Prof. JESSIKA HERNÁNDEZ

Presentación del tema: "Prof. JESSIKA HERNÁNDEZ"— Transcripción de la presentación:

1 Prof. JESSIKA HERNÁNDEZ
EQUILIBRIO QUÍMICO Prof. JESSIKA HERNÁNDEZ

2 ¿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. Equilibrio de moléculas(H2 + I2  2 HI) Concentraciones (mol/l) Tiempo (s) [HI] [I2] [H2]

3 EQUILIBRIO DINÁMICO EN SISTEMAS QUÍMICOS.
Las reacciones químicas pueden clasificarse en función de su grado de progreso en: Irreversibles: Transcurren hasta que algunos de los reactivos se consume totalmente; se representan mediante una ecuación con una flecha () Ejemplo: Ca(OH)2 (s) + 2 HCl (aq)  CaCl2 (aq) + H2O (l) La reacción transcurre sin que ninguno de los reactivos se consuma totalmente, hasta que se acaba produciendo un equilibrio entre reactivos y productos. Las ecuaciones se representan por una doble flecha () Reversibles: Ejemplo: H2 + I2  2 HI Se trata de un equilibrio dinámico,pues las reacciones directa e inversa continúan produciéndose incluso después de alcanzarse el equilibrio; las concentraciones se mantienen constantes, pues las velocidades de la reacción directa e inversa coinciden

4 LA LEY DEL EQUILIBRIO QUÍMICO
En un sistema químico en equilibrio, las concentraciones de los reactivos y de los productos, expresados en mol L-1, están relacionadas mediante una ecuación sencilla Ejemplo: Reaccionan entre sí H2 e I2, a 45 ºC : H2 (g) + I2 (g)  2 HI (g) Las concentraciones de H2, I2 e HI en equilibrio son diferentes en cada caso, pero la relación: llamada cociente de reacción o expresión de acción de masas, calculada para una situación de equilibrio, tiene el mismo valor en todos los experimentos. Esta es la ley del equilibrio químico, también llamada ley de acción de masas.La constante 54,5 se representa por Kc y se denomina constante de equilibrio.

5 Ejercicio A: Escribir las expresiones de KC para los siguientes equilibrios químicos: a) N2O4(g)  2NO2(g); b) 2 NO(g) + Cl2(g)  2 NOCl(g); c)CaCO3(s)  CaO(s) + CO2(g); d) 2 NaHCO3(s)  Na2CO3(s) + H2O(g) + CO2(g). a) b) c) d)

6 SIGNIFICADO QUÍMICO DEL VALOR DE LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO.
La constante de equilibrio de una reacción química, indica en qué grado los reactivos se transforman en productos, una vez alcanzado el equilibrio. Si K es muy grande: La reacción directa progresa hasta que prácticamente se agota alguno de los reactivos. Si K  1: En el equilibrio, las concentraciones de reactivos y productos son similares. Si K es muy pequeña: La reacción está muy desplazada hacia los reactivos Apenas se forman productos.

7 [H2] · [I2] 0,3/3 · 0,3/3 Kc= —————— = —————— = 0,25 [HI]2 (0,6/3)2
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 para 2 HI(g)  H2(g) + I2(g) a) ¿se encuentra en equilibrio?. a) [H2] · [I2] 0,3/3 · 0,3/3 Kc= —————— = —————— = 0, [HI] (0,6/3)2 Como Kc > 0 el sistema no se encuentra en equilibrio y la reacción se desplazará hacia la izquierda.

8 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: Ejemplo: N2 (g) H2 (g)  2 NH3 (g)

9 Problema: La constante de equilibrio, Kc, para la siguiente reacción química: C2H4 (g) + H2 (g)  C2H6 (g) a 25 ºC vale Calcula, a la misma temperatura, el valor de Kp Solución: Las constantes Kp y Kc están relacionadas por: En este caso: = 1 - (1 + 1) = - 1 Por tanto, a la temperatura de = 298 K, se cumple: = 5 • 1017 (mol L-1) • [ 0,082 (atm L K-1 mol -1 ) • 298 (K) ]-1 = 2,04 • 1016 mol2 L-1 atm -1 =

10 PRINCIPIO DE LE CHÂTELIER
Si un sistema, inicialmente en equilibrio, se perturba al modificar alguna condición experimental, se observa en él una evolución que le lleva de nuevo al equilibrio El principio de Le Châtelier permite predecir el sentido de dicha evolución: “Un sistema en equilibrio químico, sometido a una perturbación externa, reacciona en el sentido necesario para que la causa perturbadora quede, en lo posible, contrarrestada” Henry Louis Le Châtelier (1888) Este principio ha tenido una gran influencia en la industria química posterior, al guiar la fabricación de productos químicos con el máximo rendimiento posible. Si un sistema se encuentra en equilibrio (Q = Kc) y se produce una perturbación: Cambio en la concentración de alguno de los reactivos o productos. Cambio en la presión (o volumen) Cambio en la temperatura. El sistema deja de estar en equilibrio y trata de volver a él.

11 Adición o eliminación de un reactivo o producto.
Consideremos la reacción: H2 (g) + I2 (g)  2 HI (g) Cuando se alcanza el equilibrio Si se añade hidrógeno: a) Aumenta [H2], mientras que [I2] y [HI] permanecen constante; Q disminuye dejando de ser igual a Kc, rompiéndose el equilibrio químico. b) De acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema reacciona en el sentido de contrarrestar el aumento de la concentración de H2, consumiendo parte del H2 añadido, al reaccionar con el I2, produciendo más HI. c) El equilibrio se desplaza hacia la derecha: H2 (g) + I2 (g)  2 HI (g)

12 Cambios de volumen En un equilibrio químico con reactivos y/o productos gaseosos, una variación en el volumen (y por tanto en la presión) del sistema desplaza el equilibrio en el sentido en que la variación de los moles gaseosos anule la variación de la presión. Ejemplo: Consideremos el equilibrio entre gases PCl5 (g)  PCl3 (g) + Cl2 (g) a) Un efecto inmediato de una disminución de volumen del sistema es un aumento de la presión del recipiente. Dicho aumento se contrarresta si parte del PCl3 se combina con Cl2 dando PCl5, para reducir el número total de moles gaseosos y con ello, la presión total. b) El equilibrio se desplaza hacia la izquierda. Mezcla en equilibrio Equilibrio roto Equilibrio final

13 Cambios de temperatura.
En general, un aumento de temperatura desplaza un equilibrio en el sentido en que la reacción es endotérmica, mientras que una disminución la desplaza en el sentido en que es exotérmica. Ejemplo: Se calienta una mezcla de N2O4 y NO2 en equilibrio: N2O4 (g) + calor  2 NO2 (g) H = + 58,2 kJ Según el principio de Le Châtelier, el sistema responde contrarrestando parcialmente el aumento de temperatura. Esto se consigue si parte del N2O4 se disocia en NO2, pues en ese sentido la reacción es endotérmica y absorbe algo del calor que se ha suministrado para elevar la temperatura. El resultado es un aumento de la concentración de NO2 a expensas del N2O4 Se observa que, al aumentar T el sistema se desplaza hacia donde se consuma calor, es decir, hacia la izquierda en las reacciones exotérmicas y hacia la derecha en las endotérmicas. Si disminuye T el sistema se desplaza hacia donde se desprenda calor (derecha en las exotérmicas e izquierda en las endotérmicas).

14 Variaciones en el equilibrio
 [reactivos] >   [reactivos] <   [productos] >   [productos] <   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

15 CO · H2 Kc = —————— H2O
Ejemplo: ¿Hacia dónde se desplazará el equilibrio al: a)disminuir la presión? b) aumentar la temperatura? H2O(g) + C(s)  CO(g) + H2(g) (H > 0) Hay que tener en cuenta que las concentraciones de los sólidos ya están incluidas en la Kc por ser constantes. CO · H2 Kc = —————— H2O a) Al p el equilibrio  (donde más moles de gases hay: 1 de CO + 1 de H2 frente a 1 sólo de H2O) b) Al T el equilibrio también se desplaza hacia  donde se consume calor por ser la reacción endotérmica.

16 EQUILIBRIOS HETEROGÉNEOS.
Una reacción se dice que es homogénea cuando todos los reactivos y productos se mezclan uniformemente formando una única fase Ejemplo: Los equilibrios entre gases son homogéneos, porque todos los gases son miscibles y se mezclan uniformemente entre sí Una reacción se denomina heterogénea cuando en la mezcla de reacción pueden distinguirse varias fases, físicamente diferenciadas Ejemplo: La descomposición térmica del bisulfuro amónico NH4HS (s)  NH3 (g) + H2S (g) En el equilibrio existen dos fases: una sólida, el NH4HS y otra gaseosa formada por la mezcla homogénea del NH3 y el H2S La constante de equilibrio toma el valor: Equilibrio heterogéneo

17 Constantes de equilibrio en sistemas heterogéneos.
La concentración de un sólido o de un líquido puro, a una temperatura dada, tiene un valor constante, que no depende de la cantidad de sustancia. En la expresión de la constante Kc para un equilibrio heterogéneo, no aparecen las concentraciones de los sólidos ni las de los líquidos puros. Analogamente, la constante Kp correspondiente a un equilibrio heterogéneo sólo incluye las presiones parciales de las sustancias gaseosas. Ejemplo: NH4HS (s)  NH3 (g) + H2S (g) La concentración molar de NH4HS permanece constante, de forma independiente al número de gramos presentes; por tanto el término [NH4HS(s)] se puede incorporar a la constante de equilibrio Kc y obtener una nueva constante, Kc´, que vale: Kc = Cuando se da el valor de la constante de equilibrio de una reacción heterogénea siempre se refiere a Kc,

18 Escribe las expresiones de Kc y Kp para el equilibrio heterogéneo
Escribe las expresiones de Kc y Kp para el equilibrio heterogéneo correspondiente a la disociación del cloruro de fosfonio Problema PH4Cl (s)  PH3 (g) + HCl (g) Solución: En la expresión de acción de masas no aparecen las concentraciones de los sólidos; por tanto: El valor de Kp corresponde a la expresión: Teniendo en cuenta la relación entre las dos constantes: Pues : ng

19 Equilibrio: NH4CO2NH2(s)  2 NH3(g) + CO2(g) n(mol) equil. n – x 2x x
Ejemplo: En un recipiente se introduce cierta cantidad de carbamato amónico, NH4CO2NH2 sólido que se disocia en amoniaco y dióxido de carbono cuando se evapora a 25ºC. Sabiendo que la constante KP para el equilibrio NH4CO2NH2(s)  2NH3(g) + CO2(g) y a esa temperatura vale 2,3·10-4. Calcular KC y las presiones parciales en el equilibrio. Equilibrio: NH4CO2NH2(s)    2 NH3(g)  +  CO2(g) n(mol) equil n – x x x KP =  2,3x10-4 =  p(NH3)2 . p(CO2) = (2x)2.x Despejando se obtiene que: p(CO2) = 0,039 atm p(NH3) = 0,078 atm.