PPTCEL004QM11-A16V1 Clase Cinética química II: equilibrio químico

Resumen de la clase anterior Finalidad CINÉTICA QUÍMICA Estudia la velocidad de las reacciones químicas Afectada por Catalizadores Químicos Homogéneos Heterogéneos Biológicos Enzimas Estado físico Presión ConcentraciónTemperatura De tipo

Aprendizajes esperados Conocer el concepto de equilibrio químico. Enunciar el principio de Le Chatelier. Reconocer hacia dónde se desplaza el equilibrio químico, según el factor afectado. Páginas del libro desde la 44 a la 52.

Pregunta oficial PSU Fuente : DEMRE - U. DE CHILE, Modelo de PSU Ciencias Química Admisión 2016.

1. Equilibrio químico 2. Principio de Le Châtelier

Ejercicio 7 “guía del alumno” Pregunta HPC D ASE La ley de velocidad (v) se define como la constante de velocidad (k) propia de cada reacción, multiplicado por la concentración de los reactivos elevados a una potencia que se determina experimentalmente. Esta potencia determina el orden de la reacción. Para la ecuación: A ↔ B se ha determinado que la ley de velocidad es: v = k [A] 0 Por lo tanto, podemos afirmar que, para esta reacción, I) si aumentamos la concentración de A, la velocidad aumentará en la misma proporción. II) la velocidad será igual a la constante de velocidad. III) la velocidad no depende de la concentración de A. A) Solo I D) Solo II y III B) Solo II E) I, II y III C) Solo I y II

1. Equilibrio químico En una reacción química, generalmente los reactivos no se consumen por completo, sino que se obtiene una mezcla donde coexisten reactivos y productos. Cuando dejan de producirse modificaciones en un sistema químico, se dice que se ha alcanzado el estado de equilibrio. Nivel microscópico Equilibrio dinámico, tanto los reactivos como los productos se forman con la misma velocidad que se descomponen. Nivel macroscópico A una temperatura determinada, las concentraciones de las distintas sustancias no varían con el tiempo.

1. Equilibrio químico Sea un proceso químico representado por la ecuación La ecuación anterior es la expresión matemática de la ley de acción de masas (LAM). 1.1 Ley de acción de masas y constante de equilibrio K c Una vez alcanzado el equilibrio,. Esta relación se puede expresar de la forma

1. Equilibrio químico El cociente K c se denomina constante de equilibrio. 1.1 Ley de acción de masas y constante de equilibrio K c Es un valor característico de cada equilibrio y solo cambia con la temperatura. Es un valor independiente de las cantidades iniciales de reactivos y productos. Las concentraciones que intervienen en la constante de equilibrio se expresan en mol/L (M). Para la siguiente reacción N 2 (g) + 3H 2 (g) 2NH 3 (g) La expresión de K c es Solo se incluyen las especies gaseosas y/o en disolución.

Ejercitación Ejercicio 2 “guía del alumno” D Aplicación :

1. Equilibrio químico 1.2 Constante de equilibrio K p En las reacciones en que intervienen gases, se puede establecer la constante de equilibrio en función de las presiones parciales (más fáciles de medir que las concentraciones). K p viene definida por: a A + b B  c C + d D En la siguiente reacción: 2SO 2 (g) + O 2 (g)  2SO 3 (g) La expresión de K p es p(SO 3 ) 2 K p = ——————— p(SO 2 ) 2 · p(O 2 )

1. Equilibrio químico 1.2 Constante de equilibrio K p Para relacionar este valor con K c debemos recordar la ecuación de estado de los gases ideales P V = n R T Sustituyendo en la expresión de presiones parciales: como n i /V = concentración molar del gas: O bien:

Ejercitación Ejercicio 6 “guía del alumno” E Aplicación

1. Equilibrio químico 1.3 Equilibrios heterogéneos Son aquellos en los que coexisten varias fases. La densidad de sólidos o líquidos puros, a una temperatura constante, no presenta variación, por lo que sus concentraciones se consideran constantes (no intervienen en la expresión de las constantes de equilibrio). Siempre hay que comprobar que la ecuación se encuentre balanceada. En el equilibrio se evalúan gases y sustancias en disolución:

1. Equilibrio químico 1.4 Interpretación de la constante K El valor de K indica si los reactantes o productos están favorecidos: Valor de KComportamiento Grande (>10 3 )Equilibrio favorece a los productos. Intermedio (10 –3 – 10 3 )Ni los reactantes ni los productos son favorecidos. Pequeño (<10 –3 )Equilibrio favorece a los reactantes. N 2 (g) + O 2 (g) 2NO (g) K c = 4,8x10  a 298 K K pequeño, el equilibrio favorece a los reactantes. H 2 (g) + Cl 2 (g) 2HCl (g) K c = 2,5x10 33 a 298 K K grande, el equilibrio favorece a los productos.

Ejercitación Ejercicio 8 “guía del alumno” B Aplicación

2. Principio de Le Châtelier Si se modifican las condiciones de un sistema que se encuentra en equilibrio, este se adapta a las nuevas condiciones alcanzando un nuevo estado de equilibrio. El principio de Le Châtelier dice “Si, en un sistema en equilibrio, se varía algún factor que afecte al equilibrio, este evolucionará en el sentido en que tienda a contrarrestar dicha variación”. Factores que modifican el equilibrio de un sistema: Temperatura Concentración Presión

2. Principio de Le Châtelier 2.1 Variación de concentración Cambios en la concentración de alguna de las especies químicas del sistema: “La reacción se desplazará en el sentido que permita alcanzar nuevamente la relación de concentraciones, representada por el valor de K a esa temperatura“ Aumento [R] Formación productos Aumento  P  Formación reactantes a A + b B  c C + d D [R] = concentración reactantes. [P] = concentración productos.

2. Principio de Le Châtelier 2.2 Variación en la presión Ejemplo: 2CO (g) + O 2 (g) → 2CO 2 (g) 2 volúmenes 1 volumen 2 volúmenes 3 volúmenes 2 volúmenes Al aumentar la presión en la reacción indicada, el equilibrio se desplaza hacia la formación de CO 2. En sistemas gaseosos en los que hay diferencia en el número de mol entre reactivos y productos, al aumentar la presión externa, el equilibrio se desplaza hacia donde exista el volumen más pequeño, y viceversa. Boyle → PV = constante, por lo que al aumentar la presión, el equilibrio se desplaza de forma que disminuya el volumen.

2. Principio de Le Châtelier 2.3 Variación en la temperatura Una variación de la temperatura modificará siempre el valor de la constante de equilibrio de un sistema. El equilibrio se desplazará en el sentido que compense dicha variación. Libera calor (en sentido directo) Reacción exotérmica ∆H < 0 ↑ T Desplazamiento hacia los reactantes (absorción de calor). ↓T Desplazamiento hacia los productos (liberación de calor). Absorbe calor (en sentido directo) Reacción endotérmica ∆H > 0 ↑ T Desplazamiento hacia los productos (absorción de calor). ↓T Desplazamiento hacia los reactantes (liberación de calor).

Ejemplos ¿Hacia dónde se desplazará el equilibrio al aumentar la temperatura? ∆H > 0 Los catalizadores no modifican la constante de equilibrio; favorecen que se alcance el equilibrio con mayor o menor rapidez, pero no afectan a las concentraciones de las sustancias presentes. Al ser una reacción endotérmica, podemos situar la temperatura (T) en el lado de los reactantes, por lo que un aumento de esta, desplazará el equilibrio hacia los productos.

Ejercitación Ejercicio 11 “guía del alumno” D ASE :

Pregunta oficial PSU Fuente : DEMRE - U. DE CHILE, Modelo de PSU Ciencias Química Admisión ALTERNATIVA CORRECTA E

Tabla de corrección ÍtemAlternativaUnidad TemáticaHabilidad 1ECinéticaAplicación 2DCinéticaAplicación 3CCinéticaAplicación 4ACinéticaASE 5BCinéticaAplicación 6ECinéticaAplicación 7DCinéticaASE 8BCinéticaAplicación 9DCinéticaReconocimiento 10CCinéticaASE

Tabla de corrección ÍtemAlternativaUnidad TemáticaHabilidad 11DCinéticaASE 12DCinéticaComprensión 13CCinéticaReconocimiento 14ACinéticaComprensión 15ECinéticaASE

Síntesis de la clase EQUILIBRIO QUÍMICO Coexisten reactivos y productos. Alterado por Constante de equilibrio K c Concentraciones molares. Sustancias gaseosas y en disolución acuosa. K p Presiones parciales. Sustancias gaseosas. Concentración Presión Temperatura

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