Tema: Equilibrio Químico

Presentación del tema: "Tema: Equilibrio Químico"— Transcripción de la presentación:

1 Tema: Equilibrio Químico
Conferencia Química General Tema: Equilibrio Químico

2 Condición cinética del equilibrio químico
H2 (g) + I2 (g) = 2 HI (g) La extensión en el equilibrio no cambia Se llega a un estado de equilibrio dinámico (ambas reacciones continúan ocurriendo) Las concentraciones de las tres sustancias permanecen invariables en el tiempo, mientras no sean alteradas las condiciones anteriores

3 Condición termodinámica del equilibrio químico
Es un estado al cual tienden los sistemas espontáneamente. Sus propiedades y naturaleza son las mismas, cualquiera que sea el sentido desde el cual se alcance. Un estado de equilibrio dado se caracteriza por una constante cuyo valor solo depende de la temperatura. El sistema en equilibrio representa un compromiso entre dos tendencias: la de alcanzar el estado de energía libre mínima y el de entropía máxima y se cumple que la variación de energía libre del sistema es cero, G = 0

4 Condición termodinámica del equilibrio químico
G0 0 G0 0 Reacción no espontánea Reacción espontánea

5 Expresión de acción de masas
Ecuación de Equilibrio H2 (g) + I2 (g) = 2 HI (g) vd = vi Condición cinética del equilibrio químico reordenando = Kc Expresión de acción de masas

6 Constantes de equilibrio referidas al estado estándar
Ecuación de Equilibrio Constante de equilibrio en función de las concentraciones Constante de equilibrio en función de las presiones parciales Constantes de equilibrio referidas al estado estándar Kc0 = Kc /(c0(x))x Kp0 = Kp /(p0)x c0(x)= 1 mol/L p0= 100 kPa

7 Relación entre las distintas ecuaciones de equilibrio
Ecuación de Estado del Gas Ideal constante de equilibrio en función de las presiones

8 Extensión de reacción y constante de equilibrio
Mayor Keq Mayor ξ en el equilibrio Keq > 1 (proceso espontáneo) Keq < 1 (proceso no espontáneo)

9 Cálculo de la constante de equilibrio a partir de la isoterma de reacción
En el equilibrio: y Gr0 0 Kp0 1 reacción espontánea Gr0 0 Kp0 1 reacción no espontánea

10 Grado de conversión Ejemplo
El grado de conversión o transformación (), es la relación entre la extensión de equilibrio y extensión máxima. Ejemplo ¿Qué masa de yoduro de hidrógeno puede obtenerse cuando se introducen en un recipiente adecuado de un litro de capacidad 254,0 g de diyodo y 2,1 g de dihidrógeno, si la Kc0=45,7 ?

11 Cuadro estequiométrico
y H2 (g) I2 (g) = 2 HI (g) n0 1,05 mol 1,00 mol 0 mol n -eq 2 eq neq 1,05-eq 1,00-eq Ceq 1,05-eq/1 1,00-eq/1 2 eq/1 no(x) n=  eq n(x)eq= n0(x)+ eq c(x)eq= n(x)eq/V = Carece de sentido químico

12 Ejemplo = 1,58 mol c(HI) = n(HI) = 1,58. 1 mol.L-1.L n(HI) = 1,58 mol
m(HI) = 1,58 mol . 128,0 mol.g.mol-1 m(HI) = 202,24 g. Tanto por ciento de conversión = .100 = 0, = 79%

13 Factores que modifican el equilibrio químico
El principio de equilibrio móvil de Le Chatelier-Braun afirma que, si una acción determinada modifica las condiciones existentes en cualquier sistema en equilibrio, el sistema evolucionará en el sentido que tienda a eliminar la causa que ha producido la alteración. Concentración de las diferentes sustancias Presión Temperatura

14 Aumentar la concentración de un reaccionante
Concentración de las diferentes sustancias Al aumentar o disminuir la concentración de una de las sustancias presentes en el equilibrio químico, aumenta o disminuye la velocidad de la reacción en la cual toma parte y, según el Principio de Le Chatelier-Braun, el sistema reducirá la velocidad que haya aumentado o aumentará la velocidad que se haya reducido. Cuando se alcance un nuevo estado de equilibrio, las concentraciones de cada especie presente en este, son distintas de las del estado inicial de equilibrio, pero el valor de la constante de equilibrio no se ha alterado Aumentar la concentración de un reaccionante

15 Presión N2(g) + 3H2(g) = 2NH3(g)
El Principio de Le Chatelier-Braun permite predecir que, si se aumenta la presión, el sistema evoluciona de forma que se favorezca la formación de menor número de moléculas de sustancias al estado gaseoso. Si la reacción tiene lugar sin variación en el número de moléculas gaseosas, una alteración de la presión no afectará el equilibrio del sistema. N2(g) + 3H2(g) = 2NH3(g) Un aumento de la presión (reducción del volumen) favorece la formación de amoníaco, ya que el equilibrio se desplaza hacia la formación de menor número de moléculas al estado gaseoso según el principio de Le Chatelier- Braun.

16 Temperatura La energía de activación de la reacción endotérmica es mayor que la de la reacción exotérmica y por ello, cuando se varía la temperatura de una reacción química en estado de equilibrio, se afecta más la constante de velocidad específica de la reacción endotérmica y por tanto su velocidad, por lo que si se aumenta la temperatura el equilibrio evoluciona en el sentido de la reacción que absorbe calor. Ead: Energía de activación de la reacción directa. Eai: Energía de activación de la reacción inversa Ep Reaccionantes Productos Ead Eai ΔHd > 0 Coordenada de reacción su valor se afecta con variaciones de temperatura