molar de un sólido ó líquido puro es constante e independiente de su cantidad. • Podemos ignorarlas en los cálculos de las constantes de equilibrio. CO2 • Las sustancias puras deben estar presentes en el sistema para que exista el equilibrio, pero no aparecen en la expresión de la constante de equilibrio. • La concentración de los gases si aparece en esta expresión porque sufre cambios hasta que se alcanza el equilibrio.

33. EJERCICIOS 1) En un recipiente de 10 litros se introduce una mezcla de 4 moles de N2(g) y 12moles de H2(g); a) escribir la reacción de equilibrio; b) si establecido éste se observa que hay 0,92 moles de NH3(g), determinar las concentraciones de N2 e H2 en el equilibrio y la constante Kc. 2) En un recipiente de 250 ml se introducen 3 g de PCl5, estableciéndose el equilibrio: PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g). Sabiendo que la KC a la temperatura del experimento es 0,48, determinar la composición molar del equilibrio..

34. 3) A 450 ºC y 10 atm de presión el NH3 (g) está disociado en un 95,7 % según la reacción: NH3 (g)  N2 (g) + 3 H2 (g). Calcular KC y KP a dicha temperatura. 4) En un recipiente de 3 litros se introducen 0,6 moles de HI, 0,3 moles de H2 y 0,3 moles de I2 a 490ºC. Si Kc = 0,022 a 490ºC para 2 HI(g)  H2(g) + I2(g) a) ¿se encuentra en equilibrio?; b) Caso de no encontrarse, ¿cuantos moles de HI, H2 e I2 habrá en el equilibrio?

35. 5) Hacia dónde se desplazará el equilibrio al: a)disminuir la presión? b) aumentar la temperatura? H2O(g) + C(s)  CO(g) + H2(g) (H > 0)