Equilibrio de moléculas (H2 + I2  2 HI)

Variación de la concentración con el tiempo (H2 + I2  2 HI) Equilibrio químico Concentraciones (mol/l) Tiempo (s) [HI] [I2] [H2]

¿Qué es un equilibrio químico? Es una reacción que nunca llega a completarse, pues se produce en ambos sentidos (los reactivos forman productos, y a su vez, éstos forman de nuevo reactivos). Cuando las concentraciones de cada una de las sustancias que intervienen (reactivos o productos) se estabiliza se llega al EQUILIBRIO QUÍMICO.

N2O4 (g)  2 NO2 (g) Experimento [N2O4] Inicial (mol/L) [NO2] final Relación [NO2]2 1 0.697 0.00 0.669 0.0558 4.65 x10-3 2 0.450 0.050 0.452 0.0457 4.62 x10-3 3 0.500 0.03 0.491 0.0480 4.69 x10-3 4 0.0 0.2 0.090 0.0204

Constante de equilibrio (Kc) En una reacción cualquiera: a A + b B  c C + d D la constante Kc tomará el valor: para concentraciones en el equilibrio ¡ATENCIÓN!: Sólo se incluyen las especies gaseosas y/o en disolución. Las especies en estado sólido o líquido no se incluyen

En las reacciones anteriores: a) H2(g)+ I2(g)  2 HI (g) b) N2O4 (g)  2 NO2 (g)

Ejemplos: a) 2 NO(g) + Cl2(g)  2 NOCl(g); b)CaCO3(s)  CaO(s) + CO2(g); c) 2 NaHCO3(s)  Na2CO3(s) + H2O(g) + CO2(g).

Constante de equilibrio (Kp) En las reacciones en que intervengan gases es mas sencillo medir presiones parciales que concentraciones: a A + b B  c C + d D y se observa la constancia de Kp viene definida por:

En la reacción : 2 SO2(g) + O2(g)  2 SO3(g) p(SO3)2 Kp = ——————— p(SO2)2 · p(O2) De la ecuación general de los gases: p ·V = n ·R·T se obtiene: n p =  ·R ·T = concentración · R · T V SO32 (RT)2 Kp = —————————— = Kc · (RT)–1 SO22 (RT)2 · O2 (RT)

Vemos, pues, que KP puede depender de la temperatura siempre que haya un cambio en el nº de moles de gases pcc · pDd Cc (RT)c · Dd (RT)d Kp = ———— = —————————— = pAa · pBb Aa (RT)a · Bb (RT)b en donde n = incremento en nº de moles de gases (nproductos – nreactivos)

Ejemplo: De acuerdo a la siguiente reacción de equilibrio a 46 ºC: 2 SO2 (g) + O2 (g)  2 SO3 (g) Si en equilibrio se encuentran las siguientes concentraciones: [SO2] = 1.2 M [O2] = 0.36 M [SO3]= 0.25 M Kc = [0.25 M]2 = 0.126 [1.2M]2[0.36M] Dn = (2-3) = -1 Kp = 0.126 [(0.082 (atm L/ (mol K)) * 319 K]-1 Kp = 0.0048

Magnitud de Kc y Kp. El valor de ambas constantes puede variar entre límites bastante grandes: H2(g) + Cl2(g) 2 HCl (g) Kc (298 K) = 2,5 ·1033 La reacción está muy desplazada a la derecha. N2(g) + O2(g)  2 NO (g) Kc (298 K) = 5,3 ·10–31 La reacción está muy desplazada a la izquierda, es decir, apenas se forman productos.

Calculo de K en equilibrio Ejemplo: Calcule la constante de equilibrio cuando en equilibrio se tienen 0.23 M de NO, 0.31 M de Cl2 y 0,9 M de NOCl 2 NO(g) + Cl2(g)  2 NOCl(g);

Cociente de reacción (Q) En una reacción cualquiera: a A + b B  c C + d D se llama cociente de reacción a: Tiene la misma fórmula que la Kc pero a diferencia que las concentraciones no tienen porqué ser las del equilibrio.

Cociente de reacción (Q) Si Q = Kc entonces el sistema está en equilibrio. Si Q < Kc el sistema evolucionará hacia la derecha, es decir, aumentarán las concentraciones de los productos y disminuirán las de los reactivos hasta que Q se iguale con Kc. Si Q > Kc el sistema evolucionará hacia la izquierda, es decir, aumentarán las concentraciones de los reactivos y disminuirán las de los productos hasta que Q se iguale con Kc

Ejemplo: En un recipiente de 3 litros se introducen 0,6 moles de HI, 0,3 moles de H2 y 0,3 moles de I2 a 490ºC. Si Kc = 0,022 a 490ºC 2 HI(g)  H2(g) + I2(g) a) ¿se encuentra en equilibrio? [H2] · [I2] 0,3/3 · 0,3/3 Q = —————— = —————— = 0,25 [HI]2 (0,6/3)2 Como Q > Kc el sistema no se encuentra en equilibrio y la reacción se desplazará hacia la izquierda.

Principio de Le Chatelier “Un cambio o perturbación en cualquiera de las variables que determinan el estado de equilibrio químico produce un desplazamiento del equilibrio en el sentido de contrarrestar o minimizar el efecto causado por la perturbación”.

Variaciones en el equilibrio  [reactivos] > 0   [reactivos] < 0   [productos] > 0   [productos] < 0   T > 0 (exotérmicas)   T > 0 (endotérmicas)   T < 0 (exotérmicas)   T < 0 (endotérmicas)   p > 0 Hacia donde menos nº moles de gases  p < 0 Hacia donde más nº moles de gases

Considere la siguiente reacción: A 100 °C su constante de equilibrio tiene un valor de Kc = 2,19x10-10. (a) Calcule Kp para la reacción. A través de cálculos responda si las siguientes mezclas de reactante y productos están en una posición de equilibrio. (b) [COCl2] = 5,00x10-2 M; [CO] =3,31x10-6 M; [Cl2] = 3,31x10-6 M (c) [COCl2] = 3,50x10-3 M; [CO] =1,11x10-5 M; [Cl2] = 3,25x10-6 M (d) [COCl2] = 1,45 M; [CO] = 1,56x10-6 M; [Cl2] = 1,56x10-6 M

H2 + CO2  H2O + CO Moles iniciales 1 mol 1 mol - X - X Reacción + X Formación X X Equilibrio 1 - X 1 - X : Kc = [X ] [X] [1 - X][1 - X] 4.4 = [X ]2 [1 – 2X + X2] Kc = [H2O] [CO] [H2][CO2]

X = b ± b2 - 4 ac X = aX2 – bX + C =0 2a X1 = 1.91 X2 = 0.68 4.4 - 8.8X + 4.4 X2 = X2 3.4 X2 - 8.8X + 4.4 = 0 X = b ± b2 - 4 ac 2a X = aX2 – bX + C =0 X = 8.8 ± (8.8)2 - 4* 3.4*4.4 2 * 3.4 X1 = 1.91 X2 = 0.68 [H2] = [ CO2] = 1 – X = 0.32 [H2O] = [ CO] = X = 0.68

9. Una mezcla de 0,100 moles de CO2, 0,05000 moles de H2 y 0,1000 moles de H2O se colocan en un recipiente de 1,000 L. Se establece el equilibrio siguiente: CO2 (g) + H2 (g) ↔ CO(g)+ H2O(g) En el equilibrio [CO2] = 0,0954 M. a) Calcule la concentración en el equilibrio de todas las demás especies. b) Calcule Kc de la reacción c) ¿Se dispone de suficiente información para calcular Kp? R: (a) [H2] = 0,0454 M, [CO] = 0,0046 M, [H2O] = 0,1046 M [CO2] = 0,0954 M (b) Kc = 0,11, (c) No. Para calcular Kp a partir de Kc, se debe conocer la temperatura de la reacción. Aunque en este caso Kc = Kp ya que Δn = 0