Reacciones Reversibles Equilibrio químico · 3 Equilibrio Químico Propio de reacciones...
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Reacciones Reversibles Equilibrio químico
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Reacciones Reversibles
Equilibrio químico
Introducción
El concepto de equilibrio es fundamental para
conocer y entender la química y el
comportamiento de las sustancias.
En la constante de equilibrio se refleja la
tendencia que tienen las sustancias de
reaccionar, así como también, la dirección y
magnitud del cambio químico.
En general la mayoría las reacciones
químicas pueden ser descriptas bajo una
condición de equilibrio.2
3
Equilibrio Químico
Propio de reacciones reversibles.
La velocidad de reacción directa se iguala a
la velocidad de reacción inversa.
Las concentraciones de cada especie NO
cambian en el tiempo.
El avance de la reacción, está controlado por
una Constante de Equilibrio.
4
Todos los sistemas químicos reversiblesalcanzan en el tiempo la condición deequilibrio
El estado de equilibrio químico es denaturaleza dinámica y no estática.
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Las dos reacciones evolucionan de modo tal que susvelocidades se igualan, estableciéndose un equilibrioquímico.
Bajo estas condiciones la reacción es reversible y serepresenta de la siguiente manera:
2N2O5(g) O2(g) + 4NO2(g)
En una reacción reversible, la reacción ocurre simultáneamente en ambas direcciones.
Lo anterior se indica por medio de una doble flecha
En principio, casi todas las reacciones son reversibles en cierta medida.
Reacciones Reversibles
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A ↔ B
Equilibrio Químico: A ↔ B
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Forma general de la Keq
ba
dc
BxA
DxCKeq
8
Constante de Equilibrio
2 N2O5(g) ↔ O2(g) + 4 NO2(g)
252
4
22
ON
NOxOKeq
9
Constante de Equilibrio
N2(g) + 3 H2 (g) ↔ 2 NH3(g)
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Kc y Kp
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Reacciones en fase gaseosa
En un recipiente cerrado, cada especie puede cuantificarse por la concentración molar y también por la Presión Parcial.
La Keq puede escribirse en función de la Concentración Molar o bien en función de la Presión Parcial.
Kc representará a la Keq escrita con concentraciones molares
Kp representará a la Keq escrita con presiones parciales
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42
2
2
ON
NOKc Keq
)(2)( 242 gNOCalorgON
Ejemplo:
13
42
2
2
ON
NOKc
42
2
ON
2
NO
p
p Kp
escrita con presiones parciales
escrita con concentraciones molares
14
42
2
ON
2
NO
p
p Kp
RT x C P que tiene se equilibrio el en
, V
nC como y
V
nRTP
eqeq
Utilizando la ecuación de los gases ideales:
PV = nRT
42
2
2
ON
NOKc
Se tendrá:
15
)()( nRTxKcKp
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Equilibrio Homogéneo y Heterogéneo
Si todos los reactivos y productos están en una sola
fase, el equilibrio es homogéneo.
Si uno o más reactivos o productos están en una fase
diferente, el equilibrio es heterogéneo.
Los líquidos y los sólidos puros no se incluyen en la
constante de equilibrio.
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CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)
)(2
)(2)(2
)(3
)(
CO
COconstanteCOCaCO
CaO
gc
gg
s
s
c
K
K
Ejemplo:
18
Ejemplo:
(g)NO 2 (g)ON 242
22
42c*
NO
ONK
42
2
2c
ON
NOK
(g)ON (g)NO 2 422
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Predicción del sentido de una reacción
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Henry Louis Le Châtelier
Nace en París, Francia, el 8 de
octubre de 1859. Muere en
Miribel-les-Échelles, Francia, el
17 de septiembre de 1936). Fue
un famoso químico francés. Es
conocido por su Principio de los
Equilibrios Químicos, mejor
conocido como Principio de Le
Châtelier
21
Establece que si un sistema en equilibrio es
sometido a una perturbación o tensión, el
sistema reaccionará de tal manera que
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 el rendimiento
de un producto:
Principio de Le Chatelier
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Efecto de la concentración.
Al aumentar la concentración de los
reactivos (manteniendo constantes otras
variables del sistema químico en equilibrio),
el sistema reaccionará oponiéndose a ese
aumento.
El equilibrio se desplazará a la derecha
favoreciendo la formación de productos y
contrarrestando el efecto, hasta que de nuevo
se establece el equilibrio.
23
24
Si se remueven los
productos (como
quitar agua del lado
derecho del tubo) La
reacción se
desplazará hacia la
derecha hasta que se
reestablezca el
equilibrio.
“reactivos” “productos”
Cambios en la Concentración;
Remoción de productos o adición de reactivos
25
Si se agrega más
reactivos (como
agregar agua en el lado
izquierdo del tubo) la
reacción se desplazará
hacia la derecha hasta
que se reestablezca el
equilibrio.
“reactivos” “productos”
Ejemplo
2CO( g) + O2(g) ↔ 2CO2 (g)
26
27
La temperatura afecta de modo diferente si la
reacción es exotérmica o endotérmica.
La velocidad de reacción normalmente se
incrementa al aumentar la temperatura.
Se alcanza más rápidamente el equilibrio.
Cambia el valor de la constante de equilibrio,
Keq.
Efecto del cambio de temperatura
Efecto de la temperatura
Al aumentar la temperatura de un sistema
químico que se encuentra en equilibrio, este
se opondrá al cambio, desplazándose en el
sentido que absorba calor, es decir,
favoreciendo la reacción endotérmica, y
viceversa, si disminuye la temperatura, se
favorecerá la reacción exotérmica.
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Por lo tanto, el calor se puede considerar
como producto de una reacción exotérmica y
como reactante para una reacción
endotérmica. Por ello, al adicionar calor en
una reacción exotérmica esta se desplaza
hacia la izquierda para consumir el calor
añadido. Así mismo, cuando se calienta una
reacción endotérmica, el equilibrio se desplaza hacia
la derecha, para consumir el calor añadido y formar
mayor cantidad de productos.
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Considerando lo anteriormente expuesto, predice
para cada una de las siguientes reacciones:
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¿Qué sucede si aumenta la temperatura del
sistema?
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Los cambios de presión pueden afectar los sistemasgaseosos homogéneos en equilibrio.
Los cambios de presión no afectan sistemashomogéneos sólidos o líquidos, pero afectan lossistemas heterogéneos en los que interviene uno omás gases.
Efecto del cambio de presión
En un sistema químico en el que participan
sustancias en estado gaseoso, se altera el
equilibrio cuando se produce una variación
en la presión que lo afecta. Así, un aumento
de la presión favorecerá la reacción que
implique la disminución de volumen; en
cambio, si la presión desciende, se
favorecerá la reacción en la que los
productos ocupen un volumen mayor que los
reactantes.
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Ejemplo
Un aumento en la presión del siguiente sistema:
CO(g) + 3 H2(g) CH4(g) + H2O(g)
obliga a que el sistema se desplace hacia la derecha,
hay cuatro moles a la izquierda y solo dos a la
derecha.
