Equilibrio Químico (Fase de Gas). Reacción Química Cinética Química Equilibrio Químico Equilibrio Químico: Gráfico P vs. t Constante de Equilibrio Equilibrio.

Presentación del tema: "Equilibrio Químico (Fase de Gas). Reacción Química Cinética Química Equilibrio Químico Equilibrio Químico: Gráfico P vs. t Constante de Equilibrio Equilibrio."— Transcripción de la presentación:

1 Equilibrio Químico (Fase de Gas)

2 Reacción Química Cinética Química Equilibrio Químico Equilibrio Químico: Gráfico P vs. t Constante de Equilibrio Equilibrio Químico: Características Equilibrio Químico: Ejemplo Equilibrio Químico: Acción de Masas Equilibrio Químico: Comentarios Equilibrio Químico Homogéneo y Heterogéneo Equilibrio Heterogéneo Equilibrio Químico: Relación entre Kc y Kp

3 Reacción Química Una reacción química es un proceso mediante el cual cambia la composición de un sistema. Los moles de cada sustancia presentes en la mezcla inicial son diferentes de los moles de cada sustancia presentes en la mezcla final. Por ejemplo, para la reacción: La mezcla inicial contiene una mezcla de 2 moles de A y 3 moles de B 2. La mezcla final contiene 2 moles de AB 2, 1 mol de A y 1 mol de B 2. A + 2B 2 → 2 AB 2 Mezcla inicial) 2 moles 3 moles 0 mol Reacción) - 1 mol - 2 moles + 2 moles Mezcla Final) 1 mol 1 mol 2 moles

4 La velocidad de la reacción (pendiente de la tangente en cada punto) disminuye a medida que el tiempo avanza, ya que la concentración del reactivo va desapareciendo. Cinética Química A + 2B 2 → 2 AB 2

5 Cinética: Reacción Directa Las reacciones químicas se producen por los choques eficaces entre las moléculas de reactivos, en este caso, moléculas de A y de B 2 De acuerdo con la teoría de colisiones, la velocidad de la reacción disminuye a medida que los reactivos se consumen (baja la concentración de A y de B 2 ), ya que desciende el número de choques entre sus moléculas. Para que ocurra la reacción, las interacciones entre las moléculas debe tener la orientación adecuada y las partículas deben alcanzar, al menos, la energía necesaria para reaccionar; este valor se denomina energía de activación. A + 2B 2 → 2 AB 2

6 Cinética: Reacción Inversa A medida que la reacción avanza, aumenta la concentración de AB 2 ; por ende, es probable que ocurran choques efectivos entre esas moléculas, de forma tal que alcancen la energía de activación necesaria para formar A y B 2. Si las moléculas de AB 2 interactúan de manera efectiva y alcanzan la energía de activación, se dará la reacción inversa: A + 2B 2 2 AB 2 A medida que la reacción avanza, el aumento de la concentración de AB 2 genera un incremento de la velocidad de la reacción inversa

7 Si se estudia en un gráfico de energía potencial en función del avance de la reacción, se encuentra: Cinética: Energía de Activación Directa e Inversa (Ea) Energía de activación (Reacción Directa) Energía potencial Recorrido de la reacción Complejo activado Reactivos Productos Energía de activación (Reacción Inversa)

8 Equilibrio Químico  Puede llegar un momento cuando la velocidad de ambas reacciones: directa e inversa se igualen, en ese momento, la velocidad neta de la reacción se hace igual a cero. A + 2B 2 2 AB 2  A medida que la reacción directa avanza, la disminución de la concentración de los reactivos (A y B 2 ) genera un descenso de la velocidad de la reacción directa. A + 2B 2 2 AB 2  A medida que la reacción directa avanza, el aumento de la concentración de AB 2 genera un incremento de la velocidad de la reacción inversa. A + 2B 2 2 AB 2

9  En el equilibrio químico están presentes dos reacciones opuestas, directa e inversa, a la misma velocidad V(directa) = V(inversa)  Vneta = Vdir. – Vinv. = 0 Equilibrio Químico A + 2B 2 2 AB 2  En la reacción directa, por cada mol de A que reacciona, se consumen dos moles de B 2 y se producen dos moles de AB 2.  En el equilibrio, ambas reacciones tienen la misma velocidad, así, por ejemplo, mientras la reacción directa consume un mol de A, se produce un mol de A por la reacción inversa.  En la reacción inversa, por cada dos moles de AB 2 que se consumen, se producen un mol de A y dos moles de B 2

10 En el equilibrio, la concentración (o presión) de cada sustancia, permanece constante. A + 2B 2 2 AB 2 Equilibrio Químico: Gráfico P vs. t t∞t∞ AB 2 Equilibrio P B2B2 t A

11 A + 2B 2 2 AB 2 Constante de Equilibrio Kc: Kp: t∞t∞ AB 2 Equilibrio P B2B2 t A Si la temperatura es constante, la relación de concentraciones (y de presiones) en el estado final de equilibrio químico, es un valor constante llamado constante de equilibrio (K)

12 Ley de Acción de Masas aA + bB cC + dD K >> 1Se favorece la formación de productos Alto % de conversión de reactivos a productos. K = [C] c eq [D] d eq [A] a eq [B] b eq Para una reacción química cualquiera, se cumple: Equilibrio Químico y K K << 1No se favorece la formación de productos Bajo % de conversión de reactivos a productos.

13 K >>1K << 1 Se favorece la formación de productos No se favorece la formación de productos Equilibrio Químico y K Equilibrio PAPA t PBPB PAPA t PBPB aA (g)  bB(g)

14 El equilibrio químico es un estado dinámico en el cual las propiedades macroscópicas del sistema, por ejemplo: temperatura, presión y composición, permanecen constantes. Las características 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. Equilibrio Químico: Características

15  A temperatura constante, el N 2 O 4 (gas incoloro) se descompone para producir NO 2 (gas de color marrón); a medida que la descomposición avanza, va aumentando el número de moléculas de NO 2, por lo que el color marrón se va intensificando. La reacción directa es N 2 O 4 (g) 2NO 2 (g) Ejemplo de Equilibrio Químico  A medida que aumenta la concentración de NO 2, se presenta la reacción inversa, que disminuye la intensidad del color marrón. La reacción inversa es N 2 O 4 (g) 2NO 2 (g)  Si se establece el equilibrio, la concentración de ambos gases permanecerá constante, se cumple con el valor de Kp a la temperatura de la reacción, y no se observarán cambios en el color. N 2 O 4 (g)  2NO 2 (g)

16 Ejemplo de Equilibrio Químico Se cumple con el valor de K

17 El equilibrio químico es un estado dinámico en el cual las propiedades macroscópicas del sistema, por ejemplo: temperatura, presión y composición, permanecen constantes. Como ya se ha explicado previamente, el equilibrio se establece cuando la velocidad de la reacción directa se iguala con la velocidad de la reacción inversa: Equilibrio Químico: Estado Dinámico Reacción directa N 2 O 4 (g) 2NO 2 (g) Reacción inversa N 2 O 4 (g) 2NO 2 (g) Es posible establecer el estado de equilibrio, partiendo de la reacción directa o de la reacción inversa.

18 N 2 O 4 2 NO 2 Equilibrio Químico: Acción de Masas NO 2 Pi t N2O4N2O4 Se comienza con una presión Pi de N 2 O 4, y se establece el equilibrio a partir de la reacción directa Se comienza con una presión Pi de NO 2, y se establece el equilibrio a partir de la reacción inversa NO 2 t N2O4N2O4 Pi

19 Si en la composición inicial están presentes todas las especies, es necesario aplicar la ley de acción de masas inicial (Q) a las concentraciones iniciales o a las presiones iniciales. Por ejemplo, para la reacción: N 2 O 4 (g)  NO 2 (g) Q > K Reacción Inversa Q = K No hay reacción neta porque el sistema está en Equilibrio Q < K Reacción Directa Equilibrio Químico: Acción de Masas

20 Se comienza con las presiones iniciales: P*i de N 2 O 4 y Pi de NO 2 Se comienza con las presiones iniciales: Pi* de N 2 O 4 y Pi de NO 2 Se comienza con las presiones iniciales: Pi* de N 2 O 4 y Pi de NO 2 Se establece el equilibrio a partir de la reacción directa No hay reacción neta Se establece el equilibrio a partir de la reacción inversa N 2 O 4 2 NO 2 NO 2 P*i t N2O4N2O4 PiPi Q < K NO 2 Pi t N2O4N2O4 Pi*Pi* Q = K NO 2 t N2O4N2O4 Pi Pi*Pi* Q > K Equilibrio Químico: Acción de Masas

21 P i (N 2 O 4 ) (atm) P i (NO 2 ) (atm) P eq (N 2 O 4 ) (atm) P eq (NO 2 ) (atm) Kp (T = 373 K) 0,5000,000Q < K0,0990,801 6,46 0,0001,000Q > K0,0990,801 0.5001,797Q = K0.5001,797 0,5001,000Q < K0,3021,396 0,0501,000Q > K0,1160,867 N 2 O 4 2 NO 2 Presiones en equilibrio calculadas a partir del valor de Kp = 6,46 determinado experimentalmente, a 373 K Equilibrio Químico: Acción de Masas

22 En un sistema en equilibrio:.- Están presentes todas las especies involucradas en la reacción..- Las concentraciones y presiones de las especies son constantes..- La ley de acción de masas cumple con el valor de Kp y de Kc Equilibrio Químico: Comentarios.- 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.

23 Equilibrio Químico Homogéneo y Heterogéneo El equilibrio homogéneo se establece cuando todas las sustancias están en la misma fase, por ejemplo: N 2 O 4 (g) 2NO 2 (g) El equilibrio heterogéneo se establece cuando hay sustancias en diferentes fases, por ejemplo: CaCO 3 (s) CaO (s) + CO 2 (g) K p = P (CO 2 ) eq NOTA: En la constante de equilibro no se incluyen valores para sólidos y líquidos puros, ya que la relación mol/l. permanece constante. K c = [CO 2 ] eq

24 CaCO 3 (s) CaO (s) + CO 2 (g) El valor de la presión de CO 2 en el equilibrio, no depende de las cantidades de CaCO 3 (s) o de CaO (s) sino de Kp que es función de T. Si el volumen es muy grande, es posible que todo el CaCO 3 reaccione, en ese caso, no se alcanzará el estado de equilibrio. Equilibrio Heterogéneo K p = P (CO 2 ) eq

25 aA (g) + bB (g) cC (g) + dD (g) Equilibrio Químico Relación entre Kc y Kp Si se estudia el equilibrio: 

26 Equilibrio Químico: Relación entre Kc y Kp 2H 2 (g) + O 2 (g)  2H 2 O(l) Δngas = 0 – (2 + 1)Kp = Kc(RT) -3 C(s) + CO 2 (g)  2 CO(g) Δngas = 2 – (1+0)Kp = Kc(RT) H 2 (g) + I 2 (g)  2 HI(g) Δngas = 2 – (1+1)Kp = Kc NH 4 Cl(s)  NH 3 (g) + HCl(g) Δngas = 2 – 0Kp = Kc(RT) 2 C 8 H 10 (s) + O 2 (g)  8 CO 2 (g) + 5 H 2 O (l) Δngas = 8 – Kp =Kc(RT ) -5/2