Equilibrio químico Tema 5 2 1.- Concepto de equilibrio químico. Características. Aspecto dinámico de las reacciones químicas. 2.- Ley de acción de masas. K C. Cociente de reacción. 3.- K p Relación con K c 4.- Grado de disociación. 5.- Modificaciones del equilibrio. Principio de Le Chatelier. A. Efecto de la temperatura B. Cambios de presión y temperatura. C. Concentración en reactivos y productos. 6.- Equilibrios múltiples. 1
Qué es un equilibrio químico? Es una reacción que nunca llega a completarse, pues se produce en ambos sentidos (los reactivos forman productos, y a su vez, éstos forman de nuevo reactivos). Cuando las concentraciones de cada una de las sustancias que intervienen (reactivos o productos) se estabiliza se llega al EQUILIBRIO QUÍMICO. 3 Variación de la concentración con el tiempo (H 2 + I 2 2 HI) 4 Concentraciones (mol/l) Equilibrio químico [HI] [I 2 ] [H 2 ] Tiempo (s) 2
Constante de equilibrio (K c ) 5 En una reacción cualquiera: a A + b B c C + d D la constante K c tomará el valor: para concentraciones en el equilibrio La constante K c cambia con la temperatura ATENCIÓN!: Sólo se incluyen las especies gaseosas y/o en disolución. Las especies en estado sólido o líquido tienen concentración constante y por tanto, se integran en la constante de equilibrio. 6 Página 140 Ejemplo 1 Ejemplo 2 Actividad 1 3
Constante de equilibrio (K c ) En la reacción : H 2 (g)+ I 2 (g) 2 HI (g) 7 El valor de K C, dada su expresión, depende de cómo se ajuste la reacción. Es decir, si la reacción anterior la hubiéramos ajustado como: ½ H 2 (g) + ½ I 2 (g) HI (g), la constante valdría la raíz cuadrada de la anterior. Ejercicio A: Escribir las expresiones de K C para los siguientes equilibrios químicos: 8 a) N 2 O 4 (g) 2 NO 2 (g); b) 2 NO(g) + Cl 2 (g) 2 NOCl(g); c) CaCO 3 (s) CaO(s) + CO 2 (g); d) 2 NaHCO 3 (s) Na 2 CO 3 (s) + H 2 O(g) + CO 2 (g). a) c) b) d) 4
Cociente de reacción (Q) 9 En una reacción cualquiera: a A + b B c C + d D se llama cociente de reacción a: Tiene la misma fórmula que la K c pero a diferencia que las concentraciones no tienen porqué ser las del equilibrio. Cociente de reacción (Q) (cont) 10 Si Q = K c entonces el sistema está en equilibrio. Si Q < K c 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 con K c. Si Q > K c el sistema evolucionará hacia la izquierda, es decir, aumentarán las concentraciones de los reactivos y disminuirán las de los productos hasta que Q se iguale con K c Página 141: Ejemplo 3 5
11 Ejemplo: En un recipiente de 3 litros se introducen 0,6 moles de HI, 0,3 moles de H 2 y0,3molesdei 2 a 490ºC. Si K c = 0,022 a 490ºC para 2 HI(g) H 2 (g) + I 2 (g) a) se encuentra en equilibrio? a) [H 2 ] [I 2 ] 0,3/3 0,3/3 Q = = = 0,25 [HI] 2 (0,6/3) 2 Como Q > K c el sistema no se encuentra en equilibrio y la reacción se desplazará hacia la izquierda. Aplicaciones de la constante de equilibrio. 12 Conocida K c se puede calcular las concentraciones de las especies presentes en el equilibrio 6
Ejemplo (cont): En un recipiente de 3 litros se introducen 0,6 moles de HI, 0,3 moles de H 2 y 0,3 moles de I 2 a 490ºC. Si K c = 0,022 a 490ºC para 2 HI(g) H 2 (g) + I 2 (g) a) se encuentra en equilibrio?; b) Caso de no encontrarse, cuantos moles de HI, H 2 e I 2 habrá en el equilibrio? b) Equilibrio: 2 HI(g) I 2 (g) + H 2 (g) Moles inic.: 0,6 0,3 0,3 Moles reacci. 2 x x x Moles equil. 0,6 + 2 x 0,3 x 0,3 x 13 0,6 + 2 x 0,3 x 0,3 x conc. eq(mol/l) 3 3 3 Ejemplo (cont): b) Caso de no encontrarse, cuantos moles de HI, H 2 e I 2 habrá en el equilibrio? 14 0,3 x 0,3 x 3 3 K c = = 0,022 0,6 + 2 x 2 3 Resolviendo se obtiene que: x= 0,163 moles Equil: 2 HI(g) I 2 (g) + H 2 (g) Mol eq: 0,6+2 0,163 0,3 0,163 0,3 0,163 n(hi) = 0,93 mol n(i 2 ) = 0,14 mol n(h 2 ) = 0,14 mol 7
15 Ejemplo: En un recipiente de 10 litros se introduce una mezcla de 4 moles de N 2 (g) y 12 moles de H 2 (g); a) escribir la reacción de equilibrio; b) si establecido éste se observa que hay 0,92 moles de NH 3 (g), determinar las concentraciones de N 2 eh 2 en el equilibrio y la constante K c. a) Equilibrio: N 2 (g) + 3 H 2 (g) 2 NH 3 (g) Inicio (mol) 4 12 0 Equilibrio (mol) 4 0,46 12 1,38 0,92 b) 3,54 10,62 0,92 conc. eq(mol/l) 0,354 1,062 0,092 NH 3 e 2 0,092 2 M 2 K c = = = 1,996 10 2 M 2 H 2 e 3 N 2 e 1,062 3 0,354 M 4 16 Ejercicio B: En un recipiente de 250 ml se introducen 3 g de PCl 5, estableciéndose el equilibrio: PCl 5 (g) PCl 3 (g) + Cl 2 (g). Sabiendo que la K C a la temperatura del experimento es 0,48, determinar la composición molar del equilibrio.. Equilibrio: PCl 5 (g) PCl 3 (g) + Cl 2 (g) Inicio (mol): 3/208,2 0 0 Equilibrio (mol) 0,0144 x x x e e e n (mol) equil. 0,0014 0,013 0,013 8
17 Página 142: Ejemplo 4 Página 143: 2 Página 176: 11 Página 168: 33 Constante de equilibrio (K p ) 18 Existen otras formas para expresar la constante de equilibrio. En las reacciones en que intervengan gases es mas sencillo medir presiones parciales que concentraciones. Se puede expresar la constante en términos de presiones. A esta nueva constante la llamaremos K p a A + b B c C + d D Si se trata de equilibrios en los que además hay especies en otros estados físicos (sistemas heterogéneos), en la Kp solo intervienen las especies en estado gaseoso. 9
19 Página 144: Ejemplo 6 y 7 Constante de equilibrio (K p ) 20 En la reacción : 2 SO 2 (g) + O 2 (g) 2 SO 3 (g) p(so 3 ) 2 K p = p(so 2 ) 2 p(o 2 ) De la ecuación general de los gases: p V = n R T se obtiene: n p = R T = concentración] R T V SO 3 2 (RT) 2 K p = = K c (RT) 1 SO 2 2 (RT) 2 O 2 (RT) 10
21 Relación entre las formas de expresar la constante de equilibrio p cc p d D C c (RT) c D d (RT) d K p = = = p Aa p b B A a (RT) a B b (RT) b en donde n = incremento en cantidad de sustancia (moles) de gases (n productos n reactivos ) Vemos, pues, que K P puede depender de la temperatura siempre que haya un cambio en la cantidad de sustancia (moles) de gases Ejemplo: Calcular la constante K p a 1000 K en la reacción de formación del amoniaco vista anteriormente. (K C = 1,996 10 2 M 2 ) 22 N 2 (g) + 3 H 2 (g) 2 NH 3 (g) n = n productos n reactivos = 2 (1 + 3) = 2 K P = K c (RT) n = L 2 atm L 2 1,996 10 2 0,082 1000K = mol 2 mol K K p = 2,97 10 6 atm 2 11
23 Página 145: Ejemplo 8, actividades 5 y 6 Página 165: ejercicio 10 a) Página 166: 19, 21 Página 167: 24, 26, 28, 29 Página 169: 46 Página 175: 9 Página 176: 10 Página 178: 14 Grado de disociación ( ). Se utiliza en aquellas reacciones en las que existe un único reactivo que se disocia en dos o más. Permite conocer el rendimiento de la reacción 24 Definición: Es cociente entre la cantidad que se disocia (moles) y la cantidad total inicial (moles) (tanto por 1). α x c o cantidad disociada cantidad inicial ( mol) ( mol) En consecuencia, el % de sustancia disociada es igual a 100. 12
25 Ejemplo: En un matraz de 5 litros se introducen 2 moles de PCl 5 (g) y 1 mol de de PCl 3 (g) y se establece el siguiente equilibrio: PCl 5 (g) PCl 3 (g) + Cl 2 (g). Sabiendo que K c (250 ºC) = 0,042; a) cuáles son las concentraciones de cada sustancia en el equilibrio?; b) cuál es el grado de disociación? a) Equilibrio: PCl 5 (g) PCl 3 (g) + Cl 2 (g) Moles inic.: 2 1 0 Moles equil. 2 x 1 + x x conc. eq(mol/l)(2 x)/5 (1 + x)/5 x/5 PCl 3 Cl 2 (1+x)/5 x/5 K c = = = 0,042 PCl 5 (2 x)/5 De donde se deduce que x = 0,28 moles Ejemplo (cont): En un matraz de 5 litros se introducen 26 2 moles de PCl 5 (g) y 1 mol de de PCl 3 (g) y se establece el siguiente equilibrio: PCl 5 (g) PCl 3 (g) + Cl 2 (g). Sabiendo que K c (250 ºC) = 0,042; a) cuáles son las concentraciones de cada sustancia en el equilibrio?; b) cuál es el grado de disociación? PCl 5 = (2 0,28)/5 = 0,342 mol/l PCl 3 = (1+ 0,28)/5 = 0,256 mol/l Cl 2 = 0,28 /5 = 0,056 mol/l b) Si de 2 moles de PCl 5 se disocian 0,28 moles en PCl 3 y Cl 2, de cada mol de PCl 5 se disociarán 0,14. Por tanto, = 0,14, lo que viene a decir que el PCl 5 se ha disociado en un 14 %. 13
Relación entre K c y. 27 Sea una reacción A B + C. Si llamamos c = [A] inicial y suponemos que en principio sólo existe sustancia A, tendremos que: Equilibrio: A B + C Conc. Inic. (mol/l): c 0 0 conc. eq(mol/l) c(1 ) c c B C c c c 2 K c = = = A c (1 ) (1 ) En el caso de que la sustancia esté poco disociada (K c muy pequeña): << 1 y K c c 2 La expresión que se obtiene depende de la estequiometría de la reacción (Cuadro pág. 146) 28 Página 146: Ejemplo 9, actividad 7 Página 147: Ejemplo 10, actividad 8 Página 166: 18, 22, 23, 25, 30 14
Modificaciones del equilibrio 29 Si un sistema se encuentra en equilibrio (Q = K c ) y se produce una perturbación: Cambio en la temperatura. Cambio en la presión (o volumen) Cambio en la concentración de alguno de los reactivos o productos. El sistema deja de estar en equilibrio y trata de volver a él. Principio de Le Chatelier 30 Un cambio o perturbación en cualquiera de las variables que determinan el estado de equilibrio químico produce un desplazamiento del equilibrio en el sentido de contrarrestar o minimizar el efecto causado por la perturbación. 15
Cambio en la temperatura. 31 Modifica el valor de la constante de equilibrio, K C ok p. Al aumentar T el sistema se desplaza hacia donde se absorba calor, es decir, hacia los reactivos en las reacciones exotérmicas y hacia la formación de los productos en las endotérmicas. Si disminuye T el sistema se desplaza hacia donde se desprenda calor (formación de los productos en las exotérmicas y hacia los reactivos en las endotérmicas). Ejemplo 12 pág. 149 Cambio en la presión y del volumen 32 Influye sólo si Dn 0 entre reactivos y productos Ejemplo : A B+ C (en el caso de una disociación es un aumento de n) K c c 2 Al aumentar p (o disminuir el volumen) aumenta la concentración y eso lleva consigo una menor, es decir, el equilibrio se desplaza hacia los reactivos que es donde menos moles hay. 16
Cambio en la presión y del volumen (continuación) 33 Lógicamente, si la presión disminuye, el efecto es el contrario. Si el número de moles total de reactivos es igual al de productos (a+b =c+d) se pueden eliminar todos los volúmenes en la expresión de K c, con lo que éste no afecta al equilibrio (y por tanto, tampoco la presión). pág. 150: ejemplo 13, actividad 9. 34 Cambio en la concentración de alguno de los reactivos o productos. Si una vez establecido un equilibrio se varía la concentración algún reactivo o producto el equilibrio desaparece y se tiende hacia un nuevo equilibrio. Las concentraciones iniciales de este nuevo equilibrio son las del equilibrio anterior con las variaciones que se hayan introducido. Lógicamente, la constante del nuevo equilibrio es la misma, por lo que si aumenta [reactivos], Q yla manera de volver a igualarse a K C sería que [reactivos] (en cantidades estequiométricas) y, en consecuencia, que [productos]. 17
35 Página 151: Ejemplo 14 y 15 Página 150: actividad 11 Página 152: actividad 12 Página 164: 1-12, 16 Página 167: 31 Página 168: 32-36 Página 169: 45 y pág. 179: 15 Variaciones en el equilibrio 36 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 [reactivos] > 0 [reactivos] < 0 [productos] > 0 [productos] < 0 18
Equilibrios múltiples 37 Si una reacción se puede expresar como la suma de otras dos o más, entonces la Kc de la reacción global es el producto de las constantes de equilibrio de las reacciones individuales. Reacción 3 = reacción 1 + reacción 2 Kc (3) = Kc (1) Kc (2) Página 142: Ejemplo 5 Pág. 143 actividad 4 19