Equilibrio de Reacciones

Presentación del tema: "Equilibrio de Reacciones"— Transcripción de la presentación:

1 Equilibrio de Reacciones

2 Objetivo Determinar e interpretar el valor de la constante de equilibrio en diversas reacciones químicas.

3 Cuando una Reacción Química llega al estado de equilibrio las concentraciones de reactivos y productos permanecen constantes en el tiempo. Sin embargo a nivel molecular existe gran actividad entre la formación de producto y reactivo (Interacción de moléculas) Dos casos: Reactivos Productos (Rxn Irreversible) Reactivos Productos (Rxn Reversible)

4 En las reacciones reversibles el reactante no se convierte completamente en producto.

5 Constante de Equilibrio
Una reacción en estado de equilibrio químico se puede representar por la siguiente ecuación Solo se deben considerar las concentraciones de especies que se encuentran en estado acuoso o gaseoso. No las especies en estado sólido y líquido. La constante de equilibrio se expresa en términos de concentración y de presiones parciales de especies que participan en una reacción: Keq KC o Kp La magnitud de la contante de equilibrio puede informar si en una reacción el equilibrio esta favorecida la formación de productos o reactivos.

6 Expresar la constante de equilibrio de las siguientes reacciones:

7 Para la siguiente reacción:
Expresar la Constante de equilibrio. Calcular su valor a 25 y 52ºC e indiquen su significado.

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10 Principio de Le Chatelier
Los factores que afectan el equilibrio y que se consideran perturbaciones en el sistema son: Concentración. Presión. Volumen. Temperatura. “Si mediante una acción externa se perturba el estado de equilibrio de un sistema, en esta caso de una reacción química, el EQUILIBRIO se desplaza en dirección que tienda a reducir el cambio o perturbación”

11 Cambio de Concentración.
El Equilibrio se desplaza hacia la formación de Reactivo. Adición de Producto. Extracción de Reactivo. El Equilibrio se desplaza hacia la formación de Producto. Adición de Reactivo. Extracción de Producto.

12 Cambios de Presión y Volumen
A mayor presión y menor volumen El equilibrio se desplaza hacia reactivos. A menor presión y mayor volumen. El equilibrio se desplaza hacia productos.

13 Efecto de la Temperatura
Afecta no tan solo la condición de equilibrio sino que además el valor de la constante. Reacciones Exotérmicas A mayor tº el equilibrio va hacia Reactivos (lo contrario hacia productos) Reacciones Endotérmicas A mayor tº el equilibrio va hacia Productos (lo contrario hacia reactivos)

14 H2S(g)+ O2(g) H2O(g) + SO2(g)
Para la siguiente reacción: H2S(g)+ O2(g) H2O(g) + SO2(g) Justifica como se verá afectado el equilibrio en los siguientes casos: Al aumentar el volumen del recipiente a temperatura constante Al extraer SO2(g) Al incrementar la temperatura manteniendo el volumen constante

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16 Objetivo: Determinar velocidades a las que se llevan a cabo las reacciones químicas e Identificar los factores que regulan estas velocidades

17 Cinética

18 Cinética Estudia las velocidades con que ocurren las reacciones.
Especifica los Factores que afectan la velocidad de reacción. Cinética Velocidad de reacción A  B

19 Velocidad de reacción La velocidad de una reacción se mide a través de la velocidad con que desaparecen los reactivos o que se forman los productos. Para una reacción: A  B

20 Ecuación General de Velocidad Ley Cinética:
Es una relación de la concentración de las especies reactantes. La forma general de la expresión de velocidad es: V = k ·[A]m · [B]n

21 V = k · [A]m · [B]n En donde: m corresponde al orden de la reacción con respecto al reactante A n el orden respecto al reactante B. Se entiende por orden de una reacción la potencia al cual hay que elevar la concentración de los reactantes. m + n será el orden total de la reacción k es la constante de velocidad específica

22 Ejemplo: Órdenes de reacción total y parciales de las reacciones:
H2(g) + I2(g)  2 HI(g) v = k · [H2 · [I2 Reacción de segundo orden (1 + 1) De primer orden respecto al H2 y de primer orden respecto al I2. H2(g) + Br2(g)  2 HBr(g) v = k · [H2 · [Br2 ½ gReacción de orden 3/2 (1 + ½) De primer orden respecto al H2 y de orden ½ respecto al Br2.

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25 2,26 x 10 -2 1,13 x 10 -2 0,60 0,30

26 (b) Colisión Inefectiva
Teoría de colisiones Postula que las reacciones químicas son el resultado de choques entre las moléculas reactantes. Antes de la colisión Colisión (a) Colisión Efectiva Después de la colisión Colisión (b) Colisión Inefectiva Después de la colisión Antes de la colisión Estas colisiones deben alcanzar una energía mínima, conocida como Energía de Activación, que les permita romper los enlaces y formar los nuevos enlaces

27 Objetivo: Identificar los factores que regulan las Velocidades DE UNA REACCION

28 Las reacciones químicas se producen por los choques eficaces entre las moléculas de reactivos
Veamos la reacción de formación del HI a partir de I2 e H2 I I H H H H eficaz HI + HI I I H Choque I H I H No eficaz I H I2 + H2 I I H I H I H2 Además del choque adecuado las moléculas tienen que tener una energía suficiente

29 Energía de Activación

30 ¿Dónde habrá Reacción?

31 Colisiones reactivas y no reactivas
• Para poder reaccionar, las moléculas de reactivos deben chocar entre sí, con la energía y la orientación apropiadas. • A mayor concentración de reactivos hay mayor número de colisiones y mayor formación de producto: mayor velocidad de reacción. • A mayor Temperatura, las moléculas se mueven más rápido, hay más colisiones de alta energía y por lo tanto se acelera la reacción.

32 Reacción exotérmica Reacción endotérmica Energía de activación
Energía potencial Energía potencial Productos Reactivos H < 0 H > 0 Productos Reactivos Transcurso de la reacción Transcurso de la reacción Reacción exotérmica Reacción endotérmica PERFIL DE REACCION

33 Factores que influyen en la velocidad de reacción
1.- Estado físico de los reactivos Las reacciones son más rápidas si los reactivos son gaseosos o están en disolución. En las reacciones heterogéneas la velocidad dependerá de la superficie de contacto entre ambas fases, siendo mayor cuanto mayor es el estado de división. 2.- Concentración de los reactivos 3.- Temperatura Un incremento de la temperatura provoca un incremento en la energía cinética de las moléculas, lo que hace que sea mayor el número de moléculas que alcanza la energía de activación. 4.- Catalizadores

34 Concentración de los reactivos
La velocidad de la reacción se incrementa al aumentar la concentración de los reactivos, ya que aumenta el número de choques entre ellos.

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