Unidad 1 Equilibrio Quimico-2015

8/19/2019 Unidad 1 Equilibrio Quimico-2015

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Química General II530.025-1

Carrera de Ingeniería Plan Común

Dr: Jorge Vergara CatalánFacultad de Ciencias Química

Química General [email protected]

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DESCRIPCION DEL CURSO

Es una asignatura teórica complementada con recursos audiovisuales,destinada a preparar al alumno en conceptos generales en Química,necesarios para su desarrollo profesional.

Capacitar al alumno para definir, aplicar y relacionar conceptos básicos deQuímica General y comprender su interrelación con otras ciencias.

RESULTADOS DE APRENDIZAJE

DESCRIPCION DEL CURSO

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OBJETIVOS DE LA ASIGNATURA

• Establecer las condiciones de equilibrio de químico sobre una basetermodinámica

• Calcular las variables de sistemas físico-químicos que se encuentran en elequilibrio.

• Describir los conceptos de la teoría ácido-base.

• Calcular el pH de disoluciones de ácidos fuertes y débiles.

•

Describir el concepto de equilibrio de solubilidad.• Calcular las variables involucradas en un equilibrio de solubilidad.

• Describir los sistemas electroquímicos y calcular las variables físico-químicas asociadas a éstos.

• Describir los procesos metalúrgicos para la obtención de algunoselementos tales como hierro, metales alcalinos, cobre y aluminio.


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UNIDAD IEQUILIBRIO QUÍMICO

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Raymond Chang: Capitulo 14Brown: Capitulo 15

Reacciones irreversibles ! los productos no reaccionan para regenerar las sustancias iniciales o reaccionantes

Reacciones reversibles ! los productos de una reacción pueden volver a

dar las sustancias iniciales o reaccionantes (equilibrio químico)

Un equilibrio químico es un estado dinámico, donde es posible encontrarque las reacciones directa e inversa coexisten.

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Introducción

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Reacción: N2O4 2NO2

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Para la reacción: ./01 /.0/ ! +,.0/-/

,./01- + 1234 5 6784

La expresión de la constante de equilibrio depende únicamente de

la estequiometría de la reacción y de la temperatura.

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En el estado de equilibrio:

• Las velocidades de las reacciones directa e inversa se igualan

• Las concentraciones de los reactivos y productos permanecen constantes

• Se representa por una doble flecha: !

Equilibrio Físico: H2O(l) ! H2O(g)

Equilibrio químico: N2O4 ! 2NO2

Si el equilibrio se ve perturbado por la alteración de sus

variables, el sistema reacciona reajustándose de modo que secontrarreste la variable que lo afecta.

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Equilibrio Químico

Interpretación cualitativa de la constante de equilibrio

Las constantes de equilibrio pueden ser muy grandes o muy pequeñas.

La magnitud de la constante proporciona importante informaciónacerca de la composición de una mezcla de equilibrio.

Favorece a los productos

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! +9:;)

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Interpretación cualitativa de la constante de equilibrio

tiempo

KC ! 100

c o n c e n t r a c i ó n

tiempo

KC > 105


KC < 10-2


tiempo

Significado del valor de Keq

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Productos

Reactivos

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La constante de equilibrio para la reacción:H2(g) + I2(g) " 2 HI(g)

varía con la temperatura como sigue: Keq: 794 a 298 K, Keq: 54 a 700 K.¿Se favorece más la formación de HI a una temperatura más alta, o auna más baja?

Significado del valor de Keq


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Las concentraciones de equilibrio para la reacción entre monóxido de carbono y

cloro molecular para formar COCl2 (g ) a 74 °C son [CO] = 0.012 moles/L, [Cl2] =0.054 moles/L, y [COCl2] = 0.14 moles/L. Calcule las constantes de equilibrio K c yK p.

CO (g ) + Cl2 (g ) COCl2 (g )

K c =[COCl2]

[CO][Cl2]=

0.14

0.012 x 0.054= 220

K p = K c (RT)!n

!n = 1 – 2 = -1 R = 0.0821 T = 273 + 74 = 347 K

K p = 220 x (0.0821 x 347)-1 = 7.7

EJERCICIO

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;< =>9+1+?*+&- @()(*&:A'(&- *+$ ,-.//0+$-* -$ 12- 3+* ,-./45+* 6 7,+82/9+*

-*9:$ -$ 80;-,-$9-* ;.*-*<

=+, ->-?73+@ /2.$8+ *- /.30-$9. A.ABC -$ 2$ ,-/070-$9- /-,,.8+ *- -*9.D3-/- -3

*0E20-$9- -12030D,0+F

CaCO3 (s) ! CaO (s) + CO2 (g )

K’c=[CaO][CO2]

[CaCO3]

[CaCO3] = constante[CaO] = constante

Kc = [CO2]

Para sólidos y líquidos puros la concentración en moles/L no cambia en el

tiempo, por lo tanto se consideran constantes.

Kp= PCO2

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Equilibrios Heterogéneos

Otro ejemplo es la reacción:

P4(s) + 6Cl2(g) ! 4PCl3(l)

De acuerdo a la ecuación la expresión de la constante de equilibriosería:

Como P4 y PCl3 son un sólido y un líquido puro entonces la constantese expresa como:

La concentración de sólidos y líquidos puros NO son incluidos en laexpresión para la constante de equilibrio.

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Equilibrios Heterogéneos

[PCl3]4

[P4] [Cl2]6 K’c =

1

[Cl2]6 Kc =

1

PCl26

Kc =


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NH4HS (s) NH3 (g ) + H2S (g )

Kp = P NH 3 P H 2 S = 0.265 x 0.265 = 0.0702

!n = 2 – 0 = 2

La presión parcial de cada gas es 0.265 atm. ¿Calcule K p y K c para la reacción?

Considere el equilibrio siguiente en 295 K:

Kp = K c (RT)!n Kp = K c

(RT)!n

Kp = Kc = 0.00702 = 1.20 x 10-4

(RT)!n (0.0821 x 295)2

EJERCICIO

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Cociente de reacción (Q)

Tiene la misma fórmula que la Kc pero a diferencia que lasconcentraciones no tienen porqué ser las del equilibrio.

En una reacción cualquiera:

!" $ %& '( $ )*

B +,(-',*-)

,"-!,&-%

se llama cociente de reacción a:

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Cociente de reacción (Q)

Si Q = Kc entonces el sistema está en equilibrio.

Si Q < Kc el sistema evolucionará hacia la derecha, es decir,aumentarán las concentraciones de los productos y

disminuirán las de los reactivos hasta que Q se iguale conKc.

Si Q > Kc el sistema evolucionará hacia la izquierda, es decir,aumentarán las concentraciones de los reactivos ydisminuirán las de los productos hasta que Q se iguale conKc


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Modificaciones del equilibrio

Si un sistema se encuentra en equilibrio (Q = Kc) y se produceuna perturbación:

– Cambio en la concentración de alguno de los reactivos oproductos.

– Cambio en la presión (o volumen)

– Cambio en la temperatura.

El sistema deja de estar en equilibrio y trata de volver a él.

Predicción del sentido de la reacción

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Qc

Kc

Qc Kc

Qc

Kc

La reacciónforma

productosEquilibrio

La reacciónforma

reactivos

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PREDICCIÓN DEL SENTIDO DE LA REACCIÓN

Supongamos que tenemos 2.00 mol de H2, 1.00 mol de N2 y 2.00 mol de NH3 enun recipiente de 1.00 L a 472 °C. ¿Reaccionarán el N2 y el H2 para formar másNH3? si K p =2.79x10-5.

Primero calculamos las presiones parciales

N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)

Por lo tanto la r eacción avanza hacia los reactivos (Izquierda)

Entonces para que la reacción alcance el equilibrio debe disminuir la presiónparcial de NH3 y las de N2 y H2 aumenta.

K eq < Q


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Cálculo de concentraciones de equilibrio

El pentacloruro de fósforo (PCl5) a cierta temperaura se descompone entricloruro de fósforo (PCl3) y cloro. Si a un reactor se agregan 0.80 (mol/L) dePCl5, a dicha temperatura su constante de equilibrio es Kc=3.4. Encuentre lasconcentraciones en equilibrio de PCl5, PCl3 y Cl2

PCl5(g) " PCl3(g) + Cl2(g)

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Determine el sentido delcambio neto comparando

Qc (Qp) y Kc(Kp)

Sustituya las concentraciones o presiones parciales deequilibrio en la expresión de Kc o Kp; obtenga el valor de

x ; sustituya este valor en las ecuaciones donde aparezca x y obtenga las magnitudes deseadas

Represente por x el cambionecesario para alcanzar elequilibrio de una cantidad,

concentración o presión parcialde un reactivo o producto

Relacione los cambios encantidades, concentraciones opresiones parciales de otrosreactivos o productos con el

elegido como x

Exprese las cantidades,concentraciones o

presiones parciales deequilibrio en función de x

Introduzca estos datos en una tabla ICE

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Principio de Le Chatelier

“Un cambio o perturbación en cualquiera de las variablesque determinan el estado de equilibrio químico produce undesplazamiento del equilibrio en el sentido de contrarrestar o minimizar el efecto causado por la perturbación”.

Principio de Le Châtelier


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Cambios en el volumen y la presión

Los cambios de presión no alteran las concentraciones de especies en fasecondensada (disoluciones acuosas) pero si en las concentraciones de losgases

N2O4(g) 2NO2(g)

PV = nRT

P =n

V

! " #

$ % & RT

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Que sucede si aumentamos la presión a temperatura constante:

Disminuye el volumenAumentan las concentraciones de N2O4 y NO2

K c < Qc Equilibrio

Que sucede si disminuimos la presión a temperatura constante:

Aumenta el volumenDisminuyen las concentraciones de N2O4 y NO2

K c > Qc Equilibrio

N2O4(g) 2NO2(g)

Donde haya menos moles

Donde haya mas moles

[NO2]o2 [N2O4]o

QC=

[NO2]o2 [N2O4]o

QC=

P =n

V

! " #

$ % & RT


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Para cada uno de los siguientes equilibrios pronostique la dirección de lareacción neta cuando se aumenta la presión (disminución del volumen)del sistema a temperatura constante.


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¿Es posible modificar la presión de un sistema sin cambiar el volumen?

Supongamos un recipiente de acero inoxidable de volumen constante yamentamos la presión agregando un gas inerte (Ar o He).

Al agregar el gas inerte aumenta la presión del gas y disminuyen lasfracciones molares de los gases disminuyen.

Pero la presión parcial de cada gas (P A=XAPT) no cambia y como estas estánen la expresión de la constante de equilibrio, la presencia de un gas inerte noaltera el equilibrio



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Cambios en la temperatura

Cambios en la Temperatura

Los cambios de concentración, presión o volumen pueden alterar la posiciónde equilibrio.Pero sólo la temperatura altera el valor de una constante de equilibrio.

N2O4(g) 2NO2(g) !H°=58.0 KJ

2NO2(g) N2O4(g) !H°= - 58.0 KJ

La formación de N2O4 es una reacción endotérmica:

La formación de NO2 es una reacción exotérmica:

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N2O4(g) 2NO2(g)

En el equilibrio, el efecto térmico es cero porque no hay una reacción neta.

La dependencia de la temperatura con respecto a la constante de equilibrio lopodemos deducir aplicando el principio de Le Chatêlier.

Considerando el calor como un reactivo en la ecuación química. En unareacción endotérmica se considera el calor como un reactivo y en una reacciónexotérmica el calor se considera como un producto.

Endotérmica: Reactivos + Calor Productos

Exotérmica: Reactivos Productos + Calor


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Cuando se aumenta la temperatura, es como hubiese agregado un reactivo o producto al sistema en equilibrio. El equilibrio se desplaza en el sentido que

se consume el reactivo (o producto), esto es calor en exceso.

Reacción Endotérmica: Aumentar T da por resultado que K eq aumente

Reacción Exotérmica: Aumentar T da por resultado que K eq disminuya



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Catalizadores

Efecto de los Catalizadores

Un catalizador reduce la barrera de la energía de activación entre reactivos yproductos.

Un catalizador aumenta la rapidez con la que alcanza el equilibrio, pero no

modifica la composición de la mezcla de equilibrio.

El catalizador no modifica la constante de equilibrio

El catalizador no se consume ni se transforma


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Variaciones en el equilibrio

! [reactivos] > 0! [reactivos] < 0! [productos] > 0! [productos] < 0! T > 0 (exotérmicas)! T > 0 (endotérmicas)! T < 0 (exotérmicas)! T < 0 (endotérmicas)! p > 0 Hacia donde menos nº moles de gases! p < 0 Hacia donde más nº moles de gases

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A temperaturas cercanas a 800°C, el vapor de agua que se hace pasar sobre coquecaliente reacciona con la formación de CO y H2.

C (s) + H2O (g) CO(g) + H2(g)

a) A 800°C la constante de equilibrio de esta reacción es Kp=14.1 ¿Cuáles son laspresiones parciales de H2O, CO y H2 en la mezcla de equilibrio a esta temperaturasi se parte de carbono sólido y 0.100 mol de H2O en un recipiente de 1.00L.b) ¿Cuál es la cantidad mínima de carbono necesaria para alcanzar el equilibrio enestas condiciones?c) ¿Cuál es la presión total en el recipiente en el equilibrio?d) A 25°C el valor de la Kp de esta reacción es de 1.7x10 -21. ¿Es exotérmica oendotérmica la reacción?e) Para producir la cantidad máxima de CO y H2 en el equilibrio, ¿se debe aumentaro disminuir la presión?

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