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Equilibrio en función de las presiones parciales K P y ξ Sesión # 6Curso FQI-FIQ.

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Presentación del tema: "Equilibrio en función de las presiones parciales K P y ξ Sesión # 6Curso FQI-FIQ."— Transcripción de la presentación:

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2 Equilibrio en función de las presiones parciales K P y ξ Sesión # 6Curso FQI-FIQ

3 Objetivos Acoplar los conocimientos previos sobre equilibrio y constantes de equilibrio, aplicándolos a problemas en que se requiera determinar presiones parciales, presión total o cantidades de productos en equilibrio a determinadas condiciones. Identificar los factores que afectan el equilibrio químico y cómo estos pueden o no alterar el valor de las Keq. 2

4 Constante de equilibrio (K p ) En las reacciones en que intervienen gases es más sencillo medir presiones parciales que concentraciones. Dada una reacción general gaseosa: aA + bB cC + dD donde Δ g = c + d – a – b;

5 Constante de equilibrio (K p ) En la reacción vista anteriormente: 2 SO 2(g) + O 2(g) 2 SO 3(g) (P trióxido ) 2 _ K p = (P dióxido ) 2 · P oxígeno Con L.G.G.I. se establece que P i = (n/V)(RT) SO 3 2 (RT) 2 K p = = K c · (RT) –1 SO 2 2 (RT) 2 · O 2 (RT)

6 K P y su relación con K C donde nuevamente Δ g = c+d-a-b = ν g prod - ν g react es decir, la variación o diferencia entre los coeficientes estequiométricos de los gases en la reacción química (productos menos reactivos)

7 Ejemplo 1: Calcular la constante K p a 1000 K en la reacción de formación del amoníaco (K C (1000 K) = ·10 –2 M ) N 2(g) + 3 H 2(g) 2 NH 3(g) Si con R= atm-L/mol K y T = 1000 K siendo: ν = ν productos – ν reactivos = 2 – (1 + 3) = –2 se obtiene: K p = 2.97 · 10 –6 atm –2

8 Ejemplo 2: La constante de equilibrio de la reacción: N 2 O 4 2 NO 2 es de 0.671M 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. sln. De la ecuación de los gases podemos deducir: P 10 atm [N 2 O 4 ] inic. = = = M R · T atm·L · K mol ·K Planteamiento del equilibrio: N 2 O 4 2 NO 2 conc. Inic. (M) cambio durante la rxn -x2x _ conc. Equil. (M) – x 2x NO 2 2 4x 2 K c = = = M N 2 O – x se resuelve con la fórmula general para ec. cuadrática

9 Continuación del ejemplo del N 2 O 4 2 NO 2 Obsérvese la raíz negativa se descarta xq no existen concentraciones negativas Ahora sí, ya conocida x, (o bienxi (ξ) al plantear el equilibrio en función de los moles), se puede determinar la presión total en equilibrio a partir de la ley de Dalton, es decir, sumando las presiones parciales de productos y reactivos en equilibrio.

10 Planteamiento del Equilibrio: N 2 O 4 2 NO 2 conc. Inic. (M) Rxn (0.183) conc. Equil. (M) P TOTAL = ( N 2 O 4 eq + NO 2 eq )·R·T = atm·L (0.20 M M) · · K mol ·K atm P T = atm Continuación del ejemplo 2 (del N 2 O 4 2 NO 2 )

11 ¿Habrá formas alternativas para resolver este mismo problema? ¿Qué dicen? ¿Y si se trabaja con las y i ?

12 N 2 O 4 2 NO 2 moles iniciales Rxn -ξ 2(ξ) moles en equil ξ 2 ξ Ahora se calculan los moles totales, para obtener las fracciones molares, retomando el grado de avance (ξ = x por ser V = 1) calculado antes a partir de K C : n tot = n i en equilibrio = – ξ +2 ξ = ξ = = Entonces… K P = K C (RT)ν = (0.671 mol/L)( atm-L/mol-K * K ) K P = atm = K y * P Tν = [(y NO2 ) 2 /y N2O4 ] * P T (dado que ν g = 1) Siendo: K y = y así P T = atm Forma alternativa de resolver el ejemplo 2, utilizando la K P Suponiendo arbitrariamente un volumen total del recipiente de 1 L … se plantea el equilibrio:

13 Recapitulemos… En las reacciones en que intervienen gases se prefiere plantear el equilibrio en función de las fracciones molares y la presión total:

14 Ahora valoremos de nuevo…. Alcanzamos los objetivos?


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