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El equilibrio en las reacciones químicas

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Presentación del tema: "El equilibrio en las reacciones químicas"— Transcripción de la presentación:

1 El equilibrio en las reacciones químicas
ECUACION DE VAN´T HOFF El equilibrio en las reacciones químicas

2 ¿Desprende o absorbe calor?
Reacciones químicas ¿Cuánto se produce? ¿Cuánto reacciona? ¿Desprende o absorbe calor? ¿Cuánto calor? Tema 2 Estequiometría Tema 3 Termoquímica Tema 4 Espontaneidad ¿Por qué se produce? ¿En qué dirección? Tema 5 Equilibrio ¿Cuándo se alcanza? ¿Cómo modificarlo? Tema 11 Cinética ¿Cómo de rápido va? ¿Cómo acelerarla? Tipos Tema 6 Eq. de fases Tema 9: Eq. solubilidad Tema 8: Eq. ácido-base Tema 10: Eq. redox Tema 7 Disoluciones

3 Equilibrios Mecánico Térmico Material Equilibrio de fases
Gases Sólid/líquidos En disolución Equilibrio de fases Equilibrio químico

4 CONTENIDO 1.- Aspectos básicos del equilibrio químico.
2.- Condición general del equilibrio químico. 3.- Equilibrio químico en sistemas gaseosos ideales. 4.- Equilibrios heterogéneos. 5.- Variación de la constante de equilibrio con la temperatura. 6.- Respuesta del equilibrio a un cambio de condiciones. Principio de Le Châtelier.

5 1 ASPECTOS BÁSICOS DEL EQUILIBRIO QUÍMICO.
Estado de equilibrio: estado en que la composición del sistema permanece fija. 1.1. Perspectiva cualitativa. 1.2. Perspectiva cuantitativa. Equilibrio dinámico. Los sistemas evolucionan espontáneamente hacia un estado de equilibrio. Las propiedades del estado de equilibrio son las mismas, independientemente de la dirección desde la que se alcanza. Ley de acción de masas aA + bB « cC + dD

6 2 CONDICIÓN GENERAL DEL EQUILIBRIO QUÍMICO.
A P y T constantes, el sentido del cambio espontáneo es el sentido de la disminución de G. [Tema 4] Proceso espontáneo: DG < 0 Inicio: DG < 0 Equilibrio: DG = 0 [Tema 4]

7 3 EQUILIBRIO QUÍMICO EN SISTEMAS GASEOSOS IDEALES.
EQUILIBRIO HOMOGÉNEO Para una mezcla de gases ideales: [Levine, pg ] Q : Cociente de reacción Isoterma de reacción

8 Constante de equilibrio termodinámica (adimensional)
Cuando lleguemos al equilibrio: DG = 0 Constante de equilibrio termodinámica (adimensional) Kpº

9 Consecuencias: Si DGº >> 0 ; Kpº << 1 : poca tendencia r ® p Si DGº << 0 ; Kpº >> 1 : mucha tendencia r ® p Kpº > 0 y depende de DGº DGº sólo depende de T; Kpº también. Disponemos de dos formas de determinar Kpº

10 ¿Hacia dónde evoluciona la reacción?
Si Q < Kpº DG < 0 r ® p espontánea Si Q > Kpº DG > 0 r ® p no espontánea (p ® r espontánea) Si Q = Kpº DG = 0 Equilibrio

11 Otras expresiones de la constante de equilibrio
Kp (dimensional) (Pº)-Dn En función de las concentraciones: [Petrucci, pg 635] Kp = Kc (RT)Dn Si Dn = Kpº = Kp = Kc

12 4 EQUILIBRIOS HETEROGÉNEOS.
Aquéllos en los que las sustancias están en fases distintas p.ej.: CaCO3 (s) « CaO (s) + CO2 (g) La situación de equilibrio no se ve afectada por la cantidad de sólido o líquido, siempre y cuando estas sustancias estén presentes. La constante de equilibrio es independiente de las cantidades de sólidos y líquidos en el equilibrio. CaCO3 (s) « CaO (s) + CO2 (g) Kc = [CO2]

13 5 VARIACIÓN DE LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO CON LA TEMPERATURA. ¿Cómo podemos modificar la situación de equilibrio? Q = Kpº Cambiando la constante de equilibrio 1 2 Cambiando Q

14 1 Ecuación de van’t Hoff Cambiando la constante de equilibrio
Cambiando la temperatura Ecuación de van’t Hoff

15 Ecuación integrada de van’t Hoff
“En reconocimiento a los extraodinarios servicios que ha prestado con el descubrimiento de las leyes de la dinámica química y la presión osmótica en disoluciones”. 1901 Primer premio Nobel de Química Jacobus Henricus van’t Hoff ( ) [http://nobelprize.org/chemistry/laureates/1901/index.html] Si DHº = cte Ecuación integrada de van’t Hoff

16 a) Si DHº > 0 (endotérmica)
Consecuencias: a) Si DHº > 0 (endotérmica) Tomemos T2 > T1 T ­ Kpº ­ Al aumentar T se favorece la formación de productos. Se desplaza hacia la derecha.

17 b) Si DHº < 0 (exotérmica)
Consecuencias: Tomemos T2 > T1 b) Si DHº < 0 (exotérmica) T ­ Kpº ¯ Al aumentar T se favorece la formación de reactivos. Se desplaza hacia la izquierda.

18 La constante de equilibrio no cambia con T
Consecuencias: Tomemos T2 > T1 c) Si DHº = 0 La constante de equilibrio no cambia con T

19 RESPUESTA DEL EQUILIBRIO A UN CAMBIO DE CONDICIONES
RESPUESTA DEL EQUILIBRIO A UN CAMBIO DE CONDICIONES. PRINCIPIO DE LE CHÂTELIER. 6 ¿Cómo podemos modificar la situación de equilibrio? Cambiando Q 2 Cambiando el resto de factores (moles de reactivos, productos, P, V,...)

20 Principio de Le Châtelier
“Si un sistema químico que está en equilibrio se somete a una perturbación que cambie cualquiera de las variables que determina el estado de equilibrio, el sistema evolucionará para contrarrestar el efecto de la perturbación”. Henri Louis Le Châtelier ( )

21 6.1. Efecto de un cambio de temperatura (a P cte)
Si DHº > 0 (endotérmica): T ­ Þ se desplazará a la derecha Si DHº < 0 (exotérmica): T ­ Þ se desplazará a la izquierda 6.2. Efecto de la adición/sustracción de moles de reactivos o productos gaseosos (a T y V ctes) Si agrego productos: Q > Kc Þ se desplazará a la izquierda Si agrego reactivos: Q < Kc Þ se desplazará a la derecha

22 6.3. Efecto de un cambio de volumen (a T cte)
La disminución de V conlleva que la concentración total de moléculas aumente. El sistema tenderá a reducirla. ß Se desplaza hacia donde haya un menor número de moles gaseosos 6.4. Efecto de la presión total (a T cte) Un aumento de P tiene el mismo efecto que una disminución de V ß Se desplaza hacia donde haya un menor número de moles gaseosos

23 6.5. Adición de un gas inerte (a T y V ctes)
No altera el equilibrio 6.6. Adición de un catalizador No afecta al equilibrio 6.7. Adición de un reactivo/producto sólido o líquido No altera el equilibrio


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