Equilibrio Químico.

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1 Equilibrio Químico

2 Tipos de Reacciones Químicas
Homogéneas y heterogéneas 𝑁 2(𝑔) + 3𝐻 2(𝑔) →2 𝑁𝐻 3(𝑔) 𝐻 2 𝑂 2(𝑙) → 𝐻 2 𝑂 (𝑙) 𝑂 2(𝑔) Endotérmicas o exotérmicas Fe2O3 + 2Al --> 2 Al2O3 + 2Fe + Calor NH3 + H2O + Calor --> NH4OH

3 CH4 + 2O2 + Calor --> CO2 + 2H2O
Tipos de Reacciones Reversibles e irreversibles Una reacción reversible es aquella donde los productos de la reacción vuelven a combinarse para generar los reactivos. Las reacciones de combustión son irreversibles: CH4 + 2O2 + Calor --> CO2 + 2H2O Las reacciones irreversibles se estudian mediante cinética Las reacciones reversibles se estudian mediante equilibrio químico

4 Equilibrio Químico El equilibrio químico es el estado de un sistema donde la concentración de reactivos y productos no varía con respecto al tiempo. Toda reacción reversible llega a equilibrio químico si se le permite reaccionar por un largo tiempo El equilibrio químico es dinámico, donde se crea la misma cantidad de reactivos y productos Ejemplo: En un sistema cerrado que contiene agua y aire, el agua se va a evaporar hasta saturar el aire presente, en este momento el vapor de gas empieza a condensar y retornar a estado líquido. Cuando los procesos de condensación y de evaporación produzcan la misma cantidad de materia, se crea un ciclo que llamamos equilibrio dinámico

5 Equilibrio Químico Un sólido en un sistema cerrado en contacto con agua se disolverá hasta saturar la solución creando el equilibrio. Luego de un periodo de tiempo, el sólido disuelto vuelve a recombinarse y precipitar. Finalmente el sólido disuelto precipita a la miasma velocidad que la fase sólida se disuelve Un sólido Soluble en agua comienza a disolverse

6 Equilibrio Químico aA +bB = cC + dD
Ecuaciones reversible se escriben con una fleche doble (=) que indica que la reacción ocurre en ambas direcciones Las tasas de las reacciones derecha izquierda depende de las condiciones ambientales del sistema y la presencia o ausencia de un catalizador Según nuestros estudios cinéticos, se ve que las tasa iniciales de reacción son las más pronunciadas y que la tasa disminuye desde este momento

7 Equilibrio Químico Cuando el sistema esta en equilibrio:
-las tasas de reacciones derecha e izquierda tienen la misma tasa de reacción -no existe un cambio en las concentraciones entre los reactivos y los productos -no se observa un cambio en las propiedades macroscópicas de la solución, densidad, color -El estudio se puede hacer tomando observando cualquier reacción derecha a izquierda -El equilibrio es dinámico -Cualquier cambio en las condiciones como temperatura, presión, concentración de reactivos o productos puede afectar el equilibrio

8 Equilibrio Químico k2[D]d[C]c = k1[A]a[B]b 𝑘 1 𝑘 2 = 𝐷 𝑑 𝐶 𝑐 𝐴 𝑎 𝐵 𝑏
Ley o Expresión de Equilibrio Si dos reacciones químicas se encuentran en equilibrio; la tasa de la reacción de izquierda a derecha debe ser igual a la tasa de la reacción de derecha a izquierda k2[D]d[C]c = k1[A]a[B]b 𝑘 1 𝑘 2 = 𝐷 𝑑 𝐶 𝑐 𝐴 𝑎 𝐵 𝑏 Kc = Constante de Equilibrio 𝐾 𝑐 = 𝐷 𝑑 𝐶 𝑐 𝐴 𝑎 𝐵 𝑏

9 Equilibrio Químico Para estudiar reacciones en equilibrio debemos conocer la posición del equilibrio. La ley de equilibrio químico nos dice que a temperatura constante, la relación entre las concentraciones de los productos y los reactivos es constante. Esta constante, llamada constante de equilibrio se denomina Kc. Kc no tiene unidades y la magnitud de la misma nos da información sobre la posición de equilibrio Un Kc muy grande >>1, nos dice que a la temperatura determinada los productos son más dominantes que los reactivos. Esto quiere decir que existen mas productos en solución que reactivos. Lo inverso también es verdad Kc<<1

10 EQUILIBRIO QUÍMICO La ley de equilibrio establece que a una temperatura y presión determinada, la relación entre el producto de las concentraciones molares de los productos de la reacción elevadas a su coeficiente estequiométrico; y el producto de las concentraciones de los reactivos es constante. Esta constante es Kc, donde la “c” indica que se están utilizando los valores de concentración de los productos y reactivos. Ejemplo: O2(g) + 4 HCl(g) = 2 H2O(g) + 2 Cl2(g) 𝐾 𝑐 = 𝐻 2 𝑂 𝐶𝑙 𝑂 2 𝐻𝐶𝑙 4

11 EQUILIBRIO QUÍMICO Convenciones para Escribir las Expresiones de Equilibrio Se deben tomar en cuenta las siguientes convenciones para escribir las expresiones de equilibrio de soluciones homogéneas. En soluciones acuosas la concentración del solvente, agua, no aparece en la expresión de equilibrio. Se asume que la concentración del solvente no cambia durante la reacción Si la reacción se lleva a cabo en una solución no-acuosa, la concentración de agua debe escribirse en la expresión

12 EQUILIBRIO QUÍMICO Escriba las expresiones de equilibrio de las siguientes reacciones: A) Fe3+(aq) + SCN- (aq) = Fe[SCN]2- (aq) B) CH3OH (aq) + C3H7COOH (aq) = C3H7COOCH3 (aq) + H2O (l) C) N2 (g) + 3H2 (g) = 2NH3 (g) D) ½ N2 (g) + 3/2 H2 (g) = NH3 (g) E) ClNO2 (g) + NO (g) = NO2 (g) + ClNO(g) F) 4NH3 (g) + 5O2 (g) = 4NO (g) + 6H2O(g)

13 [H2(g)] = 0.300 [I2(g)] = 0.300 [HI(g)] = 3.00
EQUILIBRIO QUÍMICO Determinación de la Constante de Equilibrio Para la reacción Homogénea: H2(g) + I2(g) = 2HI(g) [H2(g)] = [I2(g)] = [HI(g)] = 3.00 ¿Cual es la expresión de equilibrio y cual es el valor de Kc?

14 EQUILIBRIO QUÍMICO 1- La constante de equilibrio de la reacción entre el hidrogeno y cloro gaseoso a K es 2.40 x1033. Calcule la constante de equilibrio de la reacción inversa (descomposición del cloruro de hidrogeno). H2(g) + Cl2(g) = 2 HCl (g) 2- La constante de equilibrio para la reacción entre N2O4 y NO2 es 7.7 x 10-4 a K. N2O4 (g) = 2NO2(g) Calcule la constante de equilibrio para la reacción ½ N2O4 (g) = NO2 (g)

15 EQUILIBRIO QUÍMICO Como Cambia la constante de squilibrio según el cambio en la expression de la reacción: Cambio en la expression de la reacción Expresión de la Constante Constante de Equilibrio Reacción inversa Inverso de la constante 1/Kc Dividir coeficientes por dos Raíz cuadrada de la constante 𝐾 𝑐 Multiplicar Coeficientes por dos Elevar el coeficiente al cuadrado 𝐾 𝑐 2 Sumar ecuaciones El productod de las expresiones Kc=Kc1 x Kc2 x Kc3…..

16 Posición de Equilibrio
EQUILIBRIO QUÍMICO Efecto de los cambios en la condiciones experimentales sobre la constant de equilibrio Condición a Cambiar Posición de Equilibrio Kc Concentración de los productos o reactivos Cambia como respuesta al cambio en concentración molar del product o reactivo No cambia Presión Para reacciones en estado gaseoso un cambio en la presión afecta la posición de equilibrio No Cambia Temperatura Usualmente cambia: la dirección del cambio depende si la reacción es exotermica o endotermica Cambia Al menos que DH = 0 Catalizador

17 Equilibrio Químico El Principio de Le Chatelier
Nos describe la como de cambiar las condiciones de la reacción afecta a la constante de equilibrio Si se realiza un cambio a un sistema que esta en equilibrio, el balance de las reacciones derecha e izquierda variará para amortiguar el cambio y regresar el sistema a equilibrio. Un cambio en concentración de los reactivos o productos no resulta en un cambio de la constante Kc. El punto de equilibrio va a cambiar como respuesta al cambio en concentración para retornar a Kc hasta su valor original.

18 Equilibrio Químico Ejemplo: Cr2O72- (aq) + H2O (l) = 2 Cr2O42- (aq) + 2 H+ (aq)

19 4HCl(g) + O2(g) = 2H2O(g) + 2Cl2
Equilibrio Químico Como afecta el cambio de presión a las reacciones en estado gaseoss 4HCl(g) + O2(g) = 2H2O(g) + 2Cl2 En esta reacción existe un total de 5 moles reaccioando para formar 4 moles de productos. En este Sistema gaseoso un aumento en la presión del sistema causará que la reacción de izquierda a derecha sea favorecida. De la misma forma un disminución de la presión causaría que la reaccion de derecha a izquierda sea favorecida. ¿Por qué?

20 N2(g) + 3H2(g) = 2 NH3(g) DH=-92 kJ
Como Afecta la temperature a la Constanate de Equilibrio N2(g) + 3H2(g) = 2 NH3(g) DH=-92 kJ En esta reacción se libera energía (exotérmica), así que el calor forma parte de los productos.La reacción inversa es entonces endotérmica. Si el Sistema llega a equilibrio entonces no existe un cambio neto en la energía del Sistema. Aumento de temperature: Disminución de temperature:

21 Posición de Equilibrio Constante de Equilibrio
Equilibrio Químico Resumen de efecto de temperature a las reacciones Tipo de Reacción Cambio en Temperatura Posición de Equilibrio Constante de Equilibrio Exotérmica Aumentar Hacia la izquierda, favorece a los reactivos Disminuye su valor Disminuir Se mueve hacia la derecha, favorece a los productos Aumenta su valor Endotérmica

22 Equilibrio Químico Efecto de un catalizador al equilibrio
Un catalizador altera la ruta por donde ocurre la reacción, reduciendo el valor de la energía de activación y accelrando la misma. En una reacción reversible ambas reacciones izquierda a derecha y Deracha a izquierda, son afectadas de la misma forma y sus konstantes cineticas aumentan con el mismo valor, por lo que la posición del equilibrio no es afectada.

23 Equilibrio Químico Cociente d euna Reacción (Q)
Si una reacción no ha llegado al equilibrio, la division del product de los productos y el product de los reactivos, no igualará a Kc. Este valor calculado se llama el Cociente de la reacción (Q) y nos ayuda a determinar el progreso de la reacción mientras se acerca al equilibrio y nos ayuda a determiner cual de las reacciones es más favorecida en el Sistema. Q > Kc la concentración de los productos es mayor en este momento que la concentración de estos en el punto de equilibrio, la reacción de derecha a izquierda es favorecida hasta llegar al equilibrio Q < Kc la concentración de los reactivos es mayor en este momento que la concentración de estos en el punto de equilibrio, la reacción de izquierda a derecha es favorecida hasta llegar al equilibrio Q = Kc La reacción esta en equilibrio

24 TOK Terminología Científica: los términos y símbolos son específicos para prevenir problemas de entendimiento entre diferentes culturas Pensamiento Científico: se utiliza la deducción lógica y la inducción mediante analogías para describer y explicar conceptos Matemáticas como herramienta en la Ciencia (¿quién vino primero?) Perspectiva científica: macroscopica vs microscopica (modelos y teorías) Desarrollo tecnológico: Proceso de Haber