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Equilibrio químico Contenidos 1.- Concepto de equilibrio químico. 1.1. Características. Aspecto dinámico de las reacciones químicas. 2.- Ley de acción.

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2 Equilibrio químico

3 Contenidos 1.- Concepto de equilibrio químico Características. Aspecto dinámico de las reacciones químicas. 2.- Ley de acción de masas. K C. 3.- Grado de disociación Relación K C con. 4.- K p. Relación con K c 4.1. Magnitud de las constantes de equilibrio. 5.- Cociente de reacción. 6.- Modificaciones del equilibrio. Principio de Le Chatelier Concentración en reactivos y productos Cambios de presión y temperatura Principio de Le Chatelier Importacia en procesos industriales. 7.- Equilibrios heterogéneos. 07/05/20142

4 ¿Qué es un equilibrio químico? Es una reacción que nunca llega a completarse, pues se produce en ambos sentidos (los reactivos forman productos, y a su vez, éstos forman de nuevo reactivos). Cuando las concentraciones de cada una de las sustancias que intervienen (reactivos o productos) se estabiliza se llega al EQUILIBRIO QUÍMICO. 07/05/20143

5 El estado de equilibrio químico de una reacción reversible es el estado final en el que las velocidades de reacción directa e inversa son iguales y las concentraciones de las sustancias que intervienen permanecen constantes. El equilibrio químico es un estado dinámico, ya que hay una incesante transformación química de las sustancias en los dos sentidos de la reacción reversible, a pesar de que las concentraciones de reactivos y productos se mantengan constantes. 07/05/20144

6 Equilibrio de moléculas (H 2 + I 2 2 HI) 07/05/20145 © GRUPO ANAYA. S.A.

7 Variación de la concentración con el tiempo (H 2 + I 2 2 HI) 07/05/20146 Equilibrio químico Concentraciones (mol/l) Tiempo (s) [HI] [I 2 ] [H 2 ]

8 Reacción: H 2 + I 2 2 HI 07/05/20147

9 Ejemplo: Tengamos el equilibrio: 2 SO 2 (g) + O 2 (g) 2 SO 3 (g). Se hacen cinco experimentos con diferentes concentraciones iniciales de ambos reactivos (SO 2 y O 2 ). Se produce la reacción y una vez alcanzado el equilibrio se miden las concentraciones observándose los siguientes datos: Concentr. iniciales (mol/l) Concentr. equilibrio (mol/l) [SO 2 ] [O 2 ] [SO 3 ] [SO 2 ] [O 2 ] [SO 3 ] KcKcKcKc Exp 1 0,200,200,0300,1550,170279,2 Exp 2 0,150,400,0140,3320,135280,7 Exp 3 0,200,0530,0260,143280,0 Exp 4 0,700,1320,0660,568280,5 Exp 5 0,150,400,250,0370,3430,363280,6 07/05/20148

10 En la reacción anterior: 2 SO 2 (g) + O 2 (g) 2 SO 3 (g) Se observa que el cociente entre las concentraciones de productos y reactivos (K C )se mantiene constante y se obtiene aplicando la expresión: y, como se ve, es prácticamente constante. Concentr. iniciales (mol/l) Concentr. equilibrio (mol/l) [SO 2 ] [O 2 ] [SO 3 ] [SO 2 ] [O 2 ] [SO 3 ] KcKcKcKc Exp 1 0,2000,2000,0300,1150,170279,2 Exp 2 0,1500,4000,0140,3320,135280,1 Exp 3 0,2000,0530,0260,143280,0 Exp 4 0,7000,1320,0660,568280,5 Exp 5 0,1500,4000,2500,0370,3430,363280,6 07/05/20149

11 Constante de equilibrio (K c ) En una reacción cualquiera: a A + b B c C + d D la constante K c tomará el valor: Expresión conocida como Ley de acción de masas para concentraciones en el equilibrio K c cambia con la temperatura ¡ ATENCIÓN !: Sólo se incluyen las especies gaseosas y/o en disolución. Las especies en estado sólido o líquido tienen concentración constante y por tanto, se integran en la constante de equilibrio. 07/05/201410

12 Equilibrios homogéneos Un equilibrio se denomina homogéneo cuando todas las especies se encuentran en la misma fase. Es el caso del equilibrio anterior y, en general, de los constituidos exclusivamente por gases o por sustancias en disolución. 07/05/201411

13 Constante de equilibrio (K c ) En la reacción anterior: H 2 (g)+ I 2 (g) 2 HI (g) El valor de K C, dada su expresión, depende del ajuste de la reacción. Ajustada como: ½ H 2 (g) + ½ I 2 (g) HI (g) la constante sería la raíz cuadrada de la anterior. 07/05/201412

14 Ejercicio A: Escribir las expresiones de K C para los siguientes equilibrios químicos: a) N 2 O 4 (g) 2 NO 2 (g); b) 2 NO(g) + Cl 2 (g) 2 NOCl(g); c) CaCO 3 (s) CaO(s) + CO 2 (g); d) 2 NaHCO 3 (s) Na 2 CO 3 (s) + H 2 O(g) + CO 2 (g). a) b) 07/05/ c) d)

15 Significado del valor de K c 07/05/ tiempo K C 10 0 concentración tiempo K C > 10 5 concentración K C < concentración tiempo

16 Significado de K c El valor de K c proporciona información del progreso de la reacción y su rendimiento. K c grande: equilibrio desplazado hacia la derecha. Alto rendimiento en la formación de productos. K c muy pequeño: el equilibrio está desplazado hacia la izquierda. El rendimiento es muy bajo. 07/05/201415

17 Ejemplo: En recipiente de 10 litros se introduce una mezcla de 4 moles de N 2 (g) y 12 moles de H 2 (g); a) escribir la reacción de equilibrio; b) si establecido éste se observa que hay 0,92 moles de NH 3 (g), determinar las concentraciones de N 2 e H 2 en el equilibrio y la constante K c. a) Equilibrio: 1N 2 (g) + 3 H 2 (g) 2 NH 3 (g) Moles inic.: Moles equil.: 4 – 0,46 12 – 1,38 0,92 b) 3,54 10,62 0,92 conc. eq(mol/l) 0,354 1,062 0,092 NH 3 2 0,092 2 M 2 K c = = = 1,996 · 10 –2 M –2 H 2 3 · N 2 1,062 3 · 0,354 M 4 07/05/201416

18 Ejercicio B: En un recipiente de 250 ml se introducen 3 g de PCl 5, estableciéndose el equilibrio: PCl 5 (g) PCl 3 (g) + Cl 2 (g). Sabiendo que K C a la temperatura del experimento es 0,48, determinar composición molar en equilibrio.. Equilibrio: PCl 5 (g) PCl 3 (g) + Cl 2 (g) Moles inic.: 3/208,2 0 0 Moles equil. 0,0144 – x x x 07/05/ Moles equil. 0,0014 0,013 0,013

19 El cociente de reacción 07/05/ La aplicación de la ley de acción de masas a una reacción general que no haya conseguido el equilibrio es: a A + b B c C + d D El cociente de reacción Qc es el valor que se obtiene al sustituir las concentraciones de una mezcla reaccionante en la expresión de la constante Kc correspondiente a la reacción en el estado de equilibrio. Qc nos sirve para saber si una mezcla determinada está en equilibrio y si no está, en que sentido debe progresar.

20 El cociente de reacción QC >kc El sistema no está en equilibrio. Para alcanzarlo deben consumirse los productos y formarse reactivos. QC =kc El sistema está en equilibrio. QC

21 Constante de equilibrio (K p ) En las reacciones en que intervengan gases es mas sencillo medir presiones parciales que concentraciones: a A + b B c C + d D y se observa la constancia de K p viene definida por: 07/05/201420

22 Constante de equilibrio (K p ) En la reacción vista anteriormente: 2 SO 2 (g) + O 2 (g) 2 SO 3 (g) p(SO 3 ) 2 K p = p(SO 2 ) 2 · p(O 2 ) De la ecuación general de los gases: P ·V = n ·R·T se obtiene: n P = ·R ·T = concentración · R · T V SO 3 2 (RT) 2 K p = = K c · (RT) –1 SO 2 2 (RT) 2 · O 2 (RT) 07/05/201421

23 Constante de equilibrio (K p ) Vemos, pues, que K P puede depender de la temperatura siempre que haya cambio en el nº de moles de gases p c c · p D d C c (RT) c · D d (RT) d K p = = = p A a · p B b A a (RT) a · B b (RT) b en donde n = incremento nº de moles de gases = (n productos – n reactivos ) 07/05/201422

24 Ejemplo: Calcular la constante K p a 1000º K en la reacción de formación del amoniaco vista anteriormente. (K C = 1,996 ·10 –2 M –2 ) N 2 (g) + 3 H 2 (g) 2 NH 3 (g) n = n productos – n reactivos = 2 – (1 + 3) = –2 K P = K c · (RT) n = L 2 atm·L –2 1,996 ·10 –2 · 0,082 ·1000K = mol 2 mol · K K p = 2,97 · 10 –6 atm –2 07/05/201423

25 La constante de equilibrio de la reacción: N 2 O 4 2 NO 2 vale 0,671 a 45ºC. Calcule la presión total en el equilibrio en un recipiente que se ha llenado con N 2 O 4 a 10 atmósferas y a dicha temperatura. Datos: R = 0,082 atm·l·mol -1 ·K -1. De la ecuación de los gases podemos deducir: p 10 atm · mol ·K [N 2 O 4 ] inic. = = = 0, 38 M R · T 0,082 atm·L · 318 K Equilibrio: N 2 O 4 2 NO 2 conc. Inic. (M) 0,38 0 conc. Equil. (M)0,38 – x 2x NO 2 2 4x 2 K c = = = 0,671 x = 0,18 N 2 O 4 0,38 – x 07/05/ Problema Selectividad (Junio 97)

26 07/05/ Equilibrio: N 2 O 4 2 NO 2 conc. Inic. (M) 0,38 0 conc. Equil. (M) 0,20 0,36 p TOTAL = ( N 2 O 4 eq + NO 2 eq )·R·T = 0,082 atm·L (0,20 M + 0,36 M) · ·318 K = 14,6 atm mol ·K Problema Selectividad (Junio 97)

27 Magnitud de K c y K p. H 2 (g) + Cl 2 (g) 2 HCl (g) K c (298 K) = 2,5 ·10 33 La reacción está muy desplazada a la derecha, es decir, apenas quedan reactivos. H 2 (g) + I 2 (g) 2 HI(g) K c (698 K) = 55,0 Se trata de un verdadero equilibrio. N 2 (g) + O 2 (g) 2 NO (g) K c (298 K) = 5,3 ·10 –31 La reacción está muy desplazada a la izquierda, es decir, apenas se forman productos. 07/05/ tiempo K C 10 0 concentración tiempo K C > 10 5 concentración K C < concentración tiempo

28 Grado de disociación ( ). En reacciones con un único reactivo que se disocia en dos o más. Es la fracción de un mol que se disocia (tanto por 1). En consecuencia, el % de sustancia disociada es igual a 100 ·. 07/05/201427

29 Ejemplo: En un matraz de 5 litros se introducen 2 moles de PCl 5 (g) y 1 mol de de PCl 3 (g) y se establece el siguiente equilibrio: PCl 5 (g) PCl 3 (g) + Cl 2 (g). Sabiendo que K c (250 ºC) = 0,042; a) ¿cuáles son las concentraciones de cada sustancia en el equilibrio?; b) ¿cuál es el grado de disociación? a) Equilibrio: PCl 5 (g) PCl 3 (g) + Cl 2 (g) Moles inic.: Moles equil. 2– x 1 + x x conc. eq(mol/l)(2– x)/5 (1 + x)/5 x/5 PCl 3 · Cl 2 (1+x)/5 ·x/5 K c = = = 0,042 PCl 5 (2– x)/5 De donde se deduce que x = 0,28 moles 07/05/201428

30 07/05/ PCl 5 = (2– 0,28)/5 = 0,342 mol/l PCl 3 = (1+ 0,28)/5 = 0,256 mol/l Cl 2 = 0,28 /5 = 0,056 mol/l b) Si de 2 moles de PCl 5 se disocian 0,28 moles en PCl 3 y Cl 2, de cada mol de PCl 5 se disociarán 0,14. Por tanto, = 0,14, lo que viene a decir que el PCl 5 se ha disociado en un 14 %.

31 Relación entre K c y. Sea una reacción A B + C. Si llamamos c = [A] inicial y suponemos que en principio sólo existe sustancia A, tendremos que: Equilibrio: A B + C Conc. Inic. (mol/l): c 0 0 conc. eq(mol/l) c(1– ) c · c · B · C c · · c · c · 2 K c = = = A c · (1– ) (1– ) En el caso de que la sustancia esté poco disociada (K c muy pequeña): << 1 y K c c · 2 07/05/201430

32 Ejemplo: En un matraz de 5 litros se introducen 2 moles de PCl 5 (g) y 1 mol de de PCl 3 (g) y se establece el siguiente equilibrio: PCl 5 (g) PCl 3 (g) + Cl 2 (g). Sabiendo que K c (250 ºC) = 0,042 a) ¿cuáles son las concentraciones de cada sustancia en el equilibrio?; b) ¿cuál es el grado de disociación? a) Equilibrio: PCl 5 (g) PCl 3 (g) + Cl 2 (g) Conc. inic.: 2/51/50 conc. eq(mol/l):0,4(1– ) 0,2+0,4 · 0,4 · PCl 3 · Cl 2 (0,2+0,4 · )· 0,4 · K c = = = 0,042 PCl 5 0,4(1– ) b) En este caso y dado el valor de la constante no debe despreciarse frente a 1, por lo que deberíamos resolver el sistema: = 0,14 07/05/201431

33 Ejercicio D: En el equilibrio anterior (K c = 0,042): PCl 5 (g) PCl 3 (g) + Cl 2 (g) ¿cuál sería el grado de disociación y el número de moles en el equilibrio de las tres sustancias si pusiéramos únicamente 2 moles de PCl 5 (g) en los 5 litros del matraz? Equilibrio: PCl 5 (g) PCl 3 (g) + Cl 2 (g) Conc. inic.: 2/5 00 conc. eq(mol/l) 0,4(1– ) 0,4 · 0,4 · PCl 3 · Cl 2 0,4 · 2 K c = = = 0,042 PCl 5 (1– ) En este caso y dado el valor de la constante no debe despreciarse frente a 1, por lo que deberíamos resolver el sistema: = 0,276 07/05/201432

34 07/05/ Como = 0,276 PCl 5 = 0,4 mol/l · (1– 0,276) = 0,29 mol/l PCl 3 = 0,4 mol/l · 0,276 = 0,11 mol/l Cl 2 = 0,4 mol/l · 0,276 = 0,11 mol/l n(PCl 5 ) = 0,29 mol/l · 5 l = n(PCl 3 ) = 0,11 mol/l · 5 l = n(Cl 2 ) = 0,11 mol/l · 5 l = 1,45 moles 0,55 moles

35 Ejercicio E: A 450 ºC y 10 atm de presión el NH 3 (g) está disociado en un 95,7 % según la reacción: 2 NH 3 (g) N 2 (g) + 3 H 2 (g). Calcular K C y K P a dicha temperatura. 2 NH 3 (g) N 2 (g) + 3 H 2 (g) n inic. (mol) n 0 0 n equil. (mol) n(1– ) n /2 3n /2 0,043 n 0,4785 n 1,4355 n n total = 0,043 n + 0,4785 n + 1,4355 n = 1,957 n La presión parcial depende de la fracción molar. n(NH 3 ) 0,043 n p(NH 3 ) = ·p total = ·10 atm = 0,22 atm n total 1,957 n Análogamente: p(N 2 ) = (0,4785/1,957) ·10 atm = 2,445 atm p(H 2 ) = (1,4355 /1,957) ·10 atm = 7,335 atm. 07/05/201434

36 07/05/ p(NH 3 ) = 0,22 atm p(N 2 ) = 2,445 atm p(H 2 ) = 7,335 atm p(H 2 ) 3 p(N 2 ) (7,335 atm) 3 · 2,445 atm K p = = = p(NH 3 ) 2 (0,22 atm) 2 K P = 1,99·10 4 atm 2 K P 1,99·10 4 atm 2 K C = = = 5,66 M 2 (RT) 2 (0,082 atm·M –1 ·K –1 ) 2 ·(723 K) 2

37 También puede resolverse: 2 NH 3 (g) N 2 (g) + 3 H 2 (g) Conc inic. (M) c 0 0 Conc. Equil. (M) c (1– ) c /2 3c /2 0,043 c 0,4785 c 1,4355 c La presión total depende del nº de moles total y por tanto de la concentración total: c total = 0,043 c + 0,4785 c + 1,4355 c = 1,957 c Aplicando la ley de los gases: c total = p / R ·T c total =10 atm/(0,082 atm·l/mol·K)·723K = 0,169 M c= c total / 1,957 = 0,086 M NH 3 = 0,043 ·0,086 M = 3,7 · 10 –3 M Igualmente N 2 = 4,1 ·10 –2 M y H 2 = 0,123 M H 2 3 · N 2 (0,123 M) 3 · 4,1 ·10 –2 M K c = = = 5,6 M 2 NH 3 2 (3,7 · 10 –3 M) 2 K P = K c ·(RT) n = 5,6 ·M 2 (0,082 atm·M –1 ·K –1 ·723 K) 2 = 2,0 ·10 4 atm 2 07/05/201436

38 Cociente de reacción (Q) En una reacción cualquiera: a A + b B c C + d D se llama cociente de reacción a: Es la misma fórmula que la K c pero las concentraciones no tienen porqué ser las del equilibrio. 07/05/201437

39 Cociente de reacción (Q) Si Q = K c entonces el sistema está en equilibrio. Si Q < K c el sistema evolucionará hacia la derecha, es decir, aumentarán las concentraciones de los productos y disminuirán las de los reactivos hasta que Q se iguale con K c. Si Q > K c el sistema evolucionará hacia la izquierda, es decir, aumentarán las concentraciones de los reactivos y disminuirán las de los productos hasta que Q se iguale con K c 07/05/201438

40 Ejemplo: En un recipiente de 3 litros se introducen 0,6 moles de HI, 0,3 moles de H 2 y 0,3 moles de I 2 a 490ºC. Si K c = 0,022 a 490ºC para 2 HI(g) H 2 (g) + I 2 (g) a) ¿se encuentra en equilibrio?; b) Caso de no encontrarse, ¿cuantos moles de HI, H 2 e I 2 habrá en el equilibrio? a) [H 2 ] · [I 2 ] 0,3/3 · 0,3/3 Q = = = 0,25 [HI] 2 (0,6/3) 2 Como Q > K c el sistema no se encuentra en equilibrio y la reacción se desplazará hacia la izquierda. 07/05/201439

41 07/05/ b) Equilibrio: 2 HI(g) I 2 (g) + H 2 (g) Moles inic.: 0,6 0,3 0,3 Moles equil. 0,6 + 2 x 0,3 – x 0,3 – x 0,6 + 2 x 0,3 – x 0,3 – x conc. eq(mol/l) 3 3 3

42 07/05/ ,3 – x 0,3 – x · 3 3 K c = = 0,022 0,6 + 2 x 2 3 0,3 – x 0,3 – x · 3 3 K c = = 0,022 0,6 + 2 x 2 3 Resolviendo se obtiene que: x= 0,163 moles Equil: 2 HI(g) I 2 (g) + H 2 (g) Mol eq: 0,6+2·0,163 0,3–0,163 0,3–0,163 n(HI) = 0,93 mol n(I 2 ) = 0,14 mol n(H 2 ) = 0,14 mol n(HI) = 0,93 mol n(I 2 ) = 0,14 mol n(H 2 ) = 0,14 mol

43 07/05/ Ecuación de Vant Hoff

44 Modificaciones del equilibrio Si un sistema se encuentra en equilibrio (Q = K c ) 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. 07/05/201443

45 Cambio en la concentración de alguno de los reactivos o productos. Si una vez establecido un equilibrio se varía la concentración algún reactivo o producto el equilibrio desaparece y se tiende hacia un nuevo equilibrio. Las concentraciones iniciales de este nuevo equilibrio son las del equilibrio anterior con las variaciones que se hayan introducido. Lógicamente, la constante del nuevo equilibrio es la misma, por lo que si aumenta [ reactivos], Q y la tendencia es a [ reactivos] y, en consecuencia, que [productos]. 07/05/201444

46 Ejemplo: En el equilibrio anterior: PCl 5 (g) PCl 3 (g) + Cl 2 (g) ya sabemos que partiendo de 2 moles de PCl 5 (g) en un volumen de 5 litros, el equilibrio se conseguía con 1,45 moles de PCl 5, 0,55 moles de PCl 3 y 0,55 moles de Cl 2 ¿cuántos moles habrá en el nuevo equilibrio si una vez alcanzado el primero añadimos 1 mol de Cl 2 al matraz? (K c = 0,042) Equilibrio: PCl 5 (g) PCl 3 (g) + Cl 2 (g) Moles inic.: 1,45 0,55 1,55 Moles equil. 1,45 + x 0,55 – x 1,55– x 1,45 + x 0,55 – x 1,55– x conc. eq(mol/l) /05/201445

47 0,55 – x 1,55– x · 5 5 K c = = 0,042 1,45 + x 5 Resolviendo: x = 0,268 Equilibrio: PCl 5 (g) PCl 3 (g) + Cl 2 (g) n eq (mol) 1,45+0,268 0,55–0,268 1,55–0,268 1,718 0,282 1,282 conc (mol/l) 0,3436 0,0564 0,2564 El equilibrio se ha desplazado a la izquierda. Se puede comprobar como: 0,0564 M · 0,2564 M = 0,042 0,3436 M 07/05/201446

48 Cambio en la presión (o volumen) En cualquier equilibrio en el que haya un cambio en el número de moles entre reactivos y productos como por ejemplo : A B+ C (en el caso de una disociación es un aumento del número de moles) ya se vio que K c c · 2 Al aumentar p (o disminuir el volumen) aumenta la concentración y eso lleva consigo una menor, es decir, el equilibrio se desplaza hacia la izquierda que es donde menos moles hay. 07/05/201447

49 07/05/ Este desplazamiento del equilibrio hacia donde menos moles haya al aumentar la presión es válido y generalizable para cualquier equilibrio en el que intervengan gases. Lógicamente, si la presión disminuye, el efecto es el contrario. Si el número de moles total de reactivos es igual al de productos (a+b =c+d) se pueden eliminar todos los volúmenes en la expresión de K c, con lo que éste no afecta al equilibrio (y por tanto, tampoco la presión).

50 Una mezcla gaseosa constituida inicialmente por 3,5 moles de hidrógeno y 2,5 de yodo, se calienta a 400ºC con lo que al alcanzar el equilibrio se obtienen 4.5 moles de HI, siendo el volumen del recipiente de reacción de 10 litros. Calcule: a) El valor de las constantes de equilibrio K c y K p ; b) La concentración de los compuestos si el volumen se reduce a la mitad manteniendo constante la temperatura a 400ºC. a) Equilibrio: H 2 (g) + I 2 (g) 2 HI (g) Moles inic.: 3,5 2,5 0 Moles reac: 2,25 2,25 (4,5) Moles equil. 1,25 0,25 4,5 conc. eq(mol/l) 0,125 0,025 0,45 HI 2 0,45 2 M 2 K c = = = 64,8 H 2 · I 2 0,125 M · 0,025 M K P = K c · (RT) 0 = 64,8 07/05/ Problema Selectividad (Junio 98)

51 07/05/ b) En este caso el volumen no influye en el equilibrio, pues al haber el mismo nº de moles de reactivos y productos, se eliminan todas las V en la expresión de K C. Por tanto, las concentraciones de reactivos y productos, simplemente se duplican: H 2 = 1,25 mol/5 L = 0,250 M I 2 = 0,25 mol/5 L = 0, 050 M HI =4,5 mol/ 5 L = 0,90 M Se puede comprobar que: HI 2 (0,90 M) 2 K c = = = 64,8 H 2 · I 2 0,250 M · 0,050 M Problema Selectividad (Junio 98)

52 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). 07/05/201451

53 Ejemplo: ¿Hacia dónde se desplazará el equilibrio al: a) disminuir la presión? b) aumentar la temperatura? H 2 O(g) + C(s) CO(g) + H 2 (g) ( H > 0) Hay que tener en cuenta que las concentraciones de los sólidos ya están incluidas en la K c por ser constantes. CO · H 2 K c = H 2 O a) Al p el equilibrio (donde más moles de gases hay: 1 de CO + 1 de H 2 frente a 1 sólo de H 2 O) b) Al T el equilibrio también se desplaza hacia donde se consume calor por ser la reacción endotérmica. 07/05/201452

54 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. 07/05/201453

55 Variaciones en el equilibrio [reactivos] > 0 [reactivos] < 0 [productos] > 0 [productos] < 0 T > 0 (exotérmicas) T > 0 (endotérmicas) T < 0 (exotérmicas) T < 0 (endotérmicas) p > 0 Hacia donde menos nº moles de gases p < 0 Hacia donde más nº moles de gases 07/05/ MUY IMPORTANTE

56 Importancia en procesos industriales. Es muy importante en la industria el saber qué condiciones favorecen el desplaza-miento de un equilibrio hacia la formación de un producto, pues se conseguirá un mayor rendimiento, en dicho proceso. En la síntesis de Haber en la formación de amoniaco [N 2 (g) + 3 H 2 (g) 2 NH 3 (g)], exotérmica, la formación de amoniaco está favorecida por altas presiones y por una baja temperatura. Por ello esta reacción se lleva a cabo a altísima presión y a una temperatura relativamente baja, aunque no puede ser muy baja para que la reacción no sea muy lenta. Hay que mantener un equilibrio entre rendimiento y tiempo de reacción. 07/05/201455

57 Equilibrios heterogéneos Se habla de reacción homogénea cuando tanto reactivos como productos se encuentran en el mismo estado físico. En cambio, si entre las sustancias que intervienen en la reacción se distinguen varias fases o estados físicos, hablaremos de reacciones heterogéneas. Por ejemplo, la reacción: CaCO 3 (s) CaO(s) + CO 2 (g) se trata de un equilibrio heterogéneo. Aplicando la ley de acción de masas: 07/05/201456

58 07/05/ Sin embargo, las concentraciones (n/V) de ambas sustancias sólidas (CaCO 3 y CaO) son constantes, al igual que las densidades de sustancias puras (m/V) son también constantes. Por ello, agrupando las constantes en una sola a la que llamaremos K C se tiene: K C = [CO 2 ] Análogamente: K P = p(CO 2 ) ¡ATENCIÓN!: En la expresión de K C de la ley de acción de masas sólo aparecen las concentraciones de gases y sustancias en disolución, mientras que en la expresión de K P únicamente aparecen las presiones parciales de las sustancias gaseosas.

59 Ejemplo: En un recipiente se introduce cierta cantidad de carbamato amónico, NH 4 CO 2 NH 2 sólido que se disocia en amoniaco y dióxido de carbono cuando se evapora a 25ºC. Sabiendo que la constante K P para el equilibrio NH 4 CO 2 NH 2 (s) 2 NH 3 (g) + CO 2 (g) y a esa temperatura vale 2,3· Calcular K C y las presiones parciales en el equilibrio. Equilibrio: NH 4 CO 2 NH 2 (s) 2 NH 3 (g) + CO 2 (g) n(mol) equil. n – x 2x x Luego p(NH 3 ) = 2 p(CO 2 ) ya que la presión parcial es directamente proporcional al nº de moles. K P = 2,3x10 -4 = p(NH 3 ) 2 x p(CO 2 ) = 4p(CO 2 ) 3 Despejando se obtiene que: p(CO 2 ) = 0,039 atm : p(NH 3 ) = 0,078 atm. 07/05/201458

60 Reacciones de precipitación. Son reacciones de equilibrio heterogéneo sólido-líquido. La fase sólida contiene una sustancia poco soluble (normalmente una sal) La fase líquida contiene los iones producidos en la disociación de la sustancia sólida. Normalmente el disolvente suele tratarse de agua. 07/05/201459

61 Solubilidad (s) Es la máxima concentración molar de soluto en un determinado disolvente, es decir, la molaridad de la disolución saturada de dicho soluto. Depende de: – La temperatura. Normalmente es mayor a mayor temperatura debido a la mayor energía del cristal para romper uniones entre iones. – Energía reticular. Si la energía de solvatación es mayor que la reticular U se favorece la disolución. A mayor carácter covalente mayor U y por tanto menor solubilidad. – La entropía. Al diluirse una sal se produce un sistema más desordenado por lo que aunque energéticamente no esté favorecida la disolución ésta puede llegar a producirse. 07/05/201460

62 Producto de solubilidad (K S o P S ) en electrolitos de tipo AB. En un electrolito de tipo AB el equilibrio de solubilidad viene determinado por: AB(s) A + (ac) + B (ac) Conc. inic. (mol/l): c0 0 Conc. eq. (mol/l): cs s La concentración del sólido permanece constante. Y la constante de equilibrio tiene la expresión: Ejemplo: AgCl(s) Ag + (ac) + Cl (ac) K S = [Ag + ] x [Cl ] = s 2 s es la solubilidad de la sal. 07/05/201461

63 Ejemplo: Deduce si se formará precipitado de cloruro de plata cuyo K S = 1,7 x a 25ºC al añadir a 250 cm 3 de cloruro de sodio 0,02 M 50 cm 3 de nitrato de plata 0,5 M. AgCl(s) Ag + (ac) + Cl (ac) K S = [Ag + ] x [Cl ] = s 2 n(Cl ) = 0,25 L x 0,02 mol/L = 0,005 mol Igualmente: n(Ag + ) = 0,05 L x 0,5 mol/L = 0,025 mol [Ag + ] x [Cl ] = 0,0167 M x 0,0833 M =1,39 x 10 3 M 2 Como [Ag + ] x [Cl ] > K S entonces precipitará. 07/05/201462

64 Producto de solubilidad en otro tipo de electrolito. Tipo A 2 B: A 2 B (s) 2 A + (ac) + B 2 (ac) Conc. inic. (mol/l): c 0 0 Conc. eq. (mol/l): c 2s s Y la constante de equilibrio tiene la expresión: Las misma expresión será para electrolitos tipo AB 2. Tipo A a B b : A a B b (s) a A b+ (ac) + b B a (ac) Conc. inic. (mol/l): c 0 0 Conc. eq. (mol/l): c as bs 07/05/201463

65 Factores que afectan a la solubilidad Además de la temperatura, existen otro factores que influyen en la solubilidad por afectar a la concentración de uno de los iones de un electrolito poco soluble. Estos son: – Efecto ion común. Formación de un ácido débil. Formación de una base débil. – pH. – Formación de complejos estables. – Reacciones redox. 07/05/201464

66 Efecto ion común. Si a una disolución saturada de un electrolito poco soluble añadimos otra sustancia que aporta uno de los iones, la concentración de éste aumentará. Lógicamente, la concentración del otro ion deberá disminuir para que el producto de las concentraciones de ambos permanezca constante. Como el equilibrio se desplaza a la izquierda la solubilidad, que mide la máxima concentración de soluto disuelto, disminuirá en consecuencia. 07/05/201465

67 Ejemplo: ¿Cuál será la solubilidad del cloruro de plata si añadimos nitrato de plata hasta una concentración final 0,002 M? AgCl(s) Ag + (ac) + Cl (ac) K S = 1,7 x = [Ag + ] x [Cl ] = s 2 Al añadir el AgNO 3, la [Ag + ] sube hasta 2 x 10 3 M, pues se puede despreciar la concentración que había antes. En consecuencia, el equilibrio se desplaza a la izquierda y la [Cl ], es decir, la nueva solubilidad, debe disminuir. 07/05/201466

68 Ejercicio: En equilibrio de disolución de bromuro de plata cuya K s =5,2 x ¿cuál será la nueva solubilidad a ½ litro de disolución saturada 0,2 ml de una disolución 0,001 M de bromuro de potasio? Equilibrio: AgBr (s) Ag + (ac) + Br (ac) Conc. eq. (mol/l): c s s K S = 5,2 x = [Ag + ] x [Br ] = s 2 n(Br ) 0 = 0,5 L x7,2x10 7 mol/L = 3,6x10 7 mol n(Br ) añad = 0,0002 L x 0,001 mol/L = 2x10 7 mol Conc. inic. (mol/l): c7,2x10 7 1,12x10 6 Conc. eq. (mol/l): c 7,2x10 7 x 1,12x10 6 x K S = 5,2 x = (7,2x10 7 x)·(1,12x10 6 x) De donde x = 3,2 x 10 7 s = (7,2 x ,2 x 10 7 ) M = 4,0 x10 7 M 07/05/201467

69 Influencia del pH por formación de un ácido débil. Equilibrio solubil: AB(s) A (ac) + B + (ac) Equilibrio acidez: HA(ac) A (ac) + H + (ac) Si el anión A en que se disocia un electrolito poco soluble forma un ácido débil HA, al aumen-tar la acidez o [H + ] el equilibrio de disociación del ácido se desplazará hacia la izquierda. En consecuencia, disminuirá [A ], con lo que se solubilizará más electrolito AB. Ejemplo: al añadir un ácido fuerte sobre el ZnCO 3, se formará H 2 CO 3, ácido débil, y al disminuir [CO 3 2 ], se disolverá más ZnCO 3, pudiéndose llegar a disolver por completo. 07/05/201468

70 Cambio en la solubilidad por formación de una base débil. Suele producirse a partir de sales solubles que contienen el catión NH 4 +. NH 4 Cl(s) Cl (ac) + NH 4 + (ac) Los NH 4 + reaccionan con los OH formándose NH 4 OH al desplazar el equilibrio de la base hacia la izquierda. Equil base: NH 4 OH (ac) NH 4 + (ac) + OH (ac) Es el método usual de disolver hidróxidos poco solubles tales como el Mg(OH) 2. Equil. Solub.: Mg 2+ (ac) + 2 OH (ac). En consecuencia, disminuirá [OH ], con lo que se solubilizará más Mg(OH) 2. 07/05/201469

71 Formación de un complejo estable. Un ion complejo es un ion formado por más de un átomo o grupo de átomos. Ejemplos: [Al(OH) 4 ], [Zn(CN) 4 ] 2, [AlF 6 ] 3, [Ag(NH 3 ) 2 ] +. De esta manera, se pueden disolver precipita-dos añadiendo, por ejemplo, cianuro de sodio a electrolitos insolubles de cinc como el Zn(OH) 2, ya que al formarse el catión [Zn(CN) 4 ] 2, que es muy estable. Así, disminuirá drásticamente la concentración de Zn 2+, con lo que se disolverá más Zn(OH) 2. Igualmente, pueden disolverse precipitados de AgCl añadiendo amoniaco. 07/05/201470

72 Oxidación o reducción de iones. Si alguno de los iones que intervienen en un equilibrio de solubilidad se oxida o se reduce como consecuencia de añadir un oxidante o reductor, la concentración de este ion disminuirá. En consecuencia, el equilibrio del electrolito insoluble se desplazará hacia al derecha, disolviéndose en mayor cantidad. Ejemplo: El CuS se disuelve fácilmente en ácido nítrico, ya que éste es oxidante y oxida el S 2 a S 0. 3 CuS + 2 NO H + 3 S Cu NO + 4 H 2 O 07/05/201471


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