Equilibrio Químico Identifica y Explica los factores que intervienen en el equilibrio químico en diversas reacciones químicas.

Presentación del tema: "Equilibrio Químico Identifica y Explica los factores que intervienen en el equilibrio químico en diversas reacciones químicas."— Transcripción de la presentación:

1 Equilibrio Químico Identifica y Explica los factores que intervienen en el equilibrio químico en diversas reacciones químicas.

2 ¿Qué es el 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.

3 Variación de las concentraciones en el tiempo
Equilibrio químico Concentraciones (mol/l) Tiempo (s) [HI] [I2] [H2]

4 Equilibrio dinámico El estado de equilibrio es un estado dinámico.
Cuando la reacción llega a esta condición no se detiene, si no que sigue desarrollándose en ambos sentidos. No se producen más cambios en las concentraciones por que las velocidades de reacción directa e inversa son iguales. El equilibrio se establece en sistemas cerrados.

5 Equilibrio Homogéneo y Heterogéneo
Si todos los reactivos y productos están en una sola fase, el equilibrio es homogéneo. Si uno o más reactivos o productos están en una fase diferente, el equilibrio es heterogéneo.

6 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 La constante Kc cambia con la temperatura ¡ATENCIÓN!: Sólo se incluyen las especies gaseosas y/o en disolución.

7 Equilibrio Químico Kc En la reacción anterior: H2(g)+ I2(g)  2 HI (g)

8 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). c) d) a) b)

9 En una reacción química reversible como: a A + b B  c C + d D se dan dos reacciones al mismo tiempo, por un lado A y B reaccionan para dar C y D y, conforme se van formando C y D, estos reaccionan también y regeneran los reactivos A y B. Cuando se igualan la velocidad de la reacción directa (hacia la derecha) y la velocidad de la reacción inversa (hacia la izquierda) se alcanza el equilibrio y las concentraciones de A, B, C y D permanecen constantes.

10 Para que se cumpla el equilibrio…
No obstante, el equilibrio es dinámico, las reacciones directa e inversa no se detienen en el equilibrio, pero la cantidad que se forma de los productos C y D es la misma que desaparece quedando la concentración inalterada. Para que se alcance el equilibrio químico se han de cumplir dos condiciones: Condición cinética: Vdirecta = Vinversa Condición termodinámica: ΔG = 0 (mínima entalpía y máxima entropía)

11 Magnitudes de la constante de equilibrio
Las constantes de equilibrio pueden ser muy grandes o muy pequeñas. La magnitud de la constante proporciona importante información acerca de la composición de una mezcla de equilibrio.

12 K > 1: reactantes < productos

13 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:

14 Constante de equilibrio (Kp)
En la reacción vista anteriormente: 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)– SO22 (RT)2 · O2 (RT)

15 Constante de equilibrio (Kp)
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)

16 Ejemplo: Calcular la constante Kp a 1000 K en la reacción de formación del amoniaco vista anteriormente. (KC = 1,996 ·10–2 M–2) N2(g) H2(g)  2 NH3(g) n = nproductos – nreactivos = 2 – (1 + 3) = –2 KP = Kc · (RT)n = L atm·L –2 1,996 ·10–2 —— · 0,082 ——— ·1000K = mol mol · K Kp = 2,97 · 10–6 atm–2

17 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. H2(g) + I2(g)  2 HI(g) Kc (698 K) = 55,0 Se trata de un verdadero equilibrio. 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.

18 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.

19 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

20 Unidades de Kc o Keq Es probable que se haya advertido que ninguno de los valores de Keq tiene unidades asociadas; no obstante, las presiones y concentraciones que forman parte de las expresiones de equilibrio tienen unidades de atmósferas y moles sobre litro, respectivamente. Por lo tanto, la constante de equilibrio no tiene unidades de medida es adimensional se eliminan las concentraciones mol/mol o las presiones atm con atm.

21 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”.

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23 Cambios en la Concentración; Remoción de productos o adición de reactivos
Si se remueven los productos (como quitar agua del lado derecho del tubo) La reacción se desplazará hacia la derecha hasta que se reestablezca el equilibrio. Si se agrega más reactivos (como agregar agua en el lado izquierdo del tubo) la reacción se desplazará hacia la derecha hasta que se reestablezca el equilibrio. 2

24 Efecto del cambio de temperatura
La temperatura afecta de modo diferente si la reacción es exotérmica o endotérmica. Se alcanza más rápidamente el equilibrio. Cambia el valor de la constante de equilibrio, Keq. 2

25 Efecto del cambio de presión
Un aumento en la presión externa hace evolucionar al sistema en la dirección del menor número de moles de gas. Una disminución lo hace reaccionar hacia donde existen mayor cantidad. Un aumento en la presión del siguiente sistema: CO(g) + 3 H2(g) CH4(g) + H2O(g) obliga a que el sistema se desplace hacia la derecha, hay cuatro moles a la izquierda y solo dos a la derecha.

26 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