EQUILIBRIO QUIMICO

EQUIPO #2 INTEGRADO POR:CECILIA TAPIA LEDESMAANA MARIA ESQUIVEL RAMIREZGABRIELA DEL CARMEN NOYOLA SAUCEDOANGELICA RUIZ GUZMANFATIMA MONREALKAREN LIZZETH ORTEGA ZAMARRIPALEONEL DE JESUS URBINA MONTEJANO

INTRODUCCION: En estos temas hablaremos de como se compone una

reacción reversible, los conceptos básicos  el calculo de la constante de equilibrio, tipos de equilibrio, cociente de reacción, catalizadores, factores que perturban el equilibrio y el principio de Le Chatelier el cual engloba los temas en una manera generalizada, así hablaremos de como, dichos temas son importantes para nuestro futuro en la facultad, y nuestro desempeño como químicos, entendiendo el comportamiento de un equilibrio en una reacción y como se altera tan fácilmente, ayudándonos para trabajar de manera eficiente en un laboratorio en un futuro lejano y abordar temas de química analítica con temas bases bien plasmados.

 

REACCIONES REVERSIBLES

  La mayor parte de las reacciones químicas terminan

cuando termina la cantidad de reactivos. Algunos procesos no se completan. El hecho de que esto suceda puede ser explicado por la reversibilidad de la reacción. Luego de formar los productos, estos productos vuelven a formar los reactivos originales. Si ciertas modificaciones no fuesen modificadas, esas reacciones no llegarán al final. Ellas tienden a alcanzar el equilibrio químico.

El equilibrio químico es representado por flechas de dos puntas.

El equilibrio químico es representado por flechas de dos puntas.Reacciones Reversibles:

Sea una reacción genérica

Donde:

V1 e V2 son las velocidades

Reacción Reversible: Es aquella que ocurre simultáneamente en los dos sentidos. Al mismo tiempo los reactivos se transforman en productos y los productos se transforman en reactivos.

En el grafico a continuación, los reactivos son representados por B y los productos por A.

En el inicio de la reacción, hay una gran cantidad de reactivos. A medida que el tiempo va pasando, esa cantidad va disminuyendo y la velocidad también. En tanto esto, en el inicio de la reacción no hay productos, su cantidad es cero.

En el recorrer de la reacción, los productos van siendo formados y la velocidad inicial es cero y va aumentando hasta igualar con la velocidad de los reactivos. En ese momento, las velocidades permanecerán iguales y constantes. Las concentraciones también serán constantes. Cuando las velocidades de los productos y de los reactivos llegan en este punto, decimos que la reacción está en equilibrio.

CONCEPTOS BÁSICOS

L a mayoría de las reacciones químicas proceden en una sola dirección. La cuales son reversibles.

Al inicio del proceso reversible la reacción forma los productos y es donde sucede el proceso inverso donde las moléculas reaccionan para formar moléculas de reactivos.

El equilibrio químico se alcanza cuando las velocidades de las reacciones directas e inversa se igualan y las concentraciones de los reactivos y productos permanecen constantes.

El proceso de equilibrio químico es muy dinámico por ejemplo:

En equilibrio químico participan distintas sustancias como reactivo y productos.

El equilibrio entre dos fases de la misma sustancia se denomina equilibrio fisco porque los cambios que suceden son procesos físicos. Un ejemplo es la evaporación del agua en un recipiente cerrado a una temperatura determinada.

En general los químicos tienen un interés particular en el equilibrio químico en equilibrio por ejemplo: es el la reacción de reversible entre el dióxido de nitrógeno (NO2) y el tetróxido de nitrógeno (N2O4)

N2O4 (g) 2NO2 (g)

CONSTANTE DE

EQUILIBRIO

LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO Las concentraciones de los gases se

expresan en molaridad y se pueden calcular a partir del número de moles de gases presentes al inicio, del número de moles en el equilibrio y del volumen del matraz (en litros).

En la siguiente tabla se muestran algunos datos experimentales para el sistema NO2-N2O4 a 25°C.

ConcentracionesIniciales

(M) 

Concentraciones En el equilibrio

(M)

Relación De concentraciones en el

equilibrio

[NO2] [N2O4] [NO2] [N2O4] [NO2] [NO2]2

         [N2O4] [N2O4]

 0.000 0.670 0.0547 0.643 0.0851 0.0500 0.446 0.0457 0.448 0.1020.0300 0.500 0.0475 0.491 0.09670.0400 0.600 0.0523 0.594 0.08800.200 0.000 0.0204 0.0898 0.227

El análisis de los datos en el equilibrio muestra que aunque la proporción [NO2] / [N2O4] presenta valores dispersos, la magnitud de la relación [NO2]2 / [N2O4] es casi constante, en promedio es 4.63

Donde K es una constante para la reacción en equilibrio

N2O4 (g) 2NO2 (g) a 25°C Observe que el exponente 2 para el

valor de [NO2] en esta expresión es igual al coeficiente estequiométrico de NO2 en la reacción reversible.

Este proceso puede generalizarse con la siguiente reacción reversible:

Aa + bB cC + dD Donde a, b, c y d son coeficientes

estequiométricos de las especies relativas A, B, C, Y D.

Para la reacción a una temperatura dada:

Donde K es la constante de equilibrio.

La ecuación es la expresión matemática de la ley

de acción de masa, propuesta por los químicos noruegos Cato Guldberg y Peter Waage, en 1864.

Esta ley establece que para una reacción reversible en equilibrio y a una temperatura constante, una relación determinada de concentraciones de reactivos y productos tiene un valor constante K (la constante de equilibrio).

*Nota* Aunque las concentraciones pueden

variar, el valor de K para una reacción dada permanece constante, siempre y cuando la reacción esté en equilibrio y la temperatura no cambie.

Por consiguiente, la constante de equilibrio se define por un cociente, cuyo numerador se obtiene multiplicando las concentraciones de equilibrio de los productos, cada una de las cuales está elevada a una potencia igual a su coeficiente estequiométrico en la ecuación balanceada.

El denominador se obtiene aplicando este mismo procedimiento para las concentraciones de equilibrio de

los reactivos.

La magnitud de la constante de equilibrio indica si una reacción en equilibrio es favorable a los productos o a los reactivos.

Si K es mucho mayor que 1 (esto es K), el equilibrio se desplazará hacia la derecha y favorecerá a los productos.

Si K es mucho menor que 1 (es decir K), el equilibrio se desplazará a la izquierda y favorecerá a los reactivos.

ESCRITURA DE LAS EXPRESIONES DE LAS CONSTANTES DE EQUILIBRIO

El concepto de constantes de equilibrio es fundamental en química.

Las constantes de equilibrio son la clave para resolver muchos tipos de problemas de estequiometria de sistemas en equilibrio.

Para emplear las constantes de equilibrio, es necesario expresarlas en términos de concentraciones de reactivos y productos.

La única guía con que se cuenta es la ley de acción de masas , que es la fórmula general para encontrar las concentraciones de equilibrio.

Para comenzar, se analizarán reacciones en las que los reactivos y productos están en la misma fase.

REGLAS PARA ESCRIBIR LAS EXPRESIONES DE LAS CONSTANTES DE EQUILIBRIO Las concentraciones de las especies

reactivas en fase condensada se expresan en mol/L; en la fase gaseosa, las concentraciones se pueden expresar en mol/L o en atm. Kc se relacionan con Kp por medio de una ecuación simple

Las concentraciones de los sólidos puros, líquidos puros (en equilibrios heterogéneos) y los disolventes (en equilibrios homogéneos) no aparecen en las expresiones de la constante de equilibrios.

La constante de equilibrio (Kc o Kp) es una cantidad adimensional.

Al señalar un valor para la constante de equilibrio, es necesario especificar la ecuación balanceada y la temperatura.

Si una reacción representa 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.

¿QUÉ INFORMACIÓN PROPORCIONA LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO? En general, la constante de equilibrio

ayuda a predecir la dirección en la que procederá una mezcla de reacción para lograr el equilibrio y también permite calcular las concentraciones de reactivos y de productos una vez alcanzado el equilibrio.

TIPOS DE EQUILIBRIO

EQUILIBRIO HOMOGÉNEO Se aplica a las reacciones en las que todas la especies

reactivas se encuentran en la misma fase. La constante de equilibrio como se presenta en la ecuación es:

Kc indica que las concentraciones de las especies reactivas se expresan en molaridad o moles por litro. Las concentraciones de reactivos y productos en las reacciones de gases también se pueden expresar en términos de sus presiones parciales.

CONSTANTE DE EQUILIBRIO Y UNIDADES

K se define en términos de actividades en ves de concentraciones, la actividad de una sustancia es la proporción de su concentración o presión parcial. En consecuencia k no tienen unidades

EQUILIBRIO HETEROGÉNEO Aquí participa un solido y liquido. Cuando el di

solvente participa en el equilibrio su concentración también se excluye de la constante de equilibrio siempre y cuando las concentración de reactivos y productos sean pequeñas en cuyo caso el disolvente es prácticamente una sustancia pura.

En cambio las presión parciales de los gases y las concentraciones molares de las sustancia en disolución si se incluyen en la constante de equilibrio por que estas cantidades pueden variar.

EQUILIBRIOS MÚLTIPLES Existen sistemas en equilibrio mas complicados

en los que las moléculas de producto de un equilibrio participan en un segundo proceso en equilibrio.A + B C + DC + D E + F

Si una reacción se puede expresar como la suma de dos o mas reacciones, la constando del equilibrio para la reacción global esta dada por el producto de la constante de equilibrio de las reacciones individuales.

COCIENTE DE REACCION

El cociente de reacción tiene la misma forma que la constante de equilibrio, pero se refiere a valores específicos que no son necesariamente concentraciones en equilibrio.

Q= aA + bB cC + dD, Q= [C] [D] ͨ ͩ [A] [B] ͣ ᵇ

Cuando son concentraciones en equilibrio (Q=Kc), el concepto del cociente de reacción tiene gran utilidad ya que al comparar la magnitud de Q con K se puede determinar en que dirección se produce la reacción.

Q < K La reacción hacia la derecha predomina hasta que se establece el equilibrio

Q = K El sistema se encuentra en equilibrio

Q > K La reacción hacia la izquierda predomina hasta que se establece el equilibrio

A muy alta temperatura, Kc= 1.0 x 10¹³ para la siguiente reacción:

2HF(g) H2(g) + F2(g) Transcurrido cierto tiempo, se detectan

las siguientes concentraciones. Indique si el sistema se encuentra en equilibrio, y de lo contrario, ¿ que debe ocurrir para que se alcance dicho equilibrio?

[HF]= 0.500 M, [H]= 1 x 10-³ M y [F2]= 4 x10-³

Q= [H2] [F2] = (1 x 10-³ M )(4 x10-³) [HF] ² (0.500 M)

Q= 1.60 x 10-5Q>K Por lo tanto el sistema no esta en equilibrio, es necesario que Q=K para

que se alcance.

HENRY LE CHATELIER

Principio de le chatelier, antiguamente llamada "Ley de estabilidad del equilibrio químico""Un sistema en equilibrio reacciona para contrarrestar lo que afecto o causo su modificación  tratando de establecer un nuevo equilibrio en la reacción".Ayudando a predecir la dirección que toma la reacción a través de factores de cambio que afectan a la sustancia en equilibrio.

•CAMBIOS DE CONCENTRACION•CAMBIO DE PRESION Y VOLUMEN•TEMPERATURA•ADICION DE CATALIZADORES

FACTORES QUE AFECTAN EL EQUILIBRIO QUÍMICO.

El equilibrio químico representa un balance entre las reacciones directa e inversa. Los cambios en las condiciones experimentales pueden alterar el balance y desplazar la posición del equilibrio para hacer que forme mayor o menor cantidad del producto deseado.

Las variables que pueden afectar el equilibrio químico son:

Concentración Presión Volumen Temperatura

CAMBIOS EN LA CONCENTRACIÓNEl tiocianato de hierro (III) Fe(SCN)₃ se disuelve fácilmente en agua y da como resultado una disolución de color rojo debido a la presencia de el ion FeSCN²⁺ hidratado. El equilibrio entre el ion FeSCN²⁺ no disociado y los iones Feᵌ⁺ y SCN⁻ está dado por:

FeSCN²⁺(ac) Feᵌ⁺ (ac) + SCN⁻ (ac)

¿Que sucede cuando se agrega tiocianato de sodio (NaSCN) a esta disolución? En este caso, la tensión aplicada al sistema en equilibrio es el aumento en la concentración de SCN⁻ (debido a la disociación de NaSCN) para contrarrestar esta tensión algunos iones Feᵌ⁺ reaccionan con los iones SCN⁻ añadidos y el equilibrio se desplaza de derecha a izquierda.

FeSCN²⁺(ac) Feᵌ⁺ (ac) + SCN⁻ (ac)

Por consiguiente, el color rojo de la disolución se vuelve mas intenso. Del mismo modo, si se agrega nitrato de hierro (III) Fe(NO₃)₃ a la disolución original, el color rojo también se acentúa porque los iones Feᵌ⁺ adicionales provenientes del NaSCN desplazarán el equilibrio hacia el lado izquierdo.

b c a d

El efecto del cambio de concentración sobre la posición del equilibrio. a) disolución acuosa de Fe(SCN)₃. El color de la disolución se debe tanto a la especie roja FeSCN²⁺ como el ion Feᵌ⁺ de color amarillo. b) después de agregar algo de NaSCN a la disolución en a, el equilibrio se desplaza hacia la izquierda. c) después de agregar algo de Fe(NO₃)₃ a la disolución en a el equilibrio se desplaza hacia la izquierda. d) después de añadir algo de H₂C₂O₄ a la disolución en a, el equilibrio se desplaza hacia la derecha. El color blancuzco amarillo se debe a los iones de Fe(C₂O₄)ᵌ⁻₃

CAMBIOS EN VOLUMEN Y PRESIÓN

 

Se puede observar que P y V se relacionan en forma inversa a mayor presión menor volumen y viceversa.El termino es la concentración del gas en y varia directamente con la presión.

 

Un aumento en la presión (disminución de volumen) favorece la reacción neta que reduce el número total de moles de gases (en este caso la reacción inversa), y una disminución en la presión (aumento de volumen) favorece la reacción neta que aumenta el número total de moles de gases (la reacción directa). Para las reacciones en las que no cambia el número de moles de gases, el cambio de presión (o de volumen) no altera la posición del equilibrio. Es posible cambiar la presión de un sistema sin cambiar su volumen. Suponga que el sistema NO₂-N₂O₄ esta contenido en un recipiente de acero inoxidable cuyo volumen es constante. Es posible aumentar la presión total del recipiente añadiendo un gas inerte (ejem. He) al sistema de equilibrio. El resultado es un aumento de la presión total del gas y una disminución de las fracciones molares de NO₂ y N₂O₄; pero la presión total no cambia. Así la presión de un gas inerte no altera el equilibrio.

CAMBIOS EN LA TEMPERATURALos cambios de concentración, presión y volumen, pueden alterar la posición de equilibrio, pero no cambian el valor de la constante de equilibrio. Solo la temperatura puede alterar esta constante.

Para ver porque considere la reacción: N₂O₄ 2NO₂ La reacción directa es endotérmica (absorbe calor) Calor + N₂O₄ 2NO₂ ΔH= 58.0 kJ/mol Y la reacción inversa es exotérmica (libera calor) 2NO₂ N₂O₄ ΔH= ̵ 58.0 kJ/mol

En el equilibrio a una temperatura determinada, el efecto térmico neto es cero porque no hay una reacción neta. Si se trata el calor como si fuera un reactivo químico, entonces una elevación en la temperatura ´´agrega´´ calor al sistema y una caída en la temperatura ´´retira´´ calor al sistema.

FACTORES QUE AFECTAN EL EQUILIBRIO QUÍMICO

Problemas

CAMBIOS EN EL VOLUMEN Y LA PRESIÓNPara cada uno de los siguientes sistemas

enequilibrio, Pronostique la dirección de la

rx neta en cada caso al aumentar la presión (disminución de volumen) del sistema a temperatura constante.

considera:

a) 2PbS(s) + 3O2(g) 2PbO(s) + 2SO2(g)

Considere solo las moléculas gaseosas. En la ecuación balanceada hay 3 moles de reactivos gaseosos y 2 moles de productos gaseosos. Por lo tanto la rx neta se desplazará hacia los productos (hacia la derecha) cuando aumente la presión.

b) PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g)

El número de moles de los productos es 2 y el de los reactivos es 1; por lo tanto, la rx neta se desplazará hacia la izquierda, es decir, hacia los reactivos.

c) H2(g) + CO2(g) H2O(g) + CO(g)

El número de moles de productos es igual al número de moles de reactivos, de manera que el cambio de presión no tiene el efecto del equilibrio.

EFECTO DE UN CATALIZADOR Se sabe que un catalizador aumenta la

velocidad de una reacción al reducir la energía de activación de la reacción. Sin embargo, un catalizador disminuye la energía de activación de la reacción directa y de la reacción inversa en la misma magnitud.

Se puede concluir que la presencia de un catalizador no modifica la

constante de equilibrio, y tampoco desplaza la posición de un sistema en equilibrio. Si un catalizador se

añade a una mezcla de reacción que no está en equilibrio. La misma

mescla en equilibrio se obtendría sin el catalizador, pero habría que

esperar mas tiempo.

CONCLUSION: En estos temas comprendimos lo importante

que es mantener un equilibrio en una reacción y el como recocer el tipo de equilibrio para ser mas acertados al momento de realizar un proceso analítico de sustancias en un reacción química, así mismo interpretar de forma matemática estos procesos para llevar una reacción muy eficiente y llevarnos a un mejor desenvolvimiento en un futuro en química analítica o porque no ha nivel industria.