EL COCIENTE ARBITRARIO DE REACCIÓN (Qc y Qp)

Presentación del tema: "EL COCIENTE ARBITRARIO DE REACCIÓN (Qc y Qp)"— Transcripción de la presentación:

1 EL COCIENTE ARBITRARIO DE REACCIÓN (Qc y Qp)
Sesión 11 EL COCIENTE ARBITRARIO DE REACCIÓN (Qc y Qp) EL PRINCIPIO DE LE CHATELIER-BRAUN “Porque después de todo he comprobado que no se goza bien de lo gozado sino después de haberlo padecido” Francisco Ruiz Bernárdez, Poeta argentino

2 Objetivos: Identificar los factores que afectan al equilibrio químico y cómo lo afectan. Utilizar el Principio de Le Chatêlier y el concepto de cociente arbitrario de reacción, para realizar predicciones cualitativas acerca del desplazamiento del equilibrio como respuesta a efectos perturbadores de dicho equilibrio.

3 Cociente de reacción (Qc)
En una reacción cualquiera: a A + b B  c C + d D se llama cociente de reacción a: Tiene la misma fórmula que Kc, ¿cómo se diferencia Kc de QC??

4 Cociente de reacción (QC)
Si QC = Kc entonces el sistema está en equilibrio. Si QC < Kc el sistema evolucionará hacia la derecha, es decir, aumentarán las concentraciones de los productos y disminuirán las de los reactivos hasta que QC se iguale con Kc. Si QC > Kc el sistema evolucionará hacia la izquierda, es decir, aumentarán las concentraciones de los reactivos y disminuirán las de los productos hasta que QC se iguale con Kc

5 Cociente de reacción (QP)
En una reacción cualquiera: a A + b B  c C + d D se llama cociente de reacción a: Al igual que en KP en el cálculo de este cociente sólo se toman en cuenta los gases.

6 Cociente de reacción (QP)
Si QP = KP entonces el sistema está en equilibrio. Si QP < KP el sistema evolucionará hacia la derecha, es decir, aumentarán las presiones parciales de los productos y disminuirán las de los reactivos hasta que QP se iguale con KP. Si QP > KP el sistema evolucionará hacia la izquierda, es decir, aumentarán las presiones parciales de los reactivos y disminuirán las de los productos hasta que QP se iguale con KP

7 Ejemplo: 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 = a 490ºC para 2 HI(g)  H2(g) + I2(g) a) ¿se encuentra en equilibrio?; b) En caso que no, ¿cuántos moles de HI, H2 e I2 habrá en el equilibrio? a) [H2] · [I2] /3 · 0.3/3 Q = —————— = —————— = [HI] (0.6/3)2 Como Q > Kc el sistema no se encuentra en equilibrio y la reacción se desplazará hacia la izquierda. b) Al plantear el eq. y resolver la ec. resultante se obtiene: ξ = ó x = nHI = y nH = nI = 0.137

8 Modificaciones del equilibrio
Si un sistema se encuentra en equilibrio (Q = K) 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.

9 Cambio en la concentración de alguno de los reactivos o productos.
Si, una vez establecido un equilibrio, cambia la presión o concentración de algún reactivo o producto, el equilibrio se rompe y se tiende hacia un nuevo equilibrio.

10 Cambio en la presión (o volumen)
Al ↑ “P” (o ↓ V) aumenta la concentración y eso lleva consigo un cambio en “ξ”, es decir, el equilibrio se desplaza hacia donde haya menos moles de gas. Lógicamente, si la presión disminuye, el efecto es el contrario. Si el número de moles de gas es igual ¿Qué pasará?

11 Cambio en la temperatura.
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).

12 Principio de Le Chatelier
“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”.

13 Variaciones en el equilibrio
MUY IMPORTANTE  [reactivos] >   [reactivos] <   [productos] >   [productos] <   T > 0 (exotérmicas)   T > 0 (endotérmicas)   T < 0 (exotérmicas)   T < 0 (endotérmicas)   P > 0 Hacia donde hay menor nº de moles estequiométricos de gas.  P < 0 Hacia donde hay más nº de moles estequiométricos de gas. Variación en el equilibrio