Equilibrio Químico (Fase de Gas)

El equilibrio es un estado en el cual las propiedades del sistema permanecen constantes. El equilibrio químico corresponde a un sistema dinámico en el que están presentes dosreacciones químicas opuestas, a la misma velocidad V(directa) = V(inversa) Las propiedades del equilibrio químico son:.- Velocidades opuestas iguales.- Están presentes todas las especies involucradas en la reacción..- Concentraciones y presiones de los gases, constantes..- Presión total constante.- Temperatura constante.- Se cumple con el valor de Kc y Kp.

N 2 O 4 (g) 2NO 2 (g) Reacción Inversa Se comienza con NO 2 Reacción Directa Se comienza con N 2 O 4 Se comienza con NO 2 y N 2 O 4 equilibrio Si T es constante, la relación de concentraciones finales dada por permanece constante.

N 2 O 4 (g) 2NO 2 (g) = 4.63 x 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 Masas K >> 1 Se favorece la formación de productos Alto % de conversión de reactivos a productos.

El equilibrio homogéneo se establece cuando toas las sustancias 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 aA (g) + bB (g) cC (g) + dD (g) K p = K c (RT)  n  n = moles gaseosos de los productos – moles gaseosos de los reactivos  n = (c + d) – (a + b)

.- En un sistema en equilibrio están presentes todas las especies involucradas en la reacción..- Las concentraciones y presiones de las especies son constantes..- En un sistema en equilibrio la ley de acción de masas cumple con el valor de Kp y de Kc.- El valor de Kp y de Kc sólo depende de la naturaleza química del sistema y de la temperatura..- El valor de Kp no depende de las presiones parciales en el sistema.- Las concentraciones ( o presiones) en equilibrio dependen de las concentraciones (o presiones) iniciales y del valor de Kc (o de Kp).- Para una reacción dada, el valor de K sólo cambia si T cambia.

Equilibrio Heterogéneo: en el equilibrio están presentes especies de diferentes fases. K c = [CO 2 ] K p = P CO 2 No tiene sentido incluir las concentraciones. o presiones, de los sólidos y los líquidos en la constante de equilibriio. CaCO 3 (s) CaO (s) + CO 2 (g)

P CO 2 = K p CaCO 3 (s) CaO (s) + CO 2 (g) P CO 2 no depende de las cantidades de CaCO 3 or CaO

Si en la composición inicial están presentes todas las especies, es necesario aplicar la ley de acción de masas (Q) a las concentraciones iniciales. Por ejemplo N 2 O 4 (g)  NO 2 (g) Mi(A) Mi(B) SI Q c > K c REACCIÓN INVERSA Q c = K c NO HAY REACCIÓN NETA. EL SISTEMA ESTÁ EN EQUILIBRIO Q c < K c REACCIÓN DIRECTA

Q < KQ = KQ > K Si Q es diferente de K el sistema va a reaccionar espontáneamente hasta establecer un nuevo estado de equilibrio. Es decir, en el estado final se cumple el valor de K a la temperatura de trabajo

Si se tiene un sistema en equilibrio y se le cambia un parámetro, de forma tal que Q  K, el sistema reaccionará espontáneamente para establecer un nuevo equilibrio. Principio de Le Châtelier Cambios en concentración N 2 (g) + 3H 2 (g) 2NH 3 (g) a b c a) Se le agrega H 2 (Reacción directa) b) Se le agrega NH 3 (Reacción Inversa) c) Se le agrega N 2 ( Reacción directa)

Principio de Le Châtelier Cambios en Presión y Volumen a T constante A (g) + B (g) C (g) Si se tiene el sistema en equilibro y se disminuye el volumen, a T constante, aumenta la presión; entonces ocurrirá una reacción espontánea para disminuir dicha presión y establecer un nuevo equilibrio. En este caso, será la reacción directa porque disminuye el númerode moles de gas, así disminuye P, en el nuevo volumen a temperatura constante. Las nuevas presiones finales cumplirán con el valor de Kp.

Principio de Le Châtelier Cambio de Temperatura Si la reacción es exotérmica, se cumple:  H < 0. La constante disminuye al aumentar la temperatura K 2 T 1 Si la reacción es endotérmica, se cumple:  H > 0. La constante aumenta al aumentar la temperatura K 2 < K 1 si T 2 < T 1