Equilibrio quimico. diapos

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EquilibrioQuímico

Introducción

Concepto de Equilibrio

Constante de Equilibrio

Tipos de Equilibrio

Principio de Le Chatelier



CONCEPTO DE EQUILIBRIO

• Equilibrio: Dos procesos opuestos que tienen lugar avelocidades iguales.

Velocidades procesos directo e

inverso iguales

Concentración reactivos yproductos invariables en el tiempo

N2O4(g) 2NO2(g)



Reacciones Reversibles:

Reacciones Irreversibles:

Reactivos Productos

Reactivos Productos

A + B C + D

2NaOH + H2SO4 Na2SO4 + 2H2O4Na + O2 2Na2O2K + 2HNO3 2KNO3 + H2

Cuando los productos de una reacción puedenvolver a reaccionar entre sí, para generar losreactivos iniciales. También se puede decir que serealiza en ambos sentidos

Cuando los productos permanecen estables yno dan lugar a que se formen los reactivosiniciales.



242 2NOON

tiempo

Concentración

Se llega al equilibrio, pero las concentraciones del equilibrio varian



5

Constante de equilibrio (Kc)

•

En una reacción cualquiera:a A + b B c C + d Dla 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 endisolución. Las especies en estado sólido o líquidotienen concentración constante y por tanto, seintegran en la constante de equilibrio.

[ ] [ ]

[ ] [ ]

c d

c a b

C D

K A B



6

Constante de equilibrio (Kc)• En la reacción anterior:

H2(g)+ I2(g) 2 HI (g)

•

El valor de K C, dada su expresión, depende de cómo se ajuste lareacción.

• Es decir, si la reacción anterior la hubiéramos ajustado como: ½H2(g) + ½ I2(g) HI (g), la constante valdría la raíz cuadrada de laanterior.

2

2 2

[ ]

[ ] [ ]c

HI K

H I



7

Ejemplo: Tengamos el equilibrio: 2 SO2(g) + O2(g)

2 SO3(g). Se hacen cinco experimentos en los que se

introducen diferentes concentraciones iniciales de

ambos reactivos (SO2 y O2). Se produce la reacción yuna vez alcanzado el equilibrio se miden las

concentraciones tanto de reactivos como de

productos observándose los siguientes datos: Concentr. iniciales

(mol/l) Concentr. equilibrio

(mol/l)

[SO2] [O2] [SO3] [SO2] [O2] [SO3] Kc

Exp 1 0,20 0,20 — 0,030 0,155 0,170 279,2

Exp 2 0,15 0,40 — 0,014 0,332 0,135 280,7

Exp 3 — — 0,20 0,053 0,026 0,143 280,0

Exp 4 — — 0,70 0,132 0,066 0,568 280,5

Exp 5 0,15 0,40 0,25 0,037 0,343 0,363 280,6



8

• En la reacción anterior:2 SO2(g) + O2(g) 2 SO3(g)

• KC se obtiene aplicando la expresión:

• y como se ve es prácticamente constante.

Concentr. iniciales(mol/l)

Concentr. equilibrio(mol/l)

[SO2] [O2] [SO3] [SO2] [O2] [SO3] Kc

Exp 1 0,200 0,200 — 0,030 0,115 0,170 279,2

Exp 2 0,150 0,400 — 0,014 0,332 0,135 280,1

Exp 3 — — 0,200 0,053 0,026 0,143 280,0

Exp 4 — — 0,700 0,132 0,066 0,568 280,5

Exp 5 0,150 0,400 0,250 0,037 0,343 0,363 280,6

23

2

2 2

[ ]

[ ] [ ]C

SO K SO O



9

Ejercicio : Escribir las expresiones de KC para

los siguientes equilibrios químicos:

a) N2O4(g)2NO2(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).

•

a)

•

b)

•

c)

•

d)

2

2

2 4

[ ][ ]

c NO K N O

2

2

2

[ ]

[ ] [ ]c

NOCl

K NO Cl

2[ ]c K CO

2 2[ ] [ ]c K CO H O



1 0

Significado del valor de Kc

tiempo

KC

≈ 100

c o n c e n t r a c i ó

n

tiempo

KC

> 105

c o n c e n t r a c i ó n

KC

< 10-2

c o n c e n t r a c i ó n

tiempo



1 1

Constante de equilibrio (Kp)

• En las reacciones en que intervengan gases esmas sencillo medir presiones parciales queconcentraciones:

a A + b B c C + d D

y se observa la constancia de Kp viene definidapor:

c d C D

P a d

A D

p p K

p p



1 2


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:

np = ·R ·T = concentración · R · T

V

SO32 (RT)2 Kp = —————————— = Kc · (RT) –1 SO2

2 (RT)2 · O2 (RT)



1 3


(continuación)• Vemos, pues, que KP puede depender de la

temperatura siempre que haya un cambio en elnº de moles de gases

pcc · pDd Cc (RT)c · Dd (RT)dKp =————

=——————————

=pA

a · pBb Aa (RT)a · Bb (RT)b

en donde n = incremento en nº de moles de gases(nproductos – nreactivos)

( ) n

P C K K RT



1 4

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 lasconcentraciones no tienen porqué ser las del equilibrio.

[ ] [ ]

[ ] [ ]

c d

a b

C D Q

A B



1 5

Cociente de reacción (Q)• Si Q = Kc entonces el sistema está en equilibrio.

• Si Q < Kc el sistema evolucionará hacia laderecha, es decir, aumentarán lasconcentraciones 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 lasconcentraciones de los reactivos y disminuirán

las de los productos hasta que Q se iguale con Kc



1 6

Ejemplo: En un recipiente de 3 litros se introducen

0,6 moles de HI, 0,3 moles de H2 y 0,3 moles de I2 a

490ºC. Si Kc = 0,022 a 490ºC para

2 HI(g)H2(g) + I2(g) a) ¿se encuentra enequilibrio?; b) Caso de no encontrarse, ¿cuantos

moles de HI, H2 e I2 habrá en el equilibrio?

a) [H2] · [I2] 0,3/3 · 0,3/3

Q = —————— = —————— = 0,25[HI]2 (0,6/3)2

Como Q > Kc el sistema no se encuentra enequilibrio y la reacción se desplazará hacia laizquierda.



1 7

Ejemplo : En un recipiente de 3 litros se introducen

0,6 moles de HI, 0,3 moles de H2 y 0,3 moles de I2 a

490ºC. Si Kc = 0,022 a 490ºC para

2 HI(g)H2(g) + I2(g) a) ¿se encuentra enequilibrio?; b) Caso de no encontrarse, ¿cuantos

moles de HI, H2 e I2 habrá en el equilibrio?

b) Equilibrio: 2 HI(g) I2(g) + H2(g)

Moles inic.: 0,6 0,3 0,3

Moles equil. 0,6 + 2 x 0,3 –

x 0,3 –

x0,6 + 2 x 0,3 – x 0,3 – xconc. eq(mol/l) ———— ———— ————

3 3 3



1 8

Ejemplo : b) Caso de no encontrarse, ¿cuantos moles

de HI, H2 e I2 habrá en el equilibrio?

0,3 –

x 0,3 –

x——— · ———

3 3Kc = ————————— = 0,022

0,6 + 2 x 2 ———— 3

Resolviendo se obtiene que: x= 0,163 molesEquil: 2 HI(g) I2(g) + H2(g)Mol eq: 0,6+2·0,163 0,3 –0,163 0,3 –0,163

n(HI) = 0,93 moln(I2) = 0,14 moln(H2) = 0,14 mol



Tipos de EquilibrioFase: Parte de un sistema tanto física como químicamente

Equilibrio Homogéneo : Todas las especies en la misma fase

Equilibrio heterogéneo:

2NO (g) + O2 (g) <======>2NO2 (g)

CH3COOH (ac) + H2O (l) <======> CH3COO

(ac) + H3O+ (ac)

Ca CO 3? (s) <=======> CaO (s) + CO2 (g)Los dos sólidos y el gas constituyen tres fases

distintas

(NH4)2Se (s) <=====>2NH3 (g) + H 2 Se? (g)



P r o f . S .

C a s a s - C o r d e r o E

.

20

Henry Louis Le Châtelier Nace en París, Francia, el 8 deoctubre de 1859. Muere enMiribel-les-Échelles, Francia, el 17

de septiembre de 1936). Fue unfamoso químico francés. Esconocido por su Principio de losEquilibrios Químicos, mejorconocido como Principio de LeChâtelier



P r o f . S .

C a s a s - C o r d e r o E

.

21

• Establece que si un sistema en equilibrio es sometido a unaperturbación o tensión, el sistema reaccionará de tal maneraque disminuirá el efecto de la tensión.

• Hay 3 formas de alterar la composición en el equilibrio de

una mezcla de reacción en estado gaseoso para mejorar elrendimiento de un producto:

Principio de Le Chatelier



P r o f . S .

C a s a s - C o r d e r o

E .

22

Cambio detemperatura

Cambio depresión parcial

de reactivoso productos

Cambio deconcentraciónde reactivos

o productos

Composición

en equilibriode una mezcla



P r o f . S .

C a s a s - C o r d e r o E .

23

Si se remueven los

productos (como quitaragua del lado derecho del

tubo) La reacción sedesplazará hacia la

derecha hasta que se

reestablezca el equilibrio.

“reactivos” “productos”

Cambios en la Concentración;Remoción de productos o adición de reactivos



P r o f . S .

C a s a s - C o r d e r o E .

24

Si se agrega más reactivos (como agregar agua en ellado izquierdo del tubo) la

reacción se desplazaráhacia la derecha hastaque se reestablezca elequilibrio.

“reactivos” “productos”

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