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1. Equilibrio químico homogéneo y heterogéneo
2. Concentraciones en equilibrio
3. Constante de equilibrio Kc
4. Constantes de equilibrio Kp y Kc
5. Cociente de reacción
6. Equilibrios heterogéneos
7. Constante del producto de solubilidad
8. Factores que influyen en el equilibrio: Principio de Le Châtelier
8.1 Efecto de la concentración8.2. Efecto de la temperatura 8.3 Efecto de la presión8.4 Efecto de los catalizadores
9. Resumen
ÍNDICE
Las reacciones químicas tienden al equilibrio
Las reacciones químicas alcanzan un estado de equilibrio en el que quedan
concentraciones no nulas de reactivos y productos.
Si la concentración que queda de un reactivo es tan pequeña que prácticamente
es imposible medir, entonces se dice que el reactivo se ha consumido.
Equilibrios homogéneos:
Reacciones en que todos los productos y reactivos están en la misma fase:
Ejemplos:
en fase gas (g): N2O4 (g) 2 NO2 (g) ; N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)
en disolución acuosa (ac):
CH3COOH(ac) + H2O CH3COO-(ac) + H2O
+
Equilibrios heterogéneos:
Si algunos reactivos o productos están en fases diferentes
Ejemplo: CO3Ca(s) CO2(g) + CaO(s)
1. Equilibrio químico
N2O4 (g) 2NO2 (g)
|NO2| inicial 0
|N2O4| inicial 0
Equilibrio
Equilibrio
Equilibrio
CONCENTRACIÓN
TIEMPO TIEMPO TIEMPO
Ejemplo:
Las concentraciones de equilibrio dependen de las concentraciones iniciales
|NO2| inicial 0
|N2O4| inicial 0
|NO2| inicial 0
|N2O4| inicial 0
2. Concentraciones de equilibrio
Para la reacción:
a A + b B + . . . c C + d D + . . . A una temperatura, T, la constante de equilibrio:
i= concentración (mol/L) en el equilibrio
Equilibrio:• no se observan cambios de propiedades con el tiempo
• las velocidades de la reacción directa e inversa son iguales
• las concentraciones de reactivos y productos permanecen constantes
...BA
...DC K
ba
dc
c
3. Constante de equilibrio, Kc
Si Kc es alta (Kc >10), en el equilibrio la reacción está desplazada hacia la derecha (), formación de productos
Si Kc es baja (Kc< 1), en el equilibrio la reacción está desplazada hacia la izquierda (), formación de reactivos
N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) Kc
2 NH3 (g) N2 (g) + 3 H2 (g) Kc´= Kc-1
1/2 N2 (g) + 3/2 H2 (g) NH3(g) Kc´´= Kc1/2
Siempre hay que especificar la reacción para escribir Kc
Ejemplo:
a A(g) + b B(g) + … c C(g) + d D(g) + …
Kp = Kc(RT) n
...BA
...DCK
ba
dc
c c d
C Dp a b
A B
P P ...K
P P ...
Reacciones en estado gaseoso:
i= ni / V = Pi / RT Kc = Kp (RT) -n
i= concentración de i en (mol/L) Pi = presión parcial de i en atm
Relación entre Kc y Kp:
Aplicando ley de gases ideales a reactivos y productos:
n = moles de productos - moles de reactivos = (c + d) – (a + b)
4. Constantes de equilibrio: Kc y Kp
Ejemplos:
n =0 Kc = Kp
F2(g) + H2(g) 2 HF(g)
n = -1 Kc = Kp RT
Cl2(g) + 2 NO(g) 2 NOCl (g)
n = -2 Kc = Kp (RT)2
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)
Kc y Kp son constantes termodinámicas de equilibrio y sólo son función
de la temperatura
Las constantes de equilibrio no llevan unidades pues las concentraciones
en Kc y las presiones en Kp están referidas a un estado estandar 1M y 1
atm respectivamente.
Antes de alcanzar las concentraciones de equilibrio se puede calcular el cociente de reacción, Q:
En el equilibrio: Q = Kc
a A + b B + … c C + d D + …
Q = Cc Dd …
Aa Bb …
Si Q >> Kc
Si Q << Kc
Reacciona hacia la izquierda formando reactivos
hasta que Q= Kc
Reacciona hacia la derecha formando productos
hasta que Q = Kc
5. Cociente de reacción, Q
Equilibrio heterogéneo: si algunos de los reactivos o
productos están en fases diferentes
Fases puras: no intervienen en la constante de equilibrio
como los sólidos
Ejemplos:
P= presión
NH4HS (s) NH3 (g) + H2S (g)
CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g)
Kc = H2SNH3 = Kp (RT)2
Kc = CO2= PCO2 / RT = Kp
6. Equilibrios heterogéneos
PCO2
= Kp
CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g)
PCO2
no depende de la cantidad de CaCO3 ni de CaO
P P
Ejemplo:
Equilibrio heterogéneo: sólido iónico en equilibrio con su
disolución disolución saturada
Ks constante del producto de solubilidad = f(temperatura)
Ejemplos:
AgCO3 (s) 2 Ag+ (ac) + CO3= (ac)
AgCl (s) Ag+(ac) + Cl- (ac)
Ks = Ag+Cl-
AnBm (s) n Am+(ac) + m Bn- (ac)
Ks = Am+n Bn-
m
Ks = Ag+2 CO3
=
7. Constante del producto de solubilidad
Principio de Le Châtelier
Si a un sistema en equilibrio se le aplica un cambio externo, el sistema reacciona en contra del cambio hasta alcanzar una nueva situación de equilibrio
Factores que influyen en el equilibrio:
1.Concentración reactivos y productos
• Si se aumenta la concentración de los reactivos el
equilibrio se desplaza hacia la derecha hasta
alcanzar la nueva situación de equilibrio
• Si se aumenta la concentración de los productos el equilibrio se desplaza hacia la izquierda hasta alcanzar la nueva situación de equilibrio
8. Factores que influyen en el equilibrio
2. Presión
a) Aumento de presión por disminución de volumen
Si n < 0 el equilibrio se desplaza hacia la derecha
Si n > 0 el equilibrio se desplaza hacia la izquierda
Si n = 0 no influye
b) Por adición de un gas inerte:
Kc , Kp no varían, sólo dependen de la temperatura
3. Temperatura
Kc= f(T) Kp = f(T)
Si la reacción es endotérmica: aumento de T aumenta Kc
Si la reacción es exotérmica: aumento de T disminuye Kc
4. CatalizadoresNo modifican el equilibrio, aceleran las reacciones directa e inversa
• Kc concentraciones en mol/L
• Kp presiones en atm
• Las fases puras (sólidos o líquidos) no aparecen en la
expresión de la constante de equilibrio.
• La constante de equilibrio (Kc, Kp) es adimensional
• La reacción debe estar ajustada para escribir la expresión de
la constante de equilibrio y se debe especificar la temperatura.
9. Resumen
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