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¿termina agotándose siempre, al menos, uno de los reactivos?

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Presentación del tema: "¿termina agotándose siempre, al menos, uno de los reactivos?"— Transcripción de la presentación:

1 ¿termina agotándose siempre, al menos, uno de los reactivos?
EQUILIBRIO QUÍMICO Cuando ocurre una reacción química, ¿termina agotándose siempre, al menos, uno de los reactivos?

2 DEFINICIÓN DE EQUILIBRIO QUÍMICO REACCIONES REVERSIBLES
Las reacciones que ocurren en un único sentido se llaman REACCIONES IRREVERSIBLES Las reacciones que ocurren en los dos sentidos se llaman REACCIONES REVERSIBLES En este caso, el EQUILIBRIO QUÍMICO se alcanza cuando los reactivos y los productos se consumen y se forman al mismo ritmo, es decir cuando las velocidades de la reacción directa e inversa se igualan

3 DEFINICIÓN DE EQUILIBRIO QUÍMICO
Imaginemos una reacción elemental, es decir, que ocurre en una sola etapa, En estos casos se puede demostrar que su ecuación de velocidad es: aA + bB cC + dD vd = k1[A]a [B]b k1 Si la reacción es reversible, también se produce en el sentido inverso en una sola etapa, y con una velocidad de reacción inversa dada por: cC + dD aA + bB vi = k2[C]c [D]d k2 vd Conforme pasa el tiempo disminuye la [reactivos] y, por tanto, disminuirá la vd Conforme pasa el tiempo aumenta la [productos] y, por tanto, aumentará la vi velocidad de reacción vd = vi vi tiempo t En el instante t en el que se igualan ambas velocidades se alcanza el equilibrio

4 DEFINICIÓN DE EQUILIBRIO QUÍMICO
Simbolizamos el equilibrio químico dentro de una reacción con una doble flecha que indica el sentido directo e inverso de la reacción: aA + bB cC + dD A nivel microscópico, entre las moléculas sigue produciéndose la reacción, tanto en sentido directo como inverso. Por eso decimos que se trata de un equilibrio dinámico. A nivel macroscópico, considerando el sistema en conjunto, parece como si la reacción se hubiera parado, ya que las [reactivos] y las [productos] permanecen constantes. Por eso, también se dice que se trata de un estado estacionario. velocidad de reacción tiempo vd vi vd = vi t

5 DEFINICIÓN DE EQUILIBRIO QUÍMICO
Una forma de clasificar los equilibrios es en función del estado de agregación en el que se encuentran los reactivos y los productos EQUILIBRIOS HOMOGÉNEOS EQUILIBRIOS HETEROGÉNEOS Los reactivos y productos se encuentran en la misma fase. Los reactivos y productos se encuentran en distinta fase. HCl(ac) + NaOH(ac) NaCl(ac) + H2O(l) C(s) + O2(g) CO(g) H2(g) + I2(g) HI(g) Fe(OH)3(s) Fe3+(ac) + 3OH(ac) Eq. entre una dis. saturada y su precipitado

6 Kc EQUILIBRIO HOMOGÉNEO
La constante de equilibrio referida a las concentraciones Kc Ley de acción de masas El valor de Kc es específico de cada reacción e independiente de las concentraciones iniciales de reactivos y productos. ¡¡ El valor de Kc sólo depende de la temperatura !! [ ]eq representa la concentración molar (en moles/L) en el equilibrio Sin embargo, Kc se considera adimensional: ¡¡no tiene unidades!! En la expresión de Kc sólo se incluyen las especies gaseosas o en disolución Para las especies en estado sólido o líquido consideraremos sus [ ] constantes y, por tanto, se integrarán en la constante de equilibrio (equilibrios heterogéneos)

7 Kc EQUILIBRIO HOMOGÉNEO
La constante de equilibrio referida a las concentraciones Kc Sea la reacción en equilibrio: El valor de Kc es específico de cada reacción e independiente de las concentraciones iniciales de reactivos y productos. ¡¡ El valor de Kc sólo depende de la temperatura !! Ley de acción de masas [ ]eq representa la concentración molar (en moles/L) en el equilibrio Sin embargo, Kc se considera adimensional: ¡¡no tiene unidades!! En la expresión de Kc sólo se incluyen las especies gaseosas o en disolución Para las especies en estado sólido o líquido consideraremos sus [ ] constantes y, por tanto, se integrarán en la constante de equilibrio. Pero esto cuando estudiemos los equilibrios heterogéneos

8 La constante de equilibrio referida a las concentraciones
EQUILIBRIO HOMOGÉNEO La constante de equilibrio referida a las concentraciones Kc Por ejemplo: Si la escribimos como: ¡¡ Sólo depende de la Tª !! Tª (K) Kc 298 794 500 160 764 46 1100 25

9 La constante de equilibrio referida a las concentraciones
EQUILIBRIO HOMOGÉNEO La constante de equilibrio referida a las concentraciones Kc Por ejemplo: Si la escribimos a la inversa: ¡¡ Sólo depende de la Tª !! Tª (K) Kc 298 794 500 160 764 46 1100 25

10 El grado de disociación
EQUILIBRIO HOMOGÉNEO El grado de disociación Al producirse una reacción de forma reversible, solo un porcentaje de los reactivos habrá reaccionado, mientras que el resto habrá quedado sin reaccionar El grado de disociación, , nos indica la cantidad en tanto por uno de reactivo que habrá reaccionado El grado de disociación, también se puede expresar en % Cuando 1 hay poca cantidad de reactivos sin reaccionar, es decir, que el equilibrio tendrá un alto rendimiento hacia la derecha, lo que se corresponderá con valores elevados de KC Cuando 0 ha reaccionado muy poca cantidad de reactivos, es decir, el equilibrio tendrá un alto rendimiento hacia la izquierda, lo que se corresponderá con valores pequeños de KC

11 El cociente de reacción
EQUILIBRIO HOMOGÉNEO El cociente de reacción QC Al comparar Qc con KC, se puede saber cómo evolucionará una reacción química reversible cuando los reactivos y los productos se encuentren en unas concentraciones cualesquiera diferentes de las que tienen en el equilibrio Si QC=KC, la reacción está en el equilibrio Si QC<KC, la reacción no está en el equilibrio, pues hay menos concentración de productos de la que hay en el equilibrio. Por tanto, la reacción evolucionará hacia la derecha hasta alcanzar el equilibrio Si QC>KC, la reacción no está en el equilibrio, pues hay más concentración de productos de la que hay en el equilibrio. Por tanto, la reacción evolucionará hacia la izquierda hasta alcanzar el equilibrio

12 La constante de equilibrio referida a las presiones
EQUILIBRIO HOMOGÉNEO La constante de equilibrio referida a las presiones KP Cuando las reacciones son homogéneas y transcurren en fase gaseosa, es más cómodo describir el estado de los gases con sus presiones parciales expresadas en atm que con sus concentraciones molares Para una mezcla gaseosa:

13 KP EQUILIBRIO HOMOGÉNEO
La constante de equilibrio referida a las presiones KP Sea la reacción entre gases en equilibrio: (Pi)eq representa la presión parcial (en atm) en el equilibrio Al igual que KC, KP se considera adimensional: ¡¡no tiene unidades!! Al igual que KC es independiente de las concentraciones iniciales de reactivos y productos y sólo depende de la Tª, KP es independiente de las presiones parciales iniciales de reactivos y productos, y ¡¡sólo depende de la temperatura!!

14 EQUILIBRIO HOMOGÉNEO ¿Cuál será la relación entre KP y KC
para una reacción entre gases en equilibrio?

15 FACTORES QUE AFECTAN AL EQUILIBRIO PRINCIPIO DE LE CHÂTELIER
El principio de Le Chatelier nos permite predecir cuál será el sentido del desplazamiento del equilibrio de un modo cualitativo cuando se altera alguno de los factores que le afectan Cuando se produce una variación de las condiciones de un sistema en equilibrio químico, el sistema tiende a recuperar el equilibrio oponiéndose a la causa que lo ha modificado.

16 PRINCIPIO DE LE CHÂTELIER
FACTORES QUE AFECTAN AL EQUILIBRIO PRINCIPIO DE LE CHÂTELIER Cambios en la concentración de los reactivos o los productos Al aumentar la concentración de una sustancia, el equilibrio evoluciona oponiendose a dicho cambio haciendo disminuir la cantidad presente de esa sustancia. Al disminuir la concentración de una sustancia, el equilibrio evoluciona oponiendose a dicho cambio haciendo aumentar la cantidad presente de esa sustancia. PCl3(g) + Cl2 (g) ⇌ PCl5 (g) Si se aumenta la concentración de Cl2, el sistema alcanzará un nuevo equilibrio produciendo más cantidad de PCl5. Si se disminuye la concentración de PCl3, el equilibrio se desplazará hacia la formación de PCl3 y Cl2 oponiendose a la variación introducida.

17 FACTORES QUE AFECTAN AL EQUILIBRIO PRINCIPIO DE LE CHÂTELIER
Cambios en la presión Los cambios de presión sólo afectan a los GASES, ya que líquidos y sólidos son prácticamente incompresibles Una disminución de la presión producida por un aumento del volumen del sistema provoca que el equilibrio se desplace en el sentido en el que aumentan los moles de las sustancias gaseosas, para así contrarrestar la disminución de presión En este caso hay que tener en cuenta que 3 H2 (g) + N2 (g) ⇌ 2 NH3 (g) Un aumento de la presión exterior desplaza el equilibrio hacia la formación de amoniaco pues en ese término hay un menor número de moles de sustancias gaseosas. Una disminución de la presión exterior desplaza el equilibrio hacia la producción de una mayor cantidad de sustancias gaseosas, es decir hacia la producción de nitrógeno e hidrógeno. Un aumento de la presión producido por una disminución del volumen provoca que el equilibrio se desplace en el sentido que se contrarreste ese aumento de presión; es decir, en el sentido en que disminuyen los moles de las sustancias gaseosas

18 PRINCIPIO DE LE CHÂTELIER
FACTORES QUE AFECTAN AL EQUILIBRIO PRINCIPIO DE LE CHÂTELIER Cambios en la temperatura Al aumentar la temperatura, el equilibrio se desplaza en el sentido en que se absorba calor (reacción endotérmica) para contrarrestar dicho aumento. Al disminuir la temperatura, el equilibrio se desplaza en el sentido en que se desprenda calor (reacción exotérmica) para contrarrestar dicha disminución. CH2=CH2(g) + H2(g) ⇌ CH3-CH3(g) ΔH= -136 KJ/mol Si se aumenta la temperatura, el sistema evolucionará en el sentido en que se oponga absorbiendo calor; por tanto se desplazará hacia la izquierda en el sentido de la regeneración de etileno e hidrógeno. Si se disminuye la temperatura, el sistema se opondrá desprendiendo calor y desplazándose hacia la formación de etano.

19 PRINCIPIO DE LE CHÂTELIER
FACTORES QUE AFECTAN AL EQUILIBRIO PRINCIPIO DE LE CHÂTELIER Adición de un catalizador La adición de un catalizador produce la misma variación en la velocidad del proceso directo y del inverso y, por tanto, no afecta al equilibrio, aunque sí modifica el tiempo que tarda en alcanzarse el estado de equilibrio

20 EQUILIBRIOS HETEROGÉNEOS: REACCIONES DE PRECIPITACIÓN
Las sustancias reaccionantes no se encuentran en el mismo estado físico, en la expresión de su constante de equilibrio no se incluyen ni las [ ] ni las presiones parciales de los sólidos o líquidos puros

21 EQUILIBRIOS HETEROGÉNEOS: REACCIONES DE PRECIPITACIÓN
Nosotros vamos a estudiar los equilibrios que se producen entre solutos sólidos poco solubles y sus iones en disolución. Es lo que llamamos reacciones de precipitación Cuando formamos una disolución saturada de AnBm se produce un equilibrio heterogéneo entre la sal no disuelta (en estado sólido) y los iones en disolución La constante de equilibrio referida alas concentraciones de una sal poco soluble en disolución se denomina producto de solubilidad

22 EQUILIBRIOS HETEROGÉNEOS: REACCIONES DE PRECIPITACIÓN
Los valores del producto de solubilidad son muy pequeños para sales poco solubles Recordemos que la solubilidad s de una sal es la concentración de sal disuelta en una disolución saturada de la misma, y que se expresa en gsoluto/Ldisolución ó molessoluto/Ldisolución Conviene recordar que tanto la solubilidad como el producto de solubiliad dependen sólo de la temperatura

23 EQUILIBRIOS HETEROGÉNEOS: REACCIONES DE PRECIPITACIÓN
Podemos relacionar la solubilidad (expresada en mol/L) y el producto de solubilidad para sales poco solubles (a una temperatura determinada) Pero esta relación depende de la proporción entre los iones de la sal s s s 2s s 3s 2s

24 EQUILIBRIOS HETEROGÉNEOS: REACCIONES DE PRECIPITACIÓN
Gracias al producto de solubilidad también podemos predecir si precipitará o no una sal cuando tengamos unas determinadas concentraciones de los iones de la sal Para ello es útil definir el producto iónico Q, de la misma manera que definíamos el cociente de reacción para un equilibrio homogéneo, y compararlo con el producto de solubilidad: Disolución saturada: El sistema está en equilibrio Disolución sobresaturada La reacción se desplaza hacia la izquierda. Se formará precipitado. Disolución insaturada. La reacción se desplaza hacia la derecha. Se disolverá precipitado.

25 EQUILIBRIOS HETEROGÉNEOS: REACCIONES DE PRECIPITACIÓN
Efecto del ión común en los equilibrios de solubilidad Si a un equilibrio de solubilidad le añadimos una cierta cantidad de uno de los iones, mediante la adición de una segunda disolución que lo contiene, se producirá un aumento en la concentración de dicho ión La presencia de este ión común creará una situación en la que el producto iónico supere el producto de solubilidad (Q>Ks) Como consecuencia, el equilibrio se desplazará hacia la izquierda formando más precipitado, es decir, más sal en estado sólido La solubilidad de un compuesto poco soluble disminuye en presencia de un segundo soluto que proporcione un ión común

26 EQUILIBRIOS HETEROGÉNEOS: REACCIONES DE PRECIPITACIÓN
Efecto del ión común en los equilibrios de solubilidad EJEMPLO ión común Adición de El equilibrio se desplaza hacia la izquierda y precipita AgI(s) La solubilidad de un compuesto poco soluble disminuye en presencia de un segundo soluto que proporcione un ión común

27 UN EJEMPLO DE EQUILIBRIOS HETEROGÉNEOS: REACCIONES DE PRECIPITACIÓN
El efecto del pH en los equilibrios de solubilidad Si a un equilibrio de solubilidad le añadimos cierta cantidad de un ácido que aporte iones H+, estos iones H+ pueden reaccionar con los iones negativos de la sal disuelta para formar otra especie, disminuyendo así la concentración de dicho ión negativo La presencia de estos iones H+ creará una situación en la que el producto iónico sea menor el producto de solubilidad (Q<Ks) Como consecuencia, el equilibrio se desplazará hacia la derecha disolviéndose más precipitado, es decir, más sal se disolverá La solubilidad de un compuesto poco soluble puede aumentar en presencia de una disolución ácida que aporte iones H+

28 UN EJEMPLO DE EQUILIBRIOS HETEROGÉNEOS: REACCIONES DE PRECIPITACIÓN
El efecto del pH en los equilibrios de solubilidad EJEMPLO Se añade El equilibrio se desplaza hacia la derecha y se disuelve más Mg(OH)2(s) Disminuye la [OH-] y, como consecuencia, Q<Ks La solubilidad de un compuesto poco soluble puede aumentar en presencia de una disolución ácida que aporte iones H+


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