El equilibrio químico es un equilibrio dinámico

Transcripción

1 Equilibrio Químico 1. Conceptos básicos. Constante de equilibrio 3. Cociente de reacción 4. Usos de la constante de equilibrio 5. Alteración de un sistema de equilibrio 6. Presiones parciales y constante de equilibrio 7. Efecto de la temperatura en la constante de equilibrio

2 1. Conceptos básicos Las reacciones químicas pueden ocurrir en ambas direcciones. A estas reacciones se les conoce como reversibles, y casi todas ellas, no llegan a ser completas (estequiométricas). a A + b B c C + d D reactivos productos Cuando A y B reaccionan para formar C y D con la misma velocidad que C y D reaccionan para formar A y B, el sistema se encuentra en equilibrio químico. El equilibrio químico es un equilibrio dinámico

3 1. Conceptos básicos a A + b B c C + d D Se dice que el equilibrio está desplazado hacia la derecha si hay más de C y D que de A y B (la reacción directa es favorable) y que está desplazado hacia la izquierda si más de A y B está presente (la reacción inversa es favorable).

4 1. Conceptos básicos SO (g) + O (g) SO 3 (g) T 1500 K inicio M 0.00 M equilibrio M 0.17 M reaccionó M 0.08 M M

5 1. Conceptos básicos SO (g) + O (g) SO 3 (g) T 1500 K inicio M M M equilibrio 0.44 M 0.1 M reaccionó 0.44 M 0.1 M M 0.44 M

6 . Constante de equilibrio A + B A B velocidad d k d [A] [B] velocidad i k i [A B] en el equilibrio: velocidad d velocidad i k d [A] [B] k i [A B] k k d i [ AB] [ A] [ B] [ AB] [ A] [ B] K eq constante de equilibrio

7 . Constante de equilibrio concentración de productos productos a A + b B reactivos c C + d D eq [ C] c [ ] eq D [ A] a [ ] eq B d eq K b eq K C concentración de reactivos

8 . Constante de equilibrio El valor numérico de K C se determina experimentalmente. Algunos ejemplos, a 5 ºC, son: 1. K C es constante a una temperatura dada.. K C cambia al variar la temperatura. 3. K C no depende de las concentraciones iniciales.

9 . Constante de equilibrio SO (g) + O (g) SO 3 (g) T 1500 K inicio M 0.00 M equilibrio M 0.17 M reaccionó M 0.08 M M eq [ ] SO3 eq [ ] SO [ ] eqo K eq K C K C [ ] [ ] [ 0.17] 0.15

10 . Constante de equilibrio SO (g) + O (g) SO 3 (g) T 1500 K inicio M M M equilibrio 0.44 M 0.1 M reaccionó 0.44 M 0.1 M M 0.44 M eq [ ] SO3 eq [ ] SO [ ] eqo K eq K C K C [ ] [ ] 0.44 [ 0.1] 0.15

11 . Constante de equilibrio Ejemplos: 1. En un recipiente vacío de 5.0 L se colocan cierta cantidad de nitrógeno e hidrógeno a 500 ºC. Cuando el sistema alcanzó el equilibrio se cuantificó la existencia de 3.01 mol de N,.10 mol de H y mol de NH 3. Evalúa la K C de la reacción a 500 ºC: N (g) + 3 H (g) NH 3 (g). En un recipiente de.0 L se colocan 10.0 mol de N O a cierta temperatura donde se descompone según el siguiente equilibrio: N O (g) N (g) + O (g) En el equilibrio quedan.0 mol de N O. Calcula el valor de K C para esta reacción.

12 . Constante de equilibrio El valor de K C depende directamente de la forma en que se escriba la ecuación química balanceada de la reacción: SO (g) + O (g) SO 3 (g) K C [ SO ] [ SO ] [ O ] ' [ SO ] [ ] SO 3 (g) SO (g) + O (g) O K C [ SO ] 3 1 K C SO (g) + ½ O (g) SO 3 (g) K '' C [ SO3] [ SO ][ O ] 1 K C

13 . Constante de equilibrio Ejemplo: Se tiene la ecuación química siguiente con su constante de equilibrio a una cierta temperatura: HBr (g) + Cl (g) HCl (g) + Br (g) K C 4.0 X 10 4 Qué valor tomará la constante de equilibrio para cada una de las ecuaciones químicas balanceadas de las siguientes formas? Todas a la misma temperatura. a) 4 HBr (g) + Cl (g) 4 HCl (g) + Br (g) b) HBr (g) + ½ Cl (g) HCl (g) + ½ Br (g)

14 3. Cociente de reacción concentración de productos a A + b B reactivos productos c C + d D Q [ ][ c ] d C D [ A] a [ B] b Las concentraciones de productos y reactivos NO son las concentraciones al equilibrio. concentración de reactivos

15 Para cualquier tiempo: 3. Cociente de reacción Si Q < K C ; la reacción directa se favorece sobre la inversa hasta alcanzar nuevamente el equilibrio químico. Si Q > K C ; la reacción inversa se favorece sobre la inversa hasta alcanzar nuevamente el equilibrio químico. En este momento: Q K C ; equilibrio químico. Q c d [ C][ D] [ A] a [ B] b

16 3. Cociente de reacción Ejemplo: 1. A altas temperaturas, K C 65.0 para la siguiente reacción: HI (g) H (g) + I (g) En una mezcla se detectaron las concentraciones siguientes. El sistema está en equilibrio? Si no es así, en qué dirección debe proceder la reacción para que el equilibrio se establezca? [HI] 0.50 M [H ].80 M [I ] 3.40 M

17 3. Cociente de reacción. A cierta temperatura, K C 0.50 para la siguiente reacción: H CO (g) H (g) + CO (g) En un recipiente cerrado se introduce una mezcla de H CO, H y CO a dicha temperatura. Después de un tiempo corto, el análisis de una pequeña muestra de reacción indica las siguientes concentraciones: [H CO] 0.50 M [H ] 0.80 M [CO] 0.5 M Clasifica cada uno de los siguientes enunciados, sobre esta mezcla de reacción, como falsos (F) o verdaderos (V): a) La mezcla de reacción está en equilibrio. ( ) b) La mezcla de reacción no está en equilibrio, pero la reacción no prosigue. ( ) c) La mezcla de reacción no está en equilibrio, pero se desplaza hacia el equilibrio si se consume más H CO. ( ) d) La velocidad de la reacción directa es igual que la velocidad de la reacción inversa. ( )

18 4. Usos de la constante de equilibrio La constante de equilibrio K C también puede utilizarse para calcular concentraciones de reactivos o productos al equilibrio PCl 3 (g) + Cl (g) PCl 5 (g) K C 1.9 Cuál será la concentración al equilibrio de Cl cuando se determina que [PCl 5 ] eq 0.5 M [PCl 3 ] eq 0.16 M? A + B C + D K C 49.0 Si se colocan 0.40 mol de A y de B en un reactor de.0 L al inicio de la reacción a cierta temperatura, cuál será la concentración al equilibrio de todas las especies?

19 4. Usos de la constante de equilibrio A + B C + D K C 49.0 Ahora vamos a resolver el mismo problema pero con cantidades no estequiométricas: al inicio se colocan 0.60 mol de A y 0.0 mol de B en el reactor de.0 L cuáles serán las concentraciones de todas las especies al equilibrio?

20 5. Alteración de un sistema en equilibrio Principio de Le Chatelier Si un sistema en equilibrio se altera a causa de un cambio de condiciones, el sistema se desplazará en la dirección en la cual se reduce dicho cambio. El equilibrio se puede alterar mediante: 1. Cambios en las concentraciones. Cambios de presión y volumen (reacciones fase gas) 3. Cambios de temperatura El coeficiente de reacción, Q, predice la dirección del desplazamiento.

21 5. Alteración de un sistema en equilibrio 1. Cambio de Concentración. A + B C + D K C [ C] eq[ D] eq [ A] eq[ B]eq Q [ C][ D] [ A][ B] La adición o eliminación de alguno de los reactivos o productos provoca un cambio en Q, pero no modifica el valor de K C. Si aumento [A] o [B]: Q < K C y el equilibrio se desplaza hacia la derecha Si aumento [C] o [D]: Q > K C y el equilibrio se desplaza hacia la izquierda Si disminuyo [A] o [B]: Q > K C Si disminuyo [C] o [D]: Q < K C y el equilibrio se desplaza hacia la izquierda y el equilibrio se desplaza hacia la derecha

22 5. Alteración de un sistema en equilibrio Desde el punto de vista cinético velocidad d k [A] [B] La velocidad en sentido directo es proporcional a las concentraciones de los reactivos, por lo que, si se incrementa alguna de estas, la reacción ocurrirá a una velocidad mayor, saliendo de la condición de equilibrio Cuando las velocidades se vuelvan a igualar, el sistema regresa al equilibrio químico. En este punto habrá más de C y D de lo que había en el equilibrio original

23 5. Alteración de un sistema en equilibrio Ejemplo: Dada la siguiente reacción a 800 K en un recipiente cerrado, predice el efecto de los cambios siguientes sobre la cantidad de amoniaco presente en el equilibrio: a) Introducción de más hidrógeno al sistema; b) Eliminación de parte del amoniaco del sistema. 3 H (g) + N (g) NH 3 (g)

24 5. Alteración de un sistema en equilibrio. Cambios de Volumen y Presión. (reacciones fase gas) En un gas ideal: concentración PV nrt P n V RT A T constante: Si V disminuye, su presión parcial aumenta y su concentración aumenta Si V aumenta, su presión parcial disminuye y su concentración disminuye

25 5. Alteración de un sistema en equilibrio A (g) D (g) [ D] [ A] K C Q [ ] D [ A] A T constante: Cómo afecta a Q una disminución en el volumen? Hacia dónde se desplaza el equilibrio? Cómo afecta a Q una aumento en el volumen? Hacia dónde se desplaza el equilibrio?

26 5. Alteración de un sistema en equilibrio En general: 1. Si una ecuación química balanceada comprende un cambio en la cantidad total de mol de gas, el cambio de volumen (o presión) de una mezcla en equilibrio provoca un cambio en el valor de Q, lo cual no modifica el valor de K C. En esta reacción: a) Una disminución de volumen (aumento en la presión) hace que la reacción se desplace en la dirección en la que se produce la menor cantidad total de mol de gas, hasta que se restablezca el equilibrio. b) Un aumento de volumen (disminución de presión) hace que la reacción se desplace en la dirección en la que se produce la mayor cantidad total de mol de gas, hasta que se restablezca el equilibrio.. Si no hay cambio en la cantidad total de mol de gas en la ecuación química balanceada, un cambio de volumen (o presión) no afecta la posición de equilibrio.

27 5. Alteración de un sistema en equilibrio Ejemplo: a) Dada la siguiente reacción en equilibrio en un recipiente cerrado a 800 K, predice el efecto del aumento en la presión por la disminución del volumen: 3 H (g) + N (g) NH 3 (g) b) Cuál será la predicción para la siguiente reacción? H (g) + I (g) HI (g)

28 5. Alteración de un sistema en equilibrio 3. Cambios de Temperatura. A + B C + D + calor H (-) Reacción exotérmica: Si aumento la temperatura, el equilibrio se desplaza hacia A + B Si disminuyo la temperatura, el equilibrio se desplaza hacia C + D A + B + calor C + D H (+) Reacción endotérmica: Si aumento la temperatura, el equilibrio se desplaza hacia C + D Si disminuyo la temperatura, el equilibrio se desplaza hacia A + B

29 5. Alteración de un sistema en equilibrio NO (g) N O 4 (g) H -57. kj/mol [ NO4] eq [ NO] eq [ NO4] eq [ N O] eq T. A. KC ' KC [ NO4] eq [ N O] eq '' KC 90 ºC 0 ºC K C < K C < K C

30 5. Alteración de un sistema en equilibrio [Co(H O) 6 ] + (ac) + 4 Cl - (ac) + calor [CoCl 4 ] - (ac) + 6 H O (l) [ ] CoCl4 eq [ ] [ ] 4 Cl eq Co( HO) 6 eq K C + [ ] CoCl4 eq [ ] [ ] 4 Cl eq Co( HO) 6 eq [ ] CoCl4 eq [ ] [ ] 4 Cl eq Co( HO) 6 eq ' K C + '' K C + T. A. 90 ºC 0 ºC K C > K C > K C

31 6. Presiones parciales y constante de equilibrio Otra forma de expresar el equilibrio, cuando se trata de gases, es mediante las presiones parciales de cada uno de ellos, en lugar de las concentraciones molares n PV nrt ( RT) V P PM( RT) a A (g) + b B (g) c C (g) + d D (g) K p ( ) c p ( pd) C ( ) a p ( p ) b A B d

32 6. Presiones parciales y constante de equilibrio Relación entre K p y K C : a A (g) + b B (g) c C (g) + d D (g) K C c d [ C][ D] [ A] a [ B] b P n V n V M ( RT) P RT P RT K C pc RT pa RT c a pd RT pb RT d b c ( pc) ( pd) a ( p ) ( p ) A B d b 1 RT 1 RT c+ d a+ b K p ( RT) ( RT) n ( c+ d) ( a+ b) K p n ( RT) ( ) ( ) n prod n react

33 7. Equilibrios heterogéneos En los equilibrios heterogéneos neos, las especies se encuentran en más de una fase. HgO (s) Hg (l) + O (g) En este caso, cualquier cambio de presión no afecta la concentración ni del sólido ni del líquido. Por lo tanto: [ ] O K C K p p O En general: los líquidos y sólidos puro no aparecen en la expresión de la constante de equilibrio, K, en equilibrios heterogéneos.