Equilibrio Químico Universidad de La Frontera Fac. Ing.Cs. y Adm. Dpto. Cs. Químicas Prof. Josefina Canales.

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1 Equilibrio Químico Universidad de La Frontera Fac. Ing.Cs. y Adm. Dpto. Cs. Químicas Prof. Josefina Canales

2 El equilibrio es un estado en que no hay ningún cambio notable mientras transcurre el tiempo. Equlibrio químico se alcanza cuando: las velocidades de las reacciones directa e inversa se igualan y las concentraciones de los reactivos y productos permanecen constantes Equilibrio físico H 2 O (l) Equilibrio químico N2O4 (g)N2O4 (g) 14.1 H 2 O (g) 2NO 2 (g)

3 N 2 O 4 (g) 2NO 2 (g) Al principio con NO 2 Al principio con N 2 O 4 Al principio con NO 2 & N 2 O 4 equilibrio 14.1 Tiempo Concentración

4 El estado de equilibrio En el equilibrio: velocidad dir = velocidad inv velocidad dir = k dir [N 2 O 4 ] velocidad inv = k inv [NO 2 ] 2 Para el equilibrio dióxido de nitrógeno - tetróxido de dinitrógeno : N 2 O 4 (gas incoloro) = 2 NO 2 (gas café) k dir [N 2 O 4 ] = k inv [NO 2 ] 2 k dir [NO 2 ] 2 k inv [N 2 O 4 ] = 1) K pequeñaN 2 (g) + O 2 (g) 2 NO (g) k = 1 x 10 -30 2) k grande 2 CO (g) + O 2 (g) 2 CO 2 (g) k = 2.2 x 10 22 3) k intermedia 2 BrCl (g) Br 2 (g) + Cl 2 (g) k = 5

5 El cambio en Q durante la reacción N 2 O 4 -NO 2 Concentración Apariencia de NO2

6 constante Tiempo Concentración

7 N 2 O 4 (g) 2NO 2 (g) = 4.63 x 10 -3 K = [NO 2 ] 2 [N 2 O 4 ] aA + bB cC + dD K = [C] c [D] d [A] a [B] b Ley de acción de masa K >> 1 K << 1 Desplaza a la derecha Favorece a los productos Desplaza a la derechaFavorece a las productos El equilibrio será 14.1

8 El equilibrio homogéneo se aplica a las reacciones en que todas las especies reactivas están en la misma fase. N 2 O 4 (g) 2NO 2 (g) K c = [NO 2 ] 2 [N 2 O 4 ] K p = NO 2 P2P2 N2O4N2O4 P En la mayoría de los casos K c  K p aA (g) + bB (g) cC (g) + dD (g) K p = K c (RT)  n  n = moles de productos gaseosos – moles de reactivos gaseosos = (c + d) – (a + b)

9 Equilibrio homogéneo CH 3 COOH (ac) + H 2 O (l) CH 3 COO - (ac) + H 3 O + (ac) K c = ‘ [CH 3 COO - ][H 3 O + ] [CH 3 COOH][H 2 O] [H 2 O] = constante K c = [CH 3 COO - ][H 3 O + ] [CH 3 COOH] =K c [H 2 O] ‘ En la práctica general no se incluyen unidades para la constante de equilibrio.

10 Las concentraciones de equilibrio para la reacción entre monóxido de carbono y cloro molecular para formar COCl 2 (g) a 74 0 C son [CO] = 0.012 M, [Cl 2 ] = 0.054 M, y [COCl 2 ] = 0.14 M. Calcule las constantes de equilibrio K c y K p. CO (g) + Cl 2 (g) COCl 2 (g) Kc =Kc = [COCl 2 ] [CO][Cl 2 ] = 0.14 0.012 x 0.054 = 220 K p = K c (RT)  n  n = 1 – 2 = -1 R = 0.0821T = 273 + 74 = 347 K K p = 220 x (0.0821 x 347) -1 = 7.7

11 La constante de equilibrio K p para la reacción es 158 a1000K. ¿Cuál es la presión en el equilibrio de O 2 si las P NO = 0.400 atm y P NO = 0.270 atm? 2 2NO 2 (g) 2NO (g) + O 2 (g) K p = 2 P NO P O 2 P NO 2 2 POPO 2 = K p P NO 2 2 2 POPO 2 = 158 x (0.400) 2 /(0.270) 2 = 347 atm

12 El equilibrio heterogéneo se aplica a las reacciones en que los reactivos y productos están en diferentes fases. CaCO 3 (s) CaO (s) + CO 2 (g) K c = ‘ [CaO][CO 2 ] [CaCO 3 ] [CaCO 3 ] = constante [CaO] = constante K c = [CO 2 ] = K c x ‘ [CaCO 3 ] [CaO] K p = P CO 2 La concentración de sólidos y líquidos puros no son incluidos en la expresión para la constante de equilibrio.

13 P CO 2 = K p CaCO 3 (s) CaO (s) + CO 2 (g) P CO 2 No depende de la cantidad de CaCO 3 o CaO

14 Considere el equilibrio siguiente en 295 K: La presión parcial de cada gas es 0.265 atm. ¿Calcule K p y K c para la reacción? NH 4 HS (s) NH 3 (g) + H 2 S (g) K p = P NH 3 H2SH2S P= 0.265 x 0.265 = 0.0702 K p = K c (RT)  n K c = K p (RT) -  n  n = 2 – 0 = 2 T = 295 K K c = 0.0702 x (0.0821 x 295) -2 = 1.20 x 10 -4

15 A + B C + D C + D E + F A + B E + F K c = ‘ [C][D] [A][B] K c = ‘ ‘ [E][F] [C][D] [E][F] [A][B] K c = KcKc ‘ KcKc ‘‘ KcKc KcKc ‘‘ KcKc ‘ x Si una reacción se puede expresar como la suma de dos o más reacciones, la constante de equilibrio para la reacción global está dada por el producto de las constantes de equilibrio de las reacciones individuales.

16 N 2 O 4 (g) 2NO 2 (g) = 4.63 x 10 -3 K = [NO 2 ] 2 [N 2 O 4 ] 2NO 2 (g) N 2 O 4 (g) K = [N 2 O 4 ] [NO 2 ] 2 ‘ = 1 K = 216 Cuando la ecuación para una reacción reversible se escribe en dirección opuesta, la constante de equilibrio se vuelve el inverso de la constante de equilibrio original.

17 Escritura de las expresiones de las constante de equilibrio Las concentraciones de las especies reactivas en fase condensada se expresan en M. En la fase gaseosa, las concentraciones se pueden expresar en M o en atm. Las concentraciones de sólidos puros, líquidos puros y solventes no aparecen en las expresiones de constantes de equilibrio. La constante de equilibrio es una cantidad adimensional. Citando un valor por la constante de equilibrio, debe especificar la ecuación balanceada y la temperatura. Si una reacción puede expresarse como una suma de dos o más reacciones, la constante de equilibrio para la reacción global está dada por el producto de las constantes de equilibrio de las reacciones individuales.

18 Química cinética y equilibrio químico A + 2B AB 2 kfkf krkr velocidad f = k f [A][B] 2 velocidad r = k r [AB 2 ] Equilibrio velocidad f = velocidad r k f [A][B] 2 = k r [AB 2 ] kfkf krkr [AB 2 ] [A][B] 2 =K c =

19 El cociente de reacción (Q c ) se calcula sustituyendo las concentraciones iniciales de los reactivos y productos en la expresión de la constante de equilibrio (K c ). SI Q c > K c el sistema procede de derecha a izquierda para alcanzar el equilibrio Q c = K c el sistema está en equilibrio Q c < K c el sistema procede de izquierda a derecha para alcanzar el equilibrio Reactivos  Producos Equilibrio: no hay cambio neto Reactivos  Producos

20 Cálculo de las concentraciones de equilibrio 1.Exprese las concentraciones de equilibrio de todas las especies en términos de las concentraciones iniciales y una sola variable x que representan el cambio en la concentración. 2.Escriba la expresión de la constante de equilibrio en términos de las concentraciones de equilibrio. Sabiendo el valor de la constante de equilibrio, resuelva para x. 3.Habiendo resuelto para x, calcule las concentraciones de equilibrio de todas las especies.

21 A 1280 0 C la constante de equilibrio (K c ) para la reacción Es 1.1 x 10 -3. Si las concentraciones iniciales son [Br 2 ] = 0.063 M y [Br] = 0.012 M, calcule las concentraciones de estas especies en equilibrio. Br 2 (g) 2Br (g) Sea x el cambio en la concentración de Br 2 Inicial (M) Cambio (M) Equilibrio(M) 0.0630.012 -x-x+2x 0.063 - x0.012 + 2x [Br] 2 [Br 2 ] K c = (0.012 + 2x) 2 0.063 - x = 1.1 x 10 -3 Resuelva para x

22 K c = (0.012 + 2x) 2 0.063 - x = 1.1 x 10 -3 4x 2 + 0.048x + 0.000144 = 0.0000693 – 0.0011x 4x 2 + 0.0491x + 0.0000747 = 0 ax 2 + bx + c =0 -b ± b 2 – 4ac  2a2a x = Br 2 (g) 2Br (g) Inicial(M) Cambio(M) Equilibrio(M) 0.0630.012 -x-x+2x 0.063 - x0.012 + 2x x = -0.00178x = -0.0105 En equilibrio, [Br] = 0.012 + 2x = -0.009 Mo 0.00844 M En equilibrio, [Br 2 ] = 0.062 – x = 0.0648 M

23 Escritura del cociente de reacción o expresión de acción de masas Q = expresión de la acción de masas o cociente de reacción Q = Producto de las concentraciones de los reactivos Producto de las concentraciones de los productos Para la reacción general : a A + bB cC + dD Q = [C] c [D] d [A] a [B] b Ejemplo: El proceso Haber para la producción de amoniaco: N 2 (g) + 3 H 2 (g) 2 NH 3 (g) Q = [NH 3 ] 2 [N 2 ][H 2 ] 3

24 Escritura del cociente de reacción a partir de la ecuación balanceada Problema: Escriba el cociente de reacción para las siguientes reacciones: (a) La descomposición térmica de clorato de potasio: KClO 3 (s) = KCl (s) + O 2 (g) (b) La combustión de butano en oxígeno: C 4 H 10 (g) + O 2 (g) = CO 2 (g) + H 2 O (g) Plan: Primero balanceamos las ecuaciones, luego construimos el cociente de reacción Solución: (a) 2 KClO 3 (s) 2 KCl (s) + 3 O 2 (g) Q c = [KCl] 2 [O 2 ] 3 [KClO 3 ] 2 (b) 2 C 4 H 10 (g) + 13 O 2 (g) 8 CO 2 (g) + 10 H 2 O (g) Q c = [CO 2 ] 8 [H 2 O] 10 [C 4 H 10 ] 2 [O 2 ] 13

25 Cómo escribir el cociente de reacción para una reacción total Problema: el gas oxígeno se combina con gas nitrógeno en los motores de combustión interna para producir óxido nítrico, que cuando sale a la atmósferase combina con más oxígeno para formar dióxido de nitrógeno. (1) N 2 (g) + O 2 (g) 2 NO (g) K c1 = 4.3 x 10 -25 (2) 2 NO (g) + O 2 (g) 2 NO 2 (g) K c2 = 6.4 x 10 9 (a) Demuestre que la Q c total para esta secuencia de reacciones es la misma que el producto de las Q c de las reacciones individuales. (b) Calcule K c para la reacción total.

26 Plan: Primero escribimos la reacción total sumando las dos reacciones, luego escribimos la Q c. Después multiplicamos las K c individuales para obtener la K total. (1) N 2 (g) + O 2 (g) 2 NO (g) (2) 2 NO (g) + O 2 (g) 2 NO 2 (g) total: N 2 (g) + 2 O 2 (g) 2 NO 2 (g)

27 Cómo escribir el cociente de reacción para una reacción total–II Q c (total) = [NO] 2 [N 2 ][O 2 ] 2 Para los pasos individuales: (1) N 2 (g) + O 2 (g) 2 NO (g) Q c1 = (2) 2 NO (g) + O 2 (g) 2 NO 2 (g) Q c2 = [NO] 2 [N 2 ] [O 2 ] [NO] 2 [O 2 ] [NO 2 ] 2 Q c1 x Q c2 = x = [NO] 2 [N 2 ] [O 2 ] [NO 2 ] 2 [NO] 2 [O 2 ] [NO 2 ] 2 [N 2 ][O 2 ] 2 (a) continuación: ¡Son iguales! (b) K = K c1 x K c2 = (4.3 x 10 -25 )(6.4 x 10 9 ) = 2.8 x 10 -15

28 La forma de Q para las reacciones directa e inversa La producción de ácido sulfúrico depende de la conversión de dióxido de azufre en trióxido de azufre antes de que el trióxido de azufre reaccione con agua para formar ácido sulfúrico. 2 SO 2 (g) + O 2 (g) 2 SO 3 (g) Q c(dir) = [SO 3 ] 2 [SO 2 ] 2 [O 2 ] 2 SO 3 (g) 2 SO 2 (g) + O 2 (g) Reacción inversa : Q c(inv) = = [SO 2 ] 2 [O 2 ] [SO 3 ] 2 1 Q c(dir) at 1000K K c(dir) = 261 entonces: K c(dir) = = = 3.83 x 10 -3 1 K c(inv) 1 261

29 The Reaction Quotient for a Heterogeneous System El cociente de reacción para un sistema heterogéneo igual igual K

30 Si una tensión externa se aplica a un sistema en equilibrio, el sistema se ajusta de tal manera que la tensión se compensa parcialmente, así el sistema alcanza una nueva posición de equilibrio. Principio de Le Châtelier Cambios en la concentración N 2 (g) + 3H 2 (g) 2NH 3 (g) Add NH 3 El equilibrio desplaza a la izquierda para compensar la tensión Equilibrio inicial Cambio Equilibrio final Tiempo Concentración

31 Principio de Le Châtelier Cambios en la concentración (continuación) CambiosDesplazamiento del equilibrio Aumenta la concentración del producto(s)izquierda Dismunuye la concentración del producto(s)derecha Dismunuye la concentración del reactivo(s) Aumenta la concentración del reactivo(s)derecha izquierda aA + bB cC + dD Add Remove

32 Principio de Le Châtelier Cambios en el volumen y presión A (g) + B (g) C (g) CambioDesplazamiento del equilibrio Aumenta la presiónLado con menos moles de gas Disminuye la presión Lado con más moles de gas Disminuye el volumen Aumenta el volumen Lado con más moles de gas Lado con menos moles de gas

33 Principio de Le Châtelier Cambios en la temperatura CambioRx exotérmica Aumenta la temperaturaK disminuye Disminuye la temperatureK aumenta Rx endotérmica K aumenta K disminuye Adicionando un catalizador no cambia K no desplaza la posición de un sistema en equilibrio el sistema alcanzará el equilibrio más pronto

34 Sin catalizadorCatalizador El catalizador baja E a para ambos avances y reacciones inversas. El catalizador no cambia la constante de equilibrio o desplazamiento en el equilibrio Avance de la reacción Energía potencial

35 Principio de Le Châtelier Cambio Desplazamiento en el equilibrio Cambio en la constante de equilibrio Concentraciónsíno Presiónsíno Volumensíno Temperaturasí Catalizadorno

36 FIN