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.
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. 3
Todos los sistemas químicos reversibles alcanzan en el tiempo la condición de equilibrio El estado de equilibrio químico es de naturaleza dinámica y no estática. 4
Reacciones Reversibles Las dos reacciones evolucionan de modo tal que sus velocidades se igualan, estableciéndose un equilibrio químico. Bajo estas condiciones la reacción es reversible y se representa de la siguiente manera: N O 5(g) O (g) + 4NO (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. 5
Equilibrio Químico: A B A B 6
Forma general de la Keq Keq C A c a x x D B b d 7
Constante de Equilibrio N O 5 (g) O (g) + 4 NO (g) Keq O xno N O 5 4 8
Constante de Equilibrio N (g) + 3 H (g) NH 3(g) 9
Kc y Kp 10
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 11
Ejemplo: N O g) Calor NO 4 ( g ( ) Keq Kc NO N O 4 1
escrita con concentraciones molares Kc NO N O 4 escrita con presiones parciales Kp p p NO N O 4 13
Utilizando la ecuación de los gases ideales: PV = nrt Se tendrá: nrt n P y como C, V V enel equilibrio se tiene que P eq C eq x RT Kc NO N O 4 Kp p p NO N O 4 14
Kp Kc x ( RT ( ) n) 15
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. 16
Ejemplo: CaCO 3 (s) CaO(s) + CO (g) K c K c CaO CaCO ( s) 3 ( s) CO ( g ) CO constante CO ( g ) ( g ) 17
Ejemplo: NO (g) N O (g) 4 K * c N O4 NO NO4(g) NO(g) K c NO N O 4 18
Predicción del sentido de una reacción 19
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 0
Principio de Le Chatelier 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: 1
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. 3
Cambios en la Concentración; Remoción de productos o adición de reactivos reactivos productos 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. 4
reactivos productos 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. 5
Ejemplo CO( g) + O (g) CO (g) 6
Efecto del cambio de temperatura 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, K eq. 7
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. 8
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. 9
Considerando lo anteriormente expuesto, predice para cada una de las siguientes reacciones: Qué sucede si aumenta la temperatura del sistema? 30
Efecto del cambio de presión Los cambios de presión pueden afectar los sistemas gaseosos homogéneos en equilibrio. Los cambios de presión no afectan sistemas homogéneos sólidos o líquidos, pero afectan los sistemas heterogéneos en los que interviene uno o más gases. 31
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. 3
Ejemplo Un aumento en la presión del siguiente sistema: CO (g) + 3 H (g) CH 4(g) + H O (g) obliga a que el sistema se desplace hacia la derecha, hay cuatro moles a la izquierda y solo dos a la derecha. 33