QUIMICA APLICADA I2 + H2 2 HI Equilibrio Químico

¿Cuando un sistema está en equilibrio? Equilibrio Químico ¿Cuando un sistema está en equilibrio? Cuando está en un estado donde no es posible ningún cambio sin que haya cambios netos en el entorno.

aA + bB cC + dD Región de concentraciones constantes Concentraciones en el equilibrio

Velocidad de Reacción Directa aA + bB cC + dD κi Velocidad de Reacción Directa Vd = κ d .[A] a . [B] b Velocidad de Reacción Inversa En la zona de equilibrio Vd = Vi Vi = κ i .[C] c . [D] d entonces Por lo que κ d .[A] a . [B] b = κ i .[C] c . [D] d κ d [C] c . [D] d κ i [A] a . [B] b = κ d [C] c . [D] d κ i [A] a . [B] b = Kc Kc = Constante de Equilibrio

En definitiva, es una clase especial de reacción química que nunca llega a completarse: se produce simultáneamente en ambos sentidos (los reactivos forman productos, y a su vez, éstos forman de nuevo reactivos). Es decir, se trata de un sistema dinámico.

Kc [H I] 2 [I2] . [H2] Veamos un ejemplo Una mezcla de Iodo (I2) e Hidrógeno (H2) forma, mediante una reacción en equilibrio ácido Yodhídrico (HI). I2 (g) + H2 (g) 2 HI (g) Kc [H I] 2 [I2] . [H2] =

Significado del valor de Kc Tres situaciones posibles: La K > 1 entonces: [productos] > [reactivos] Favorable para productos La K ≈ 1 entonces [productos] ≈ [reactivos]. La K < 1 entonces [productos] < [reactivos]: Desfavorable para productos. Conociendo el valor de la constante de equilibrio se puede juzgar cualitativamente en que forma se desplaza la reacción antes de alcanzar el equilibrio, es decir si la reacción es o no favorable para la obtención de productos.

CaCO3(s)↔ CO2(g) + CaO(s) Clases de Equilibrios Homogéneos Heterogéneos Múltiples Reactivos y Productos en la misma fases Reactivos y Productos en diferente fases Los Productos participan en otro equilibrio 2CO(g) + O2(g) ↔ 2CO2(g) CaCO3(s)↔ CO2(g) + CaO(s) A ↔ B B ↔ C Kc [CO2]2 [CO]2 . [O2] = Kc = [CO2] Kc = K’1 . K”2

Supongamos la siguiente reacción Relación entre Kc y Kp Supongamos la siguiente reacción aA(g) ↔ bB(g) Kc [B] b [A]a = Kp PBb PAa = En función de sus presiones parciales PA . V nA . R . T = PB . V nB . R . T = Si tenemos que y nBRT V [B]b Kp (RT)(b-a) nART [A]a V = [ ] b a Reemplazando en Kp Kp Kc (RT)Δn =

Resumen de las reglas para escribir K * Concentraciones en mol/L (Kc) o en atm (Kp) * Sólidos puros, Líquidos puros y disolventes no aparecen en la expresión de K * Tanto Kp como Kc son adimensionales * Al expresar el valor de Kp o Kc, hay que especificar la ecuación balanceada y la temperatura * Si para una reacción de izquierda a derecha se define Kp o Kc, para la reacción de derecha a izquierda será 1/Kp o 1/Kc. * Si una reacción representa la suma de varias reacciones, la constante de equilibrio para la reacción global se expresa como el producto de cada constante de equilibrio. K global = K’.K”.Kn.

Veamos un ejemplo: Una mezcla de 0,5 moles de I2 y de 0,5 moles de H2 son colocados en un recipiente de 1 L a 430 °C. Si Kc = 54,3 calcule la concentración de H2, I2 y HI en el equilibrio. I2 + H2 ↔ 2HI 7,37 = 2x / [0,5 - x] x = 0,393 M 0,5 0,5 0,0 De esta manera: -x -x +2x [H2] = (0,5 – 0,393) = 0,107 M 0,5-x 0,5-x +2x [I2] = (0,5 – 0,393) = 0,107 M [HI] = (2 . 0,393) = 0,786 M Kc = [HI]2 / [I2] . [H2] Verificar 54,3 = [2x]2 / [0,5-x] . [0,5-x] 54,3 = [2x]2 / [0,5-x]2

Principio de Le Châtelier (1850-1936) · Si se aplica una perturbación externa sobre un sistema en equilibrio, el sistema se ajusta hacia una nueva posición de equilibrio. · Una vez que la perturbación cesa, el sistema tiende naturalmente a volver al equilibrio inicial. Cambio en la concentración Cambio en el V y la P Factores que afectan el equilibrio Cambio en la Temperatura Agregado de un catalizador

Cambios en la Concentración 2 H2(g) + O2(g) ↔ 2 H2O(g) Cambios en la Concentración ↑ [R] [P] El valor de K no se modifica [R] ↑ [P] Para saber si la reacción alcanzó el equilibrio Medir la [R] y de [P] Si Q < Kc R P Q [H2O]2 [H2]2 . [O2] = Cociente de la reacción Si Q = Kc Sistema en equilibrio Si Q > Kc R P

El equilibrio se desplaza hacia donde hay menos moles 2 H2(g) + O2(g) ↔ 2 H2O(g) Cambios en el V o en la P El equilibrio se desplaza hacia donde hay menos moles ↓ V ↑ P ↑ [P] El valor de K no se modifica ↑ [R] ↑ V ↓ P Si Δn = 0 : no hay desplazamiento Aumento de la Vd y la Vi en la misma magnitud Agregado de un catalizador No se altera la posición de equilibrio pero se llega más rápido al equilibrio El valor de K no se modifica

Agregado de un gas Inerte: 2 H2(g) + O2(g) ↔ 2 H2O(g) Δn de productos ≠ Δn de reactivos Aumento de la Presión total del Sistema Disminución de la Fracción Molar de cada gas Y como Ppx = PT . Xx Ppx permanece constante El efecto neto es que el equilibrio no se ve afectado por el agregado de un gas inerte El valor de K no se modifica

Cambios en la temperatura N2O4(g) ↔ 2 NO2(g) ΔH = 58 kj/mol Kc = k d/k i Vd y la Vi se modifican en diferente magnitud Si la temperatura se modifica El valor de K se modifica Por ejemplo, si la temperatura aumenta: El valor de Kc ↑ y ΔH es + (endo) El valor de Kc ↓ y ΔH es – (exo) La temperatura es la única variable que modifica el valor de Kc

Termodinámica y equilibrio ΔG = ΔG° – R T ln Q En el equilibrio: ΔG = 0 y Q = K - Si todos los reactivos y productos son gaseosos, K representa Kp. Si todos los reactivos y productos están en solución, K representa Kc. Si los reactivos y productos están en solución y gaseosos, K representa Kequilibrio ΔG° = – R T ln K Relación entre ΔG° y K K ln K ΔG° Comentarios >1 + - Los productos predominan sobre los reactivos en el equilibrio =1 0 0 En el equilibrio, cuando [C]c[D]d .. = [A]a[B]b .. (muy raro) <1 - + Los reactivos predominan sobre los productos en el equilibrio

Equilibrios Ácido-Base Ácido: toda sustancia capaz de donar protones o recibir electrones. Base: toda sustancia capaz de recibir protones o donar electrones. Propiedades ácido-base del agua: Mal conductor de la electricidad Electrolito débil Se comporta como una base frente a ácidos Se comporta como una ácido frente a bases Autoionización H2O(l) ↔ H+(ac) + OH-(ac)

H2O(l) ↔ H+(ac) + OH-(ac) Si escribimos Kc Kc = [H+] . [OH-] Kc se denomina “constante del producto iónico” Kc = [10-7] . [10-7] En el agua pura y a 25°C Kc = 10-14 En 1909 propone utilizar escala logarítmica (1868-1939) Soren Sorensen Números muy pequeños Soluciones ácidas: [H+]>10-7 entonces pH < 7 Soluciones neutras: [H+]=10-7 entonces pH =7 pH = - log [H+] Soluciones bàsicas: [H+]<10-7 entonces pH > 7

» De manera análoga pOH- = - log [HO-] pKc = pH + pOH 14 = pH + pOH Soluciones ácidas: [HO-] >10-7 entonces pOH< 7 Soluciones neutras: [HO-]=10-7 entonces pOH=7 pOH- = - log [HO-] Soluciones bàsicas: [HO-]<10-7 entonces pOH> 7 pKc = pH + pOH 14 = pH + pOH » Veamos un ejemplo: La concentración de iones OH- en una solución limpiadora es de 0,0025 M. Calcula la concentración de H+ y su pH. [H+] = Kw / [OH-] = 10 -14 / 0,0025 = 4 x 10-12 M pH = 11,4