EQUILIBRIO QUÍMICO · EQUILIBRIO QUÍMICO: Es una reacción que nunca llega a completarse, pues se...

EQUILIBRIOQUÍMICO

Cuando ocurre una reacción química,

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

Dpto. Física y Química

IES Turaniana


IES Turaniana

ÍNDICE

1. DEFINICIÓN EQUILIBRIO QUÍMICO2. EQUILIBRIO HOMOGÉNEO

2.1.CONSTANTE DE EQUILIBRIO Kc

2.2 GRADO DE DISOCIACIÓN2.3. COCIENTE DE REACCIÓN2.4. CONSTANTE DE EQUILIBRIO K

p

3. FACTORES QUE AFECTAN AL EQUILIBRIO3.1. CONCENTRACIÓN3.2. PRESIÓN3.3. TEMPERATURA

4. EQUILIBRIOS HETEROGÉNEOS4.1. EFECTO DEL ION COMÚN4.2. EFECTO DEL pH

1. DEFINICIÓN DE EQUILIBRIO QUÍMICO

Las reacciones que ocurren en un único sentido se llaman REACCIONES IRREVERSIBLES


IES Turaniana

EQUILIBRIO QUÍMICO: Es una reacción que nunca llega a completarse, pues se produce simultáneamente en ambos sentidos (los reactivos forman productos, y

los productos forman de nuevo reactivos). Es decir, se trata de un equilibrio dinámico.

Cuando las concentraciones de cada una de las sustancias que intervienen (reactivos o productos) se estabiliza, es decir, se gastan a la misma velocidad que

se forman, se llega al EQUILIBRIO QUÍMICO.

Imaginemos una reacción elemental,es decir, que ocurre en una sola etapa.

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. Velocidad de reacción inversa:

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



IES Turaniana

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.



IES Turaniana

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


Responde:

1. ¿Qué significa que una reacción química está en equilibrio?

2. ¿Cuándo una reacción está en equilibrio [reactivos]=[productos]?

3. ¿Por qué se dice que el equilibrio es dinámico?


IES Turaniana

2. EQUILIBRIO HOMOGÉNEO

2.1. CONSTANTE DE EQUILIBRIO Kc

d iv v= [ ] [ ] [ ] [ ]1 2

a b c dk A B k C D=

LEY DE ACCIÓN DE MASAS (LAM):El producto de las concentraciones en el

equilibrio de los productos elevadas a sus respectivos coeficientes estequiométricos, dividido por el producto de las concentraciones de los reactivos en el equilibrio elevadas a sus respectivos coeficientes estequiométricos, es una constante para cada temperatura, llamada constante de equilibrio.

[ ] [ ]

[ ] [ ]1

2

c d

eq eqc a b

eq eq

C DkK

k A B= =

Para la siguiente reacción en equilibrio:


IES Turaniana

Kc= constante de equilibrio

Para la siguiente reacción en equilibrio:Para la siguiente reacción en equilibrio:Para la siguiente reacción en equilibrio:

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 depende de la temperatura !!

[ ]eq representa la concentración molar (en moles/L) en el equilibrio.


2.1. CONSTANTE DE EQUILIBRIO Kc

En la expresión de Kc sólo se incluyen las especies gaseosas o en disolución.Sólidos puros, Líquidos puros y disolventes no aparecen en la expresión de K. Ya que sus [ ] son constantes y, por tanto, se integrarán en la constante de equilibrio. Pero esto será cuando

estudiemos los equilibrios heterogéneos.

Si para una reacción de izquierda a derecha se define Kp o Kc, para la reacción de derecha a izquierda será 1/Kp o 1/Kc

Si una reacción representa la suma de varias reacciones, la constante de equilibrio para la reacción global se expresa como el producto de cada constante de

equilibrio. K global = K’.K”.Kn.


2.1. CONSTANTE DE EQUIIBRIO Kc

Tres situaciones posibles: La K > 1 entonces: [productos] > [reactivos] Favorable para productos.La K ≈1 entonces [productos]≈ [reactivos].La K < 1 entonces [productos] < [reactivos]: Desfavorable para productos.

Conociendo el valor de la constante de equilibrio se puede juzgar cualitativamente en que forma se desplaza la reacción antes de alcanzar el equilibrio, es decir si la

reacción es o no favorable para la obtención de productos.


IES Turaniana

Por ejemplo:

¡¡ Sólo depende de la Tª !!

Tª (K) Kc

298 794

500 160

764 46

1100 25

Si la escribimos como:

[ ][ ] [ ]

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= =


2.2. CONSTANTE DE EQUIIBRIO Kc2.2. CONSTANTE DE EQUIIBRIO Kc2.1. CONSTANTE DE EQUILIBRIO Kc


IES Turaniana

[ ] [ ]

[ ]2 2'

2

1eq eqc

ceq

I HK

KHI= =

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%< <

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


2.2. GRADO DE DISOCIACIÓN


IES Turaniana

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.

[ ] [ ]

[ ] [ ]

c d

eq eqc a b

eq eq

C DK

A B= [ ] [ ]

[ ] [ ]

c d

c a b

C DQ

A B=


2.3. COCIENTE DE REACCIÓN QC

1. En el proceso de formación del amoniaco, realizado a 500 °C en un recipiente de 10 litros, se ha encontrado en el equilibrio la presencia de 6 moles de N2, 4 moles de H2 y 1,12 moles

de NH3. ¿Cómo será el rendimiento de esa reacción a 500 °C?

2. A una temperatura determinada, la Kc para la descomposición del fluoruro de hidrógeno

2HF (g) H⇌ 2 (g) + F2 (g) vale: Kc= 1,0·10-13. Al cabo de cierto tiempo se encuentran las

siguientes concentraciones: [HF] = 0,5 M; [H2] =1·10-3; [F2] = 4·10-3. Indica si el sistema se encuentra en equilibrio. En caso contrario, ¿qué debe ocurrir para que se alcance dicho equilibrio?

3. Para la reacción: A + B C + D, el valor de la constante de equilibrio a una determinada ⇌temperatura es Kc = 56,0. Si inicialmente se ponen 1,00 mol de A y 2,00 moles de B en un recipiente de 10 litros, ¿cuál será la concentración de todas las especies cuando se alcance el equilibrio?

4. Calcula los valores de Kc y Kp a 250 °C en la reacción de formación del amoniaco, sabiendo que si partimos de dos moles de N2 y cinco moles de H2, obtenemos tres moles de

amoniaco. El volumen del recipiente de reacción es de 10 L

Cuando las reacciones son homogéneas y transcurren en fase gaseosa, se puede expresar el estado de los gases con sus presiones parciales

expresadas en atm.

Para una mezcla gaseosa:

T iP P=S

TT

n RTP

V= i

i

n RTP

V=

·i i TP Pc= ii

T

n

nc =


2.4. CONSTANTE DE EQUILIBRIO Kp


IES Turaniana

Sea la reacciónentre gases en

equilibrio:

(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=

2.4. CONSTANTE DE EQUILIBRIO Kp



IES Turaniana

¿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 D=

productos reactivosn n nD =S S



IES Turaniana

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

3. 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.


IES Turaniana

APRENDER

Al aumentar la concentración de una sustancia, el equilibrio

evoluciona oponiendose a dicho cambio haciendo disminuir la

cantidad presente de esa sustancia.

3.1. CAMBIO CONCENTRACIÓN DE REACTIVOS O 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.



IES Turaniana

Suponga el siguiente sistema en equilibrio: UO

2(s) + 4HF(g) ⇌ UF

4(g) + 2H

2O(g)

Explique hacia donde se desplaza el equilibrio cuando:a) Se adiciona UO

2(s) al sistema.

b) Se elimina HF(g)


IES Turaniana

Los cambios de presión sólo afectan a GASES, (líquidos y sólidos son prácticamente incompresibles)

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 y 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. Dpto. Física y Química

IES Turaniana


3.2. CAMBIO EN LA PRESIÓN

EJEMPLO: 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.

Para la reacción en equilibrio: 4 NH3 (g) + 5 O

2 (g) ⇌ 4 NO(g) + 6 H

2O(g)

Explique el efecto que sobre la cantidad de NO(g) en el equilibrio tendrá:

a) Una disminución de la [O2] manteniendo constante el volumen del recipiente.

b) Transferir la mezcla en equilibrio a un recipiente cuyo volumen es la mitad del volumen del recipiente original, a la misma temperatura.


IES Turaniana

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=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.


3.3. CAMBIO EN LA TEMPERATURA


IES Turaniana

Consideremos el sistema:

4 HCl(g) + O2 (g) ⇌ 2 H

2O(g) + 2Cl

2 (g) ΔHº = - 114 kJ

Razona qué sucede al:

a) añadir O2 (manteniendo constante el volumen)

b) extraer Cl2 (manteniendo constante el volumen)

c) si disminuimos la temperatura

d) si disminuimos la presión


IES Turaniana

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


IES Turaniana


3.4. ADICIÓN DE UN CATALIZADOR

4. 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


IES Turaniana

CaCO3 (s) CaO(s) + CO⇌

2(g) Kc = [CO

2 ] Kp = P

CO2EJEMPLOS:

La constante de equilibrio referida alas concentraciones de una sal poco soluble en disolución se denomina

producto de solubilidad

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



IES Turaniana

Cuando formamos una disolución saturada de AaBb se produce un equilibrio heterogéneo entre la sal no disuelta (en estado sólido) y los iones en disolución

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 solubilidad dependen sólo de la

temperatura



IES Turaniana


IES Turaniana

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



IES Turaniana

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 se define el producto iónico, de la misma manera que definíamos el cociente de reacción para un equilibrio homogéneo, y compararlo con el producto de solubilidad

PRODUCTO IÓNICO, Q: producto de las concentraciones de los iones en disolución en cualquier instante.

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.


Q= [Ab+]t

a . [Ba-]t

b Ks= [Ab+]

eq

a . [Ba-]eq

b

4.1. Efecto del ion 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 ion.

La presencia de este ion 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 ion común



IES Turaniana

ion común

La solubilidad de un compuesto poco soluble disminuye en presencia de un segundo soluto que proporcione un ion común

EJEMPLO ION COMÚN

sQ K>

El equilibrio se desplaza hacia la izquierda y

precipita AgI(s)


Adición: KI (s) K⇌ + (ac) + I - (ac)

AgI (s) Ag⇌ + (ac) + I - (ac)


IES Turaniana

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+


4.2. El efecto del pH en los equilibrios de solubilidad


IES Turaniana

4.2. El efecto del pH en los equilibrios de solubilidad

La solubilidad de un compuesto poco soluble puede aumentar en presencia de una disolución ácida que aporte iones H+

EJEMPLO

Disminuye la [OH-] y, como consecuencia, Q<Ks

El equilibrio se desplazahacia la derecha y

se disuelve más Mg(OH)2(s)


Mg(OH)2 (s) Mg⇌ 2+ (ac) + OH - (ac)

Se añade: HCl (ac) Cl⇌ - (ac) + H + (ac)

H+ (ac) + OH- (ac) H⇌2O (l)


IES Turaniana

EQUILIBRIO QUÍMICO · EQUILIBRIO QUÍMICO: Es una reacción que nunca llega a completarse, pues se...

Documents

Transcript of EQUILIBRIO QUÍMICO · EQUILIBRIO QUÍMICO: Es una reacción que nunca llega a completarse, pues se...