Date post: | 22-Jan-2016 |
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Equilibrio Químico
Universidad de La FronteraFac. Ing.Cs. y Adm.Dpto. Cs. Químicas
Prof. Josefina Canales
El equilibrio es un estado en que no hay ningún cambio notable mientras transcurre el tiempo .
Equlibrio químico se alcanza cuando:
• las velocidades de las reacciones directa e inversa se igualan y
• las concentraciones de los reactivos y productos permanecen constantes
Equilibrio físico
H2O (l)
Equilibrio químico
N2O4 (g)
14.1
H2O (g)
2NO2 (g)
N2O4 (g) 2NO2 (g)
Al principio con NO2 Al principio con N2O4 Al principio con NO2 & N2O4
equilibrio
equilibrio
equilibrio
14.1
TiempoTiempoTiempo
Con
cent
raci
ón
Con
cen t
raci
ón
Con
cen t
raci
ón
El estado de equilibrio
En el equilibrio: velocidaddir = velocidadinv
velocidaddir = kdir[N2O4] velocidadinv = kinv[NO2]2
Para el equilibrio dióxido de nitrógeno - tetróxido de dinitrógeno :
N2O4 (gas incoloro) = 2 NO2 (gas café)
kdir[N2O4] = kinv[NO2]2 kdir [NO2]2
kinv [N2O4]=
1) K pequeña N2 (g) + O2 (g) 2 NO(g) k = 1 x 10 -30
2) k grande 2 CO(g) + O2 (g) 2 CO2 (g) k = 2.2 x 1022
3) k intermedia 2 BrCl(g) Br2 (g) + Cl2 (g) k = 5
El cambio en Q durante la reacción N2O4-NO2
Con
cen
trac
ión
Ap
arie
nci
a d
e N
O2
constanteTiempo Tiempo Tiempo
Con
cent
raci
ón
Con
cen t
raci
ón
Con
cen t
raci
ón
N2O4 (g) 2NO2 (g)
= 4.63 x 10-3K = [NO2]2
[N2O4]
aA + bB cC + dD
K = [C]c[D]d
[A]a[B]bLey de acción de masa
K >> 1
K << 1
Desplaza a la derecha Favorece a los productos
Desplaza a la derecha Favorece a las productos
El equilibrio será
14.1
El equilibrio homogéneo se aplica a las reacciones en que todas las especies reactivas están en la misma fase.
N2O4 (g) 2NO2 (g)
Kc = [NO2]2
[N2O4]Kp =
NO2P2
N2O4P
En la mayoría de los casos
Kc Kp
aA (g) + bB (g) cC (g) + dD (g)
Kp = Kc(RT)n
n = moles de productos gaseosos – moles de reactivos gaseosos
= (c + d) – (a + b)
Equilibrio homogéneo
CH3COOH (ac) + H2O (l) CH3COO- (ac) + H3O+ (ac)
Kc =‘[CH3COO-][H3O+][CH3COOH][H2O]
[H2O] = constante
Kc = [CH3COO-][H3O+]
[CH3COOH]= Kc [H2O]‘
En la práctica general no se incluyen unidades para la constante de equilibrio.
Las concentraciones de equilibrio para la reacción entre monóxido de carbono y cloro molecular para formar COCl2 (g) a 740C son [CO] = 0.012 M, [Cl2] = 0.054 M, y [COCl2] = 0.14 M. Calcule las constantes de equilibrio Kc y Kp. CO (g) + Cl2 (g) COCl2 (g)
Kc = [COCl2]
[CO][Cl2]=
0.140.012 x 0.054
= 220
Kp = Kc(RT)n
n = 1 – 2 = -1 R = 0.0821 T = 273 + 74 = 347 K
Kp = 220 x (0.0821 x 347)-1 = 7.7
La constante de equilibrio Kp para la reacción
es 158 a1000K. ¿Cuál es la presión en el equilibrio de O2 si las PNO = 0.400 atm y PNO = 0.270 atm?2
2NO2 (g) 2NO (g) + O2 (g)
Kp = 2PNO PO
2
PNO2
2
PO2 = Kp
PNO2
2
PNO2
PO2 = 158 x (0.400)2/(0.270)2 = 347 atm
El equilibrio heterogéneo se aplica a las reacciones en que los reactivos y productos están en diferentes fases .
CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g)
Kc =‘[CaO][CO2]
[CaCO3][CaCO3] = constante[CaO] = constante
Kc = [CO2] = Kc x‘[CaCO3][CaO]
Kp = PCO2
La concentración de sólidos y líquidos puros no son incluidos en la expresión para la constante de equilibrio.
PCO 2= Kp
CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g)
PCO 2 No depende de la cantidad de CaCO3 o CaO
Considere el equilibrio siguiente en 295 K:
La presión parcial de cada gas es 0.265 atm. ¿Calcule Kp y Kc para la reacción?
NH4HS (s) NH3 (g) + H2S (g)
Kp = PNH3 H2SP = 0.265 x 0.265 = 0.0702
Kp = Kc(RT)n
Kc = Kp(RT)-n
n = 2 – 0 = 2 T = 295 K
Kc = 0.0702 x (0.0821 x 295)-2 = 1.20 x 10-4
A + B C + D
C + D E + F
A + B E + F
Kc =‘[C][D][A][B]
Kc =‘‘[E][F][C][D]
[E][F][A][B]
Kc =
Kc ‘Kc ‘‘Kc
Kc = Kc ‘‘Kc ‘ x
Si una reacción se puede expresar como la suma de dos o más reacciones, la constante de equilibrio para la reacción global está dada por el producto de las constantes de equilibrio de las reacciones individuales.
N2O4 (g) 2NO2 (g)
= 4.63 x 10-3K = [NO2]2
[N2O4]
2NO2 (g) N2O4 (g)
K = [N2O4]
[NO2]2‘ =
1K
= 216
Cuando la ecuación para una reacción reversible se escribe en dirección opuesta, la constante de equilibrio se vuelve el inverso de la constante de equilibrio original.
Escritura de las expresiones de las constante de equilibrio
• Las concentraciones de las especies reactivas en fase condensada se expresan en M. En la fase gaseosa, las concentraciones se pueden expresar en M o en atm.
• Las concentraciones de sólidos puros, líquidos puros y solventes no aparecen en las expresiones de constantes de equilibrio.
• La constante de equilibrio es una cantidad adimensional.
• Citando un valor por la constante de equilibrio, debe especificar la ecuación balanceada y la temperatura.
• Si una reacción puede expresarse como una suma de dos o más reacciones, la constante de equilibrio para la reacción global está dada por el producto de las constantes de equilibrio de las reacciones individuales.
Química cinética y equilibrio químico
A + 2B AB2
kf
kr
velocidadf = kf [A][B]2
velocidadr = kr [AB2]
Equilibriovelocidadf = velocidadr
kf [A][B]2 = kr [AB2]
kf
kr
[AB2]
[A][B]2= Kc =
El cociente de reacción (Qc) se calcula sustituyendo las concentraciones iniciales de los reactivos y productos en la expresión de la constante de equilibrio (Kc).
SI
• Qc > Kc el sistema procede de derecha a izquierda para alcanzar el equilibrio
• Qc = Kc el sistema está en equilibrio
• Qc < Kc el sistema procede de izquierda a derecha para alcanzar el equilibrio
Reactivos Producos Equilibrio: no hay cambio neto Reactivos Producos
Cálculo de las concentraciones de equilibrio
1. Exprese las concentraciones de equilibrio de todas las especies en términos de las concentraciones iniciales y una sola variable x que representan el cambio en la concentración.
2. Escriba la expresión de la constante de equilibrio en términos de las concentraciones de equilibrio. Sabiendo el valor de la constante de equilibrio, resuelva para x.
3. Habiendo resuelto para x, calcule las concentraciones de equilibrio de todas las especies.
A 12800C la constante de equilibrio (Kc) para la reacción
Es 1.1 x 10-3. Si las concentraciones iniciales son [Br2] = 0.063 M y [Br] = 0.012 M, calcule las concentraciones de estas especies en equilibrio.
Br2 (g) 2Br (g)
Br2 (g) 2Br (g)
Sea x el cambio en la concentración de Br2
Inicial (M)
Cambio (M)
Equilibrio(M)
0.063 0.012
-x +2x
0.063 - x 0.012 + 2x
[Br]2
[Br2]Kc = Kc =
(0.012 + 2x)2
0.063 - x= 1.1 x 10-3 Resuelva
para x
Kc = (0.012 + 2x)2
0.063 - x= 1.1 x 10-3
4x2 + 0.048x + 0.000144 = 0.0000693 – 0.0011x
4x2 + 0.0491x + 0.0000747 = 0
ax2 + bx + c =0-b ± b2 – 4ac
2ax =
Br2 (g) 2Br (g)
Inicial(M)
Cambio(M)
Equilibrio(M)
0.063 0.012
-x +2x
0.063 - x 0.012 + 2x
x = -0.00178x = -0.0105
En equilibrio, [Br] = 0.012 + 2x = -0.009 M o 0.00844 M
En equilibrio, [Br2] = 0.062 – x = 0.0648 M
Escritura del cociente de reacción o expresión de acción de masas
Q = expresión de la acción de masas o cociente de reacción
Q = Producto de las concentraciones de los reactivosProducto de las concentraciones de los productos
Para la reacción general : a A + bB cC + dD
Q =[C]c [D]d
[A]a [B]b
Ejemplo: El proceso Haber para la producción de amoniaco:
N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)
Q =[NH3]2
[N2][H2]3
Escritura del cociente de reacción a partir de la ecuación balanceada
Problema: Escriba el cociente de reacción para las siguientes reacciones: (a) La descomposición térmica de clorato de potasio: KClO3 (s) = KCl(s) + O2 (g)
(b) La combustión de butano en oxígeno: C4H10 (g) + O2 (g) = CO2 (g) + H2O(g)
Plan: Primero balanceamos las ecuaciones, luego construimos el cociente de reacciónSolución: (a) 2 KClO3 (s) 2 KCl(s) + 3 O2 (g) Qc =
[KCl]2[O2]3
[KClO3]2
(b) 2 C4H10 (g) + 13 O2 (g) 8 CO2 (g) + 10 H2O(g)
Qc =[CO2]8 [H2O]10
[C4H10]2 [O2]13
Cómo escribir el cociente de reacción para una reacción total
Problema: el gas oxígeno se combina con gas nitrógeno en los motoresde combustión interna para producir óxido nítrico, que cuando sale a la atmósferase combina con más oxígeno para formar dióxido de nitrógeno.
(1) N2 (g) + O2 (g) 2 NO(g) Kc1 = 4.3 x 10-25
(2) 2 NO(g) + O2 (g) 2 NO2 (g) Kc2 = 6.4 x 109
(a) Demuestre que la Qc total para esta secuencia de reacciones es la misma que el producto de las Qc de las reacciones individuales.
(b) Calcule Kc para la reacción total.
Plan: Primero escribimos la reacción total sumando las dos reacciones, luego escribimos la Qc. Después multiplicamos las Kc individuales para obtener la K total.
(1) N2 (g) + O2 (g) 2 NO(g) (2) 2 NO(g) + O2 (g) 2 NO2 (g)
total: N2 (g) + 2 O2 (g) 2 NO2 (g)
Cómo escribir el cociente de reacción para una reacción total–II
Qc (total) =[NO]2
[N2][O2]2
Para los pasos individuales:
(1) N2 (g) + O2 (g) 2 NO(g) Qc1 =
(2) 2 NO(g) + O2 (g) 2 NO2 (g) Qc2 =
[NO]2
[N2] [O2]
[NO]2 [O2][NO2]2
Qc1 x Qc2 = x =[NO]2
[N2] [O2][NO2]2
[NO]2 [O2][NO2]2
[N2][O2]2
(a) continuación:
¡Son iguales!
(b) K = Kc1 x Kc2 = (4.3 x 10-25)(6.4 x 109) = 2.8 x 10-15
La forma de Q para las reacciones directa e inversa
La producción de ácido sulfúrico depende de la conversión de dióxido de azufre en trióxido de azufre antes de que el trióxido de azufre reaccione con agua para formar ácido sulfúrico.
2 SO2 (g) + O2 (g) 2 SO3 (g)
Qc(dir) =[SO3]2
[SO2]2[O2]
2 SO3 (g) 2 SO2 (g) + O2 (g)Reacción inversa :
Qc(inv) = =[SO2]2[O2][SO3]2
1Qc(dir)
at 1000K Kc(dir) = 261
entonces: Kc(dir) = = = 3.83 x 10 -31Kc(inv)
1261
The Reaction Quotient for a Heterogeneous System
El cociente de reacción para un sistema heterogéneo
igual
igual K
Si una tensión externa se aplica a un sistema en equilibrio, el sistema se ajusta de tal manera que la tensión se compensa parcialmente, así el sistema alcanza una nueva posición de equilibrio.
Principio de Le Châtelier
• Cambios en la concentración
N2 (g) + 3H2 (g) 2NH3 (g)
AddNH3
El equilibrio desplaza a la izquierda
para compensar la tensión
Equilibrioinicial Cambio
Equilibrio
final
Tiempo
Con
cent
raci
ón
Principio de Le Châtelier
• Cambios en la concentración (continuación)
Cambios Desplazamiento del equilibrio
Aumenta la concentración del producto(s) izquierda
Dismunuye la concentración del producto(s) derecha
Dismunuye la concentración del reactivo(s)
Aumenta la concentración del reactivo(s) derecha
izquierda
aA + bB cC + dD
Add Remove
Principio de Le Châtelier
• Cambios en el volumen y presión
A (g) + B (g) C (g)
Cambio Desplazamiento del equilibrio
Aumenta la presión Lado con menos moles de gas
Disminuye la presión Lado con más moles de gas
Disminuye el volumen
Aumenta el volumen Lado con más moles de gas
Lado con menos moles de gas
Principio de Le Châtelier
• Cambios en la temperatura
Cambio Rx exotérmica
Aumenta la temperatura K disminuye
Disminuye la temperature K aumenta
Rx endotérmica
K aumenta
K disminuye
• Adicionando un catalizador • no cambia K• no desplaza la posición de un sistema en equilibrio • el sistema alcanzará el equilibrio más pronto
Sin catalizador Catalizador
El catalizador baja Ea para ambos avances y reacciones inversas .
El catalizador no cambia la constante de equilibrio o desplazamiento en el equilibrio
Avance de la reacciónAvance de la reacción
Ene
rgía
pot
enc
ial
Ene
rgía
pot
enc
ial
Principio de Le Châtelier
CambioDesplazamiento en el equilibrio
Cambio en la constantede equilibrio
Concentración sí no
Presión sí no
Volumen sí no
Temperatura sí sí
Catalizador no no
FIN