Sra. Anlinés Sánchez Otero

Presentación del tema: "Sra. Anlinés Sánchez Otero"— Transcripción de la presentación:

1 Sra. Anlinés Sánchez Otero
Equilibrio Químico Sra. Anlinés Sánchez Otero

2 Introducción Cuando una reacción termina y hay una conversión casi completa de reactivos a productos los químicos afirman que la reacción se realiza por completo. La mayor parte de las reacciones químicas no llegan hasta el final sino que parecen detenerse. El motivo para que estos suceda es que son reacciones reversibles.

3 Reacciones Reversibles
Definición: Una reacción reversible es aquella que puede ser directa o indirecta. Ejemplo: Los químicos combinan estas dos ecuaciones en una sola que utiliza una flecha doble para indicar que ocurre en ambas direcciones. 𝑁 2 𝑔 +3 𝐻 2 →2𝑁 𝐻 3 DIRECTA  𝑁 2 𝑔 +3 𝐻 2 ←2 𝑁𝐻 3 INDIRECTA  𝑁 2 𝑔 +3 𝐻 2 𝑔 𝑁 𝐻 3 (𝑔) ¿Por qué ocurre?

4 Explicación: 𝑁 2 𝑔 +3 𝐻 2 𝑔 2𝑁 𝐻 3 (𝑔)
𝑁 2 𝑔 +3 𝐻 2 𝑔 𝑁 𝐻 3 (𝑔) Cuando H y N se combinan se forma amoniaco por lo tanto la concentración de H y N disminuye. Esto ocasiona que la reacción se torne lenta (disminuye rapidez). Cuando ya hay presente amoniaco formado comienza la reacción inversa. Al principio lentamente, a medida que la concentración del amoniaco aumenta la rapidez aumenta. Va a llegar un punto en que ambas reacciones tienen la misma rapidez. En ese punto, el amoniaco se produce con la misma rapidez a la que se descompone. Entones las concentraciones de N, H y NH3 permanecen constantes. El sistema ha alcanzado un equilibrio. Equilibrio porque los dos procesos están ocurriendo simultáneamente y a la misma rapidez.

5 Equilibrio Químico Estado en el cual las reacciones directa e inversa se equilibran entre si porque ocurren a igual rapidez. En equilibrio químico las concentraciones de reactivos y productos son constantes. Esto no significa que las cantidades o concentraciones de reactivos y productos sean iguales. En 1864 los químicos Guldberg y Waage propusieron la Ley de Equilibrio Químico. Ley de Equilibrio Químico establece que a una temperatura dada, un sistema químico puede alcanzar un estado en el cual una razón particular de concentraciones de reactivos y productos tienen un valor constante.

6 Ecuación general de una reacción en equilibrio
𝑎𝐴+𝑏𝐵 𝑐𝐶+𝑑𝐷 Donde; A y B son reactivos C y D son productos a, b, c y d son coeficientes

7 Constante de equilibrio
Si la ley de equilibrio se aplica a esta reacción se obtiene la siguiente razón: 𝐾 𝑒𝑞 = 𝐶 𝑐 𝐷 𝑑 𝐴 𝑎 𝐵 𝑏 Esta razón se llama la expresión de la constante de equilibrio. Los [ ] son las concentraciones molares de reactivos y productos en mol/L. Keq  constante de equilibrio es el valor numérico de la razón de las concentraciones de producto a concentraciones de reactivos, elevando cada concentración a su coeficiente en a ecuación balanceada. Keq  es constante a una temperatura específica. Keq > 1 más producto que reactivo en equilibrio Keq < 1 más reactivo que producto en equilibrio

8 Equilibrio Homogéneo 𝑁 2 𝑔 +3 𝐻 2 𝑔 2𝑁 𝐻 3 (𝑔) 𝐾 𝑒𝑞 = 𝑁𝐻3 2 𝑁2 𝐻2 3
Si todos los reactivos y productos se encuentran en el mismo estado se llama equilibrio homogéneo. Ejemplo: Escribe la expresión de la constante de equilibrio de la reacción en la que se produce amoniaco gaseoso a partir de hidrógeno y nitrógeno. 𝑁 2 𝑔 +3 𝐻 2 𝑔 𝑁 𝐻 3 (𝑔) 𝐾 𝑒𝑞 = 𝑁𝐻 𝑁2 𝐻2 3

9 Práctica 1- N2O4 (g) 2NO2 (g) 2- CO (g) + 3H2 (g) CH4 (g) + H2O (g) 3- 2H2S (g) 2H2 (g) + S2 (g)

10 Equilibrio heterogéneo
Cuando el estado físico de los reactivos y productos de una reacción es diferente se obtiene equilibrio heterogéneo. 𝐾= 𝐶2𝐻5𝑂𝐻 (𝑔) 𝐶2𝐻5𝑂𝐻 (𝑙) C2H5OH (l) C2H5OH (g) En estado líquido el etanol es una sustancia pura ( su concentración es constante a una temperatura dada) Esto se debe a que la concentración de una sustancia pura es su densidad en unidad de moles/ litros ( a cualquier temperatura la densidad no cambia) Por lo tanto el término del denominador es una constante y se puede combinar con K. 𝐾 𝐶2𝐻5𝑂𝐻 (𝑙) = 𝐶2𝐻5𝑂𝐻 (𝑔) =𝐾𝑒𝑞 𝐾𝑒𝑞= [𝐶2𝐻5𝑂𝐻 (𝑔)]

11 Continuación 𝐼2 𝑠 𝐼2 (𝑔) 𝐾𝑒𝑞=[𝐼2 (𝑔)]
Los sólidos también son sustancias puras cuyas concentraciones no cambian. 𝐼2 𝑠 𝐼2 (𝑔) 𝐾𝑒𝑞=[𝐼2 (𝑔)]

12 Ejemplo #1 2𝑁𝑎𝐻𝐶𝑂3 𝑠 𝑁𝑎2𝐶𝑂3 𝑠 +𝐶𝑂2 𝑔 +𝐻2𝑂(𝑔)
Escribe la expresión de la constante de equilibrio para la descomposición del bicarbonato de sodio ( carbonato ácido de sodio) 2𝑁𝑎𝐻𝐶𝑂3 𝑠 𝑁𝑎2𝐶𝑂3 𝑠 +𝐶𝑂2 𝑔 +𝐻2𝑂(𝑔) 𝐾𝑒𝑞= 𝑁𝑎2𝐶𝑂3 𝑠 𝐶𝑂2 𝑔 [𝐻2𝑂 (𝑔)] [𝑁𝑎𝐻𝐶𝑂3 𝑠 ] 𝐾𝑒𝑞= 𝐶𝑂2 𝑔 [𝐻2𝑂 𝑔 ]

13 Práctica Escribe la expresión de la constante de equilibrio para cada una de las siguientes reacciones. 1- CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g) 2- H2O (l) H2O (g) 3- C (s) + H2O (g) CO (g) + H2 (g) 4- FeO (s) + CO (g) Fe (s) + CO2 (g)

14 Determina la constante de equilibrio
En una reacción dada a una temperatura dada, Keq será igual sin tener en cuenta las concentraciones iniciales de reactivos y productos. Ejemplo: Calcule el valor de Keq para la ecuación y los valores de concentración son: [NH3]=0.933 M, [N2]=0.533 mol/L y [H2]= mol/L. 𝑁 2 𝑔 +3 𝐻 2 𝑔 𝑁 𝐻 3 (𝑔) Si la reacción es la misma ( mismos reactivos y productos) no importa cuales sean sus concentraciones la constantes siempre va a ser la misma a una temperatura dada. 𝐾𝑒𝑞= 𝑁𝐻3 2 [𝑁2] 𝐻2 3 𝐾𝑒𝑞= 𝑚𝑜𝑙/𝐿 𝑚𝑜𝑙 𝐿 𝑚𝑜𝑙 𝐿 =0.399

15 Práctica: 1- Determina Keq a 400 K en la descomposición de pentacloruro de fósforo, si [PCl5]=0.135 mol/L, [PCl3]=0.550 mol/L y [Cl2]=0.550 mol/L. La ecuación de la reacción es PCl5 (g) PCl3 (g) + Cl2 (g) 2. Calcula Keq en el siguiente equilibrio cuando [SO3]= mol/L, [SO2]= mol/L, y [O2]= mol/L 2SO3 (g) 2SO2 (g) + O2 (g)

16 El Principio de Le Chatelier
Establece que si una reacción en equilibrio es perturbada desde el exterior, el sistema evoluciona en el sentido de contrarrestar los efectos de dicha perturbación. Cambios en concentración Cambios en el volumen/ presión Cambios en temperatura Efecto catalizador

17 Cambios en concentración
Cuando se modifica la concentración de uno de los reactivos o productos la reacción pierde el equilibrio y se desplaza hacia el lado que reestablezca el equilibrio. 𝐶𝑂 𝑔 +3𝐻2 𝑔 𝐶𝐻4 𝑔 +𝐻2𝑂 (𝑔) [ ] iniciales  0.30 M 0.1 M 0.059 M 0.02 M Si aumentamos la concentración de uno de los reactivos la reacción sale del equilibrio y comienza a producir más productos 𝐶𝑂 𝑔 +3𝐻2 𝑔 𝐶𝐻4 𝑔 +𝐻2𝑂 (𝑔) Con el tiempo la reacción queda en equilibrio cuando la [ ] de CO y H2 disminuye.

18 Continuación Cualquier aumento en reactivo termina en un desplazamiento a la derecha y producto adicional y viceversa.

19 Cambios en volumen / presión
Las variaciones de presión solo afecta a los equilibrios en los que interviene algún gas y cuando hay variaciones en el volumen. En la reacción de formación de amoniaco hay cuatro moles en los reactivos y 2 moles en los productos; por lo tanto hay una disminución de volumen de izquierda a derecha. Si disminuimos el volumen el efecto inmediato es un aumento en la concentración de las especies gaseosas y por lo tanto de la presión del recipiente. El aumento se compensa si parte del N2 y H2 se combinan dando NH3, así se redue el núm. Total de moles gaseosos y la presión total. El equilibrio se desplaza hacia la derecho. Si aumenta el volumen pasa lo contrari0. 𝑁 2 𝑔 +3 𝐻 2 𝑔 𝑁 𝐻 3 (𝑔)

20 Continuación Solo funciona si el número de moles de reactivos gaseosos y productos son diferentes. No funciona porque hay 2 moles en los reactivos y productos. 𝐻2 𝑔 +𝐼2 𝑔 𝐻𝐼 (𝑔)

21 Cambios en temperatura
Un cambio en temperatura altera el equilibrio y la k equilibrio. Casi todos las reacciones químicas son exotérmicas o endotérmicas. Exotérmicas Endotérmicas Liberan calor Un aumento de la temperatura produce un desplazamiento del equilibrio hacia la formación de reactivos, al disminuir Keq con la temperatura. Parte de los productos se van a transformar en reactivos hasta alcanzar equilibrio. Absorben calor Un aumento de la temperatura produce un desplazamiento del equilibrio hacia la formación de los productos ya que Keq aumenta con la temperatura.

22 Efecto Catalizador Catalizador acelera una reacción química.
No afectan el equilibrio químico porque aceleran la reacción en ambas direcciones. El único efecto es hacer que el equilibrio se alcance más rápido.

23 Uso de la constante de equilibrio
Ejemplo #1 A 1,405 K, el sulfuro de hidrógeno, gas de huevo podrido, se descompone formando hidrógeno y una molécula diatómica de azufre, S2. La constante de equilibrio de la reacción es 2.27 x 10-3 2𝐻2𝑆 𝑔 𝐻2 𝑔 +𝑆2 (𝑔) ¿Cuál es la concentración de hidrógeno gaseoso, si [S2]= mol/L y [H2S]= mol/L? 𝐾𝑒𝑞= 𝐻2 2 [𝑆2] 𝐻2𝑆 2 𝐻2 = (2.27 × 10 −3 )( 𝑚𝑜𝑙 𝐿 ) 2 ( 𝑚𝑜𝑙 𝐿 ) Datos: [S2]= mol/L [H2S]=0.184 mol/L [H2]=? Keq= 2.27 x 10-3 Al conocer la expresión de la constante de equilibrio podemos calcular la concentración e cualquier sustancia involucrada. Debemos conocer las concentraciones de las demás sustancias presentes en la reacción química. 𝐻2 2 = 𝐾𝑒𝑞[ 𝐻2𝑆] 2 [𝑆2] 𝐻2 = 𝑚𝑜𝑙/𝐿 𝐻2 = 𝐾𝑒𝑞 [𝐻2𝑆] 2 [𝑆2]

24 Práctica 1- Keq es 1.60 a 933K en esta reacción H2(g) + CO2 (g) H2O (g)+ CO(g) Calcula la concentración de equilibrio del hidrógeno cuando [CO2]=0.320 mol/L, [H2O]=0.240 mol/L y [CO]=0.280 mol/L. 2- A 2,273 K, Keq es 6.2 x 10-4 en la reacción N2 (g) + O2 (g) 2NO (g). Si [N2]= mol/L y [O2]= mol/L, ¿cuál es la concentración de NO en equilibrio?