TEMA 6 EQUILIBRIO QUÍMICO

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1 TEMA 6 EQUILIBRIO QUÍMICO

2 ÍNDICE 1. Equilibrio químico homogéneo y heterogéneo 2. Concentraciones en equilibrio 3. Constante de equilibrio K c 4. Constantes de equilibrio K p y K c 5. Cociente de reacción 6. Equilibrios heterogéneos 7. Constante del producto de solubilidad 8. Factores que influyen en el equilibrio: Principio de Le Châtelier 8.1 Efecto de la concentración 8.2. Efecto de la temperatura 8.3 Efecto de la presión 8.4 Efecto de los catalizadores 9. Resumen

3 1. Equilibrio químico Las reacciones químicas tienden al equilibrio Las reacciones químicas alcanzan un estado de equilibrio en el que quedan concentraciones no nulas de reactivos y productos. Si la concentración que queda de un reactivo es tan pequeña que prácticamente es imposible medir, entonces se dice que el reactivo se ha consumido. Equilibrios homogéneos: Reacciones en que todos los productos y reactivos están en la misma fase: Ejemplos: en fase gas (g): N 2 O 4 (g) 2 NO 2 (g) ; N 2 (g) + 3 H 2 (g) 2 NH 3 (g) en disolución acuosa (ac): CH 3 COOH (ac) + H 2 O CH 3 COO - (ac) + H 2 O + Equilibrios heterogéneos: Si algunos reactivos o productos están en fases diferentes Ejemplo: CO 3 Ca (s) CO 2(g) + CaO (s)

4 2. Concentraciones de equilibrio Ejemplo: N 2 O 4 (g) 2NO 2 (g) Equilibrio C O N C E N T R A C I Ó N Equilibrio Equilibrio TIEMPO TIEMPO TIEMPO NO 2 inicial 0 N 2 O 4 inicial 0 NO 2 inicial 0 N 2 O 4 inicial 0 NO 2 inicial 0 N 2 O 4 inicial 0 Las concentraciones de equilibrio dependen de las concentraciones iniciales

5 3. Constante de equilibrio, K c Para la reacción: a A + b B +... c C + d D +... A una temperatura, T, la constante de equilibrio: K c C A c a D B d b i = concentración (mol/l) en el equilibrio Equilibrio: no se observan cambios de propiedades con el tiempo las velocidades de la reacción directa e inversa son iguales las concentraciones de reactivos y productos permanecen constantes

6 Si K c es alta (K c >10), en el equilibrio la reacción está desplazada hacia la derecha ( ), formación de productos Si K c es baja (K c < 1), en el equilibrio la reacción está desplazada hacia la izquierda ( ), formación de reactivos Ejemplo: Siempre hay que especificar la reacción para escribir K c N 2 (g) + 3 H 2 (g) 2 NH 3 (g) Kc 2 NH 3 (g) N 2 (g) + 3 H 2 (g) Kc = Kc -1 1/2 N 2 (g) + 3/2 H 2 (g) NH 3 (g) Kc = Kc 1/2

7 Reacciones en estado gaseoso: 4. Constantes de equilibrio: K c y K p a A(g) + b B(g) + c C(g) + d D(g) + K c d c C D... d C D c a b Kp a b A B... A B P P... P P... i = concentración de i en (mol/l) P i = presión parcial de i en atm Relación entre K c y K p : Aplicando ley de gases ideales a reactivos y productos: i = n i / V = P i / RT K c = K p (RT) - n K p = K c (RT) n n = moles de productos - moles de reactivos = (c + d) (a + b)

8 Ejemplos: n =0 K c = K p F 2 (g) + H 2 (g) 2 HF(g) n = -1 K c = K p RT Cl 2 (g) + 2 NO(g) 2 NOCl (g) n = -2 K c = K p (RT) 2 N 2 (g) + 3 H 2 (g) 2 NH 3 (g) K c y K p son constantes termodinámicas de equilibrio y sólo son función de la temperatura Las constantes de equilibrio no llevan unidades pues las concentraciones en K c y las presiones en K p están referidas a un estado estandar 1M y 1 atm respectivamente.

9 5. Cociente de reacción, Q a A + b B + c C + d D + Antes de alcanzar las concentraciones de equilibrio se puede calcular el cociente de reacción, Q: Q = C c D d A a B b En el equilibrio: Q = K c Si Q >> K c Si Q << K c Reacciona hacia la izquierda formando reactivos hasta que Q= K c Reacciona hacia la derecha formando productos hasta que Q = K c

10 6. Equilibrios heterogéneos Equilibrio heterogéneo: si algunos de los reactivos o productos están en fases diferentes Fases puras: no intervienen en la constante de equilibrio como los sólidos Ejemplos: CaCO 3 (s) CaO (s) + CO 2 (g) P= presión K c = CO 2 = P CO2 / RT = K p NH 4 HS (s) NH 3 (g) + H 2 S (g) K c = H 2 S NH 3 = K p (RT) 2

11 Ejemplo: CaCO 3 (s) CaO (s) + CO 2 (g) P P P CO 2 = K p P CO 2 no depende de la cantidad de CaCO 3 ni de CaO

12 7. Constante del producto de solubilidad Equilibrio heterogéneo: sólido iónico en equilibrio con su disolución disolución saturada A n B m (s) n A m+ (ac) + m B n- (ac) K s constante del producto de solubilidad = f(temperatura) Ejemplos: K s = A m+ n B n- m AgCl (s) Ag + (ac) + Cl - (ac) K s = Ag + Cl - AgCO 3 (s) 2 Ag + (ac) + CO 3 = (ac) K s = Ag + 2 CO 3 =

13 8. Factores que influyen en el equilibrio Principio de Le Châtelier Si a un sistema en equilibrio se le aplica un cambio externo, el sistema reacciona en contra del cambio hasta alcanzar una nueva situación de equilibrio Factores que influyen en el equilibrio: 1.Concentración reactivos y productos Si se aumenta la concentración de los reactivos el equilibrio se desplaza hacia la derecha hasta alcanzar la nueva situación de equilibrio Si se aumenta la concentración de los productos el equilibrio se desplaza hacia la izquierda hasta alcanzar la nueva situación de equilibrio

14 2. Presión a) Aumento de presión por disminución de volumen Si n < 0 el equilibrio se desplaza hacia la derecha Si n > 0 el equilibrio se desplaza hacia la izquierda Si n = 0 no influye b) Por adición de un gas inerte: K c, K p no varían, sólo dependen de la temperatura 3. Temperatura K c = f(t) K p = f(t) Si la reacción es endotérmica: aumento de T aumenta K c Si la reacción es exotérmica: aumento de T disminuye K c 4. Catalizadores No modifican el equilibrio, aceleran las reacciones directa e inversa

15 9. Resumen K c concentraciones en mol/l K p presiones en atm Las fases puras (sólidos o líquidos) no aparecen en la expresión de la constante de equilibrio. La constante de equilibrio (K c, K p ) es adimensional La reacción debe estar ajustada para escribir la expresión de la constante de equilibrio y se debe especificar la temperatura.

16 Factores que influyen en el equilibrio Cambio Desplazamiento del equilibrio Modificación de la constante de equilibrio Concentración si no Presión Volumen Temperatura si si si no no si Catalizador no no