QUIMICA APLICADA
I2 + H 2
2 HI
Equilibrio Químico
Equilibrio Químico
¿Cuando un
sistema está en
equilibrio?
Cuando está en un estado donde no es
posible ningún cambio sin que haya
cambios netos en el entorno.
aA + bB
cC + dD
Región de concentraciones
constantes
Concentraciones en el equilibrio
aA + bB
κd
κi
cC + dD
Velocidad de Reacción Directa
Vd = κ d .[A] a . [B] b
Velocidad de Reacción Inversa
Vi = κ i .[C] c . [D] d
En la zona de equilibrio Vd = Vi
Por lo que
κ d [C] c . [D] d
=
κi
[A] a . [B] b
entonces
κ d .[A] a . [B] b = κ i .[C] c . [D] d
κd
= Kc
κi
[C] c . [D] d
=
[A] a . [B] b
Kc = Constante de Equilibrio
En definitiva, es una clase especial de reacción química que
nunca llega a completarse: se produce simultáneamente en
ambos sentidos (los reactivos forman productos, y a su vez,
éstos forman de nuevo reactivos).
Es decir, se trata de un sistema dinámico.
Veamos un ejemplo
Una mezcla de Iodo (I2) e Hidrógeno (H2) forma, mediante
una reacción en equilibrio ácido Yodhídrico (HI).
I2 (g) + H2 (g)
2 HI (g)
Kc
[H I] 2
=
[I2] . [H2]
Significado del valor de Kc
Tres situaciones posibles:
La K > 1 entonces: [productos] > [reactivos] Favorable para productos
La K ≈ 1 entonces [productos] ≈ [reactivos].
La K < 1 entonces [productos] < [reactivos]: Desfavorable para productos.
Conociendo el valor de la constante de equilibrio se puede juzgar
cualitativamente en que forma se desplaza la reacción antes de alcanzar
el equilibrio, es decir si la reacción es o no favorable para la obtención
de productos.
Clases de Equilibrios
Homogéneos
Heterogéneos
Múltiples
Reactivos y
Productos en
la misma fases
Reactivos y
Productos en
diferente fases
Los Productos
participan en
otro equilibrio
2CO(g) + O2(g) ↔ 2CO2(g)
Kc
=
[CO2]2
[CO]2 . [O2]
CaCO3(s)↔ CO2(g) + CaO(s)
Kc = [CO2]
A↔B
B↔C
Kc = K’1 . K”2
Relación entre Kc y Kp
aA(g) ↔ bB(g)
Supongamos la siguiente reacción
Kc
=
[B] b
[A]a
Si tenemos que
Reemplazando
en Kp
En función de sus
presiones parciales
PA . V
=
nA . R . T
[ ]
=
[ nVRT ]
nBRT
V
Kp
PBb
PAa
=
PB . V
=
nB . R . T
Kp
=
Kc (RT)Δn
b
=
a
A
y
Kp
[B]b
(RT)(b-a)
[A]a
Resumen de las reglas para escribir K
* Concentraciones en mol/L (Kc) o en atm (Kp)
* Sólidos puros, Líquidos puros y disolventes no aparecen en
la expresión de K
* Tanto Kp como Kc son adimensionales
* Al expresar el valor de Kp o Kc, hay que especificar la ecuación
balanceada y la temperatura
* Si para una reacción de izquierda a derecha se define Kp o Kc,
para la reacción de derecha a izquierda será 1/Kp o 1/Kc.
* Si una reacción representa la suma de varias reacciones, la
constante de equilibrio para la reacción global se expresa como el
producto de cada constante de equilibrio.
K global = K’.K”.Kn.
Veamos un ejemplo:
Una mezcla de 0,5 moles de I2 y de 0,5 moles de H2 son colocados en
un recipiente de 1 L a 430 °C. Si Kc = 54,3 calcule la concentración
de H2, I2 y HI en el equilibrio.
I2
+
H2
↔
2HI
7,37 = 2x / [0,5 - x]
De esta manera:
x = 0,393 M
0,5
0,5
0,0
-x
-x
+2x
[H2] = (0,5 – 0,393) = 0,107 M
0,5-x
+2x
[I2] = (0,5 – 0,393) = 0,107 M
0,5-x
Kc = [HI]2 / [I2] . [H2]
[HI] = (2 . 0,393) = 0,786 M
54,3 = [2x]2 / [0,5-x] . [0,5-x]
54,3 = [2x]2 / [0,5-x]2
Verificar
Principio de Le Châtelier
· Si se aplica una perturbación externa sobre
un sistema en equilibrio, el sistema se ajusta
hacia una nueva posición de equilibrio.
· Una vez que la perturbación cesa, el sistema
tiende naturalmente a volver al equilibrio
inicial.
(1850-1936)
Cambio en la concentración
Factores que afectan
el equilibrio
Cambio en el V y la P
Cambio en la Temperatura
Agregado de un catalizador
2 H2(g) + O2(g) ↔ 2 H2O(g)
Cambios en la Concentración
↑ [R]
[P]
[R]
↑ [P]
Para saber si la
reacción alcanzó
el equilibrio
Medir la [R] y de [P]
Si Q < Kc
[H2O]2
[H2]2 . [O2]
Si Q = Kc
Cociente de la reacción
Si Q > Kc
Q =
El valor de K no se
modifica
R
P
Sistema en equilibrio
R
P
2 H2(g) + O2(g) ↔ 2 H2O(g)
Cambios en el V o en la P
El equilibrio se
desplaza hacia donde
hay menos moles
↓V↑P
↑ [R]
↑ [P]
↑V↓P
Agregado de un catalizador
No se altera la posición de
equilibrio pero se llega más
rápido al equilibrio
El valor de K no
se modifica
Si Δn = 0 : no hay
desplazamiento
Aumento de la Vd y la Vi
en la misma magnitud
El valor de K no
se modifica
2 H2(g) + O2(g) ↔ 2 H2O(g)
Agregado de un gas Inerte:
Δn de productos ≠ Δn de reactivos
Aumento de la Presión total
del Sistema
Y como
Ppx = PT . Xx
El efecto neto es que el equilibrio no se ve
afectado por el agregado de un gas inerte
Disminución de la Fracción
Molar de cada gas
Ppx permanece constante
El valor de K no
se modifica
Cambios en la temperatura
N2O4(g) ↔ 2 NO2(g) ΔH = 58 kj/mol
Si la temperatura
se modifica
Kc = k d/k i
Vd y la Vi se modifican
en diferente magnitud
El valor de K
se modifica
Por ejemplo, si la temperatura aumenta:
y ΔH es + (endo)
El valor de Kc ↑
y ΔH es – (exo)
El valor de Kc ↓
La temperatura es la única variable que modifica el valor de Kc
Termodinámica y equilibrio
ΔG = ΔG° – R T ln Q
En el equilibrio: ΔG = 0 y Q = K
- Si todos los reactivos y productos son
gaseosos, K representa Kp.
-Si todos los reactivos y productos están
en solución, K representa Kc.
-Si los reactivos y productos están en
solución y gaseosos, K representa Kequilibrio
ΔG° = – R T ln K
Relación entre ΔG° y K
K
>1
=1
<1
ln K
+
0
-
ΔG°
Comentarios
-
Los productos predominan sobre los reactivos
en el equilibrio
0
En el equilibrio, cuando [C]c[D]d .. = [A]a[B]b ..
(muy raro)
+
Los reactivos predominan sobre los productos
en el equilibrio
Equilibrios Ácido-Base
Ácido: toda sustancia capaz de donar protones o recibir electrones.
Base: toda sustancia capaz de recibir protones o donar electrones.
Propiedades ácidobase del agua:
Electrolito débil
Mal conductor
de la electricidad
Se comporta como una base frente a ácidos
Se comporta como una ácido frente a bases
Autoionización
H2O(l) ↔ H+(ac) + OH-(ac)
H2O(l) ↔ H+(ac) + OH-(ac)
Kc = [H+] . [OH-]
Si escribimos Kc
Kc se denomina “constante del
producto iónico”
Kc = [10-7] . [10-7]
En el agua pura y a 25°C Kc = 10-14
Soren Sorensen
Números muy pequeños
(1868-1939)
En 1909 propone utilizar escala logarítmica
Soluciones ácidas: [H+]>10-7 entonces pH < 7
pH = - log [H+]
Soluciones neutras: [H+]=10-7 entonces pH =7
Soluciones bàsicas: [H+]<10-7 entonces pH > 7
De manera análoga
pOH- = - log [HO-]
Soluciones ácidas: [HO-] >10-7 entonces pOH< 7
Soluciones neutras: [HO-]=10-7 entonces pOH=7
Soluciones bàsicas: [HO-]<10-7 entonces pOH> 7
pKc = pH + pOH
»
14 = pH + pOH
Veamos un ejemplo:
La concentración de iones OH- en una solución limpiadora es de
0,0025 M. Calcula la concentración de H+ y su pH.
[H+] = Kw / [OH-] = 10 -14 / 0,0025
pH = 11,4
= 4 x 10-12 M
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Equilibrio Químico - Parciales Ingenieria