Post on 12-Mar-2018
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EQUILIBRIOQUÍMICO
Cuando ocurre una reacción química,
¿termina agotándose siempre,al menos, uno de los reactivos?
DEFINICIÓN DE EQUILIBRIO QUÍMICO
Las reacciones que ocurren en un único sentido se llaman REACCIONES IRREVERSIBLES
Las reacciones que ocurren en los dos sentidos se llamanREACCIONES 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
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
Conforme pasa el tiempo disminuye la [reactivos] y,
por tanto, disminuirá la vd
velocidadde reacción
tiempo
vd
vi
vd = vi
t
Conforme pasa el tiempo aumenta la [productos] y,
por tanto, aumentará la vi
En el instante t en el que se igualan ambas velocidades se alcanza el equilibrio
DEFINICIÓN DE EQUILIBRIO QUÍMICO
velocidadde reacción
tiempo
vd
vi
vd = vi
t
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.
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
Los reactivos y productos se encuentran en la misma fase.
EQUILIBRIOS HETEROGÉNEOS
Los reactivos y productos se encuentran en distinta fase.
H2(g) + I2(g) 2HI(g)
HCl(ac) + NaOH(ac) NaCl(ac) + H2O(l) C(s) + O2(g) 2CO(g)
Fe(OH)3(s) Fe3+(ac) + 3OH(ac)
Eq. entre una dis. saturada y su precipitado
DEFINICIÓN DE EQUILIBRIO QUÍMICO
EQUILIBRIO HOMOGÉNEO
La constante de equilibrio referida a las concentraciones Kc
d iv v 1 2
a b c dk A B k C D
Ley de acciónde masas
[ ]eq representa la concentración molar (en moles/L) en el equilibrio
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)
Sin embargo, Kc se considera adimensional: ¡¡no tiene unidades!!
1
2
c d
eq eqc a b
eq eq
C DkK
k A B
El valor de Kc es específico de cada reacción e independiente de las concentraciones iniciales
de reactivos y productos.
¡¡ El valor de Kc sólo dependede la temperatura !!
La constante de equilibrio referida a las concentraciones Kc
Sea la reacciónen equilibrio:
Ley de acciónde masas
aA bB cC dD
En la expresión de Kc sólo se incluyen las especies gaseosas
o en disolución
Sin embargo, Kc se considera adimensional: ¡¡no tiene unidades!!
El valor de Kc es específico de cada reacción e independiente de las concentraciones iniciales
de reactivos y productos.
¡¡ El valor de Kc sólo dependede la temperatura !!
1
2
c d
eq eqc a b
eq eq
C DkK
k A B
[ ]eq representa la concentración molar (en moles/L) en el equilibrio
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
EQUILIBRIO HOMOGÉNEO
La constante de equilibrio referida a las concentraciones Kc
Por ejemplo:
¡¡ Sólo depende de la Tª !!
Tª (K) Kc
298 794
500 160
764 46
1100 25
Si la escribimos como:
2 2
1 1( ) ( ) ( )
2 2I g H g HI g
2
2 2
eqc
eq eq
HIK
I H
' 1/ 2
1/ 2 1/ 2
2 2
( )eqc c
eq eq
HIK K
I H
EQUILIBRIO HOMOGÉNEO
La constante de equilibrio referida a las concentraciones Kc
Por ejemplo:
2 2( ) ( ) 2 ( )I g H g HI g
¡¡ Sólo depende de la Tª !!
Tª (K) Kc
298 794
500 160
764 46
1100 25
Si la escribimos a la inversa:
2 22 ( ) ( ) ( )HI g I g H g
2
2 2
eqc
eq eq
HIK
I H
2 2'2
1eq eqc
ceq
I HK
KHI
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
0
reaccionan
iniciales
n x
n n
El grado de disociación, también se puede expresar en %
0 1
%0% 100%
EQUILIBRIO HOMOGÉNEO
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
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
EQUILIBRIO HOMOGÉNEO
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
c d
eq eqc a b
eq eq
C DK
A B
c d
c a b
C DQ
A B
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:
T iP P
TT
n RTP
V i
i
n RTP
V
·i i TP P ii
T
n
n
EQUILIBRIO HOMOGÉNEO
La constante de equilibrio referida a las presiones KP
Sea la reacciónentre gases en
equilibrio:
aA bB cC dD
(Pi)eq representa la presión parcial (en atm) en el equilibrio
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!!
Al igual que KC, KP se considera adimensional: ¡¡no tiene unidades!!
( ) ( )
( ) ( )
c dC eq D eq
P a bA eq B eq
P PK
P P
EQUILIBRIO HOMOGÉNEO
¿Cuál será la relación entre KP y KC
para una reacción entre gases en equilibrio?
( ) ( )
( ) ( )
c dC eq D eq
P a bA eq B eq
P PK
P P
c d
eq eqc a b
eq eq
C DK
A B
ii
n RTP
V
·( ) nP CK K RT
productos reactivosn n n
EQUILIBRIO HOMOGÉNEO
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
FACTORES QUE AFECTAN AL EQUILIBRIOPRINCIPIO DE LE CHÂTELIER
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.
Al aumentar la concentración de una sustancia, el equilibrio
evoluciona oponiendose a dicho cambio haciendo disminuir la
cantidad presente de esa sustancia.
FACTORES QUE AFECTAN AL EQUILIBRIOPRINCIPIO DE LE CHÂTELIER
Cambios en la concentración de los reactivos o los productos
Al disminuir la concentración de una sustancia, el equilibrio
evoluciona oponiendose a dicho cambio haciendo aumentar la
cantidad presente de esa sustancia.
PCl3(g) + Cl
2 (g) ⇌ PCl
5 (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 Cl
2 oponiendose a la variación introducida.
Cambios en la presión
Los cambios de presión sólo afectan a los GASES, ya que líquidos y sólidos son prácticamente incompresibles
FACTORES QUE AFECTAN AL EQUILIBRIOPRINCIPIO DE LE CHÂTELIER
En este caso hay quetener en cuenta que
TT
n RTP
V
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
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
3 H2 (g) + N
2 (g) ⇌ 2 NH
3 (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.
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.
FACTORES QUE AFECTAN AL EQUILIBRIOPRINCIPIO DE LE CHÂTELIER
CH2=CH
2(g) + H
2(g) ⇌ CH
3-CH
3(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.
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
FACTORES QUE AFECTAN AL EQUILIBRIOPRINCIPIO DE LE CHÂTELIER
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
3 2( ) ( ) ( )CaCO s CaO s CO g 2CK CO2P COK P
2( ) ( ) ( ) ( )FeO s CO g Fe s CO g
2C
COK
CO 2CO
PCO
PK
P
22 ( ) ( ) 2 ( )Hg g O g HgO s
2
2
1CK
Hg O
2
2
1P
Hg O
KP P
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
( ) ( ) ( )m nn mA B s nA ac mB ac
La constante de equilibrio referida alas concentraciones de una sal poco soluble en disolución se denomina
producto de solubilidad
·n mm n
s eq eqK A B
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
( ) ( ) ( )m nn mA B s nA ac mB ac
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
·n mm n
s eq eqK A B
EQUILIBRIOS HETEROGÉNEOS:REACCIONES DE PRECIPITACIÓN
( ) ( ) ( ) ( )AgBr s AgBr ac Ag ac Br ac
s s s
2· ·sK Ag Br s s s
2sK s
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
EQUILIBRIOS HETEROGÉNEOS:REACCIONES DE PRECIPITACIÓN
2 23 3 3( ) ( ) ( ) ( )CaCO s CaCO ac Ca ac CO ac
s s s
2 2 23· ·sK Ca CO s s s
22 2( ) ( ) ( ) 2 ( )PbI s PbI ac Pb ac I ac
s s 2s
22 2 3· ·(2 ) 4sK Pb I s s s 34sK s
2 33 4 2 3 4 2 4( ) ( ) ( ) ( ) 3 ( ) 2 ( )Mg PO s Mg PO ac Mg ac PO ac
s 3s 2s3 22 3 3 2 5
4· (3 ) ·(2 ) 108sK Mg PO s s s 5108sK s
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:
·n mm n
s eq eqK A B ·
n mm nQ A B
sQ K
sQ K
sQ K
Disolución saturada: El sistema está en equilibrio
Disolución sobresaturadaLa reacción se desplaza hacia la izquierda. Se formará precipitado.
Disolución insaturada. La reacción se desplaza hacia la derecha. Se disolverá precipitado.
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
EQUILIBRIOS HETEROGÉNEOS:REACCIONES DE PRECIPITACIÓN
ión común
La solubilidad de un compuesto poco soluble disminuye en presencia de un segundo soluto que proporcione un ión común
EJEMPLO
( ) ( ) ( ) ( )AgI s AgI ac Ag ac I ac
Adición de ( ) ( ) ( ) ( )KI s KI ac K ac I ac
sQ K
El equilibrio se desplaza hacia la izquierda y
precipita AgI(s)
EQUILIBRIOS HETEROGÉNEOS:REACCIONES DE PRECIPITACIÓN
Efecto del ión común en los equilibrios de solubilidad
UN EJEMPLO DE EQUILIBRIOS HETEROGÉNEOS:REACCIONES DE PRECIPITACIÓN
El efecto del pHen 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+
2( ) ( ) ( )H ac OH ac H O l
UN EJEMPLO DE EQUILIBRIOS HETEROGÉNEOS:REACCIONES DE PRECIPITACIÓN
El efecto del pHen los equilibrios de solubilidad
La solubilidad de un compuesto poco soluble puede aumentar en presencia de una disolución ácida que aporte iones H+
EJEMPLO
22 2( ) ( ) ( ) ( ) ( ) 2 ( )Mg OH s Mg OH ac Mg ac OH ac
Se añade ( ) ( ) ( )HCl ac Cl ac H ac
Disminuye la [OH-] y, como consecuencia, Q<Ks
El equilibrio se desplazahacia la derecha y
se disuelve más Mg(OH)2(s)