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Equilibrio Químico

Universidad de La Frontera Fac. Ing.Cs. y Adm. Dpto. Cs. Químicas. Equilibrio Químico. Prof. Josefina Canales. H 2 O ( l ). H 2 O ( g ). N 2 O 4 ( g ). 2NO 2 ( g ). El equilibrio es un estado en que no hay ningún cambio notable mientras transcurre el tiempo.

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Equilibrio Químico

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  1. Universidad de La FronteraFac. Ing.Cs. y Adm.Dpto. Cs. Químicas Equilibrio Químico Prof. Josefina Canales

  2. H2O (l) H2O (g) N2O4(g) 2NO2(g) El equilibrioes un estado en que no hay ningún cambio notable mientras transcurre el tiempo . • Equlibrio químico se alcanza cuando: • las velocidades de las reacciones directa e inversa se igualan y • las concentraciones de los reactivos y productos permanecen constantes Equilibrio físico Equilibrio químico 14.1

  3. equilibrio equilibrio equilibrio N2O4(g) 2NO2(g) Concentración Concentración Concentración Tiempo Tiempo Tiempo Al principio con NO2 Al principio con N2O4 Al principio con NO2 & N2O4 14.1

  4. El estado de equilibrio kdir [NO2]2 kinv [N2O4] = Para el equilibrio dióxido de nitrógeno - tetróxido de dinitrógeno : N2O4 (gas incoloro) = 2 NO2 (gas café) En el equilibrio: velocidaddir = velocidadinv velocidaddir = kdir[N2O4] velocidadinv = kinv[NO2]2 kdir[N2O4] = kinv[NO2]2 1) Kpequeña N2 (g) + O2 (g) 2 NO(g)k = 1 x 10 -30 2) kgrande 2 CO(g) + O2 (g) 2 CO2 (g)k = 2.2 x 1022 3) kintermedia 2 BrCl(g) Br2 (g) + Cl2 (g)k = 5

  5. El cambio en Q durante la reacción N2O4-NO2 Apariencia de NO2 Concentración

  6. constante Concentración Concentración Concentración Tiempo Tiempo Tiempo

  7. N2O4(g) 2NO2(g) K = aA + bB cC + dD [NO2]2 [C]c[D]d [N2O4] K = [A]a[B]b = 4.63 x 10-3 Ley de acción de masa El equilibrio será Desplaza a la derecha K >> 1 Favorece a los productos Desplaza a la derecha Favorece a las productos K << 1 14.1

  8. N2O4(g) 2NO2(g) Kc = Kp = En la mayoría de los casos Kc Kp P2 [NO2]2 NO2 [N2O4] aA (g) + bB (g)cC (g) + dD (g) P N2O4 El equilibrio homogéneo se aplica a las reacciones en que todas las especies reactivas están en la misma fase. Kp = Kc(RT)Dn Dn = moles de productos gaseosos – moles de reactivos gaseosos = (c + d) – (a + b)

  9. CH3COOH (ac) + H2O (l) CH3COO-(ac) + H3O+ (ac) ‘ ‘ Kc = Kc [H2O] En la práctica general no se incluyen unidades para la constante de equilibrio. [CH3COO-][H3O+] [CH3COO-][H3O+] = [CH3COOH][H2O] [CH3COOH] Equilibrio homogéneo [H2O] = constante Kc =

  10. Las concentraciones de equilibrio para la reacción entre monóxido de carbono y cloro molecular para formar COCl2 (g) a 740C son [CO] = 0.012 M, [Cl2] = 0.054 M, y [COCl2] = 0.14 M. Calcule las constantes de equilibrio Kc y Kp. CO (g) + Cl2(g) COCl2(g) = 0.14 0.012 x 0.054 [COCl2] [CO][Cl2] = 220 Kc= Kp = Kc(RT)Dn Dn = 1 – 2 = -1 R = 0.0821 T = 273 + 74 = 347 K Kp= 220 x (0.0821 x 347)-1 = 7.7

  11. La constante de equilibrio Kp para la reacción es 158 a1000K. ¿Cuál es la presión en el equilibrio de O2 si las PNO = 0.400 atm y PNO = 0.270 atm? 2 PNO PO = Kp 2 PNO 2 Kp = 2NO2 (g) 2NO (g) + O2 (g) PO PO = 158 x (0.400)2/(0.270)2 2 2 2 2 PNO PNO 2 2 2 = 347 atm

  12. CaCO3(s) CaO (s) + CO2(g) ‘ ‘ Kc = Kc x [CaO][CO2] [CaCO3] [CaCO3] [CaO] Kp = PCO 2 El equilibrio heterogéneo se aplica a las reacciones en que los reactivos y productos están en diferentes fases. [CaCO3] = constante [CaO] = constante Kc= [CO2] = La concentración de sólidos y líquidos purosno son incluidos en la expresión para la constante de equilibrio.

  13. CaCO3(s) CaO (s) + CO2(g) PCO PCO 2 2 No depende de la cantidad de CaCO3 o CaO = Kp

  14. Considere el equilibrio siguiente en295 K: La presión parcial de cada gas es 0.265 atm. ¿Calcule Kp y Kcpara la reacción? Kp = P NH3 NH4HS (s) NH3(g) + H2S (g) P H2S = 0.265 x 0.265 = 0.0702 Kp = Kc(RT)Dn Kc= Kp(RT)-Dn Dn = 2 – 0 = 2 T = 295 K Kc = 0.0702 x (0.0821 x 295)-2 = 1.20 x 10-4

  15. A + B C + D C + D E + F A + B E + F [C][D] [E][F] [E][F] [C][D] [A][B] [A][B] Kc = ‘ ‘ ‘ Kc Kc Kc = Si una reacción se puede expresar como la suma de dos o más reacciones, la constante de equilibrio para la reacción global está dada por el producto de las constantes de equilibrio de las reacciones individuales. ‘ ‘ Kc = x Kc = ‘ ‘ ‘ ‘ Kc Kc Kc

  16. N2O4(g) 2NO2(g) 2NO2(g) N2O4(g) ‘ K = K = = 4.63 x 10-3 Cuando la ecuación para una reacción reversible se escribe en dirección opuesta, la constante de equilibrio se vuelve el inverso de la constante de equilibrio original. [NO2]2 [N2O4] [N2O4] [NO2]2 1 K = = 216

  17. Escritura de las expresiones de las constante de equilibrio • Las concentraciones de las especies reactivas en fase condensada se expresan en M. En la fase gaseosa, las concentraciones se pueden expresar en M o en atm. • Las concentraciones de sólidos puros, líquidos puros y solventes no aparecen en las expresiones de constantes de equilibrio. • La constante de equilibrio es una cantidad adimensional. • Citando un valor por la constante de equilibrio, debe especificar la ecuación balanceada y la temperatura. • Si una reacción puede expresarse como una suma de dos o más reacciones, la constante de equilibrio para la reacción global está dada por el producto de las constantes de equilibrio de las reacciones individuales.

  18. kf kr A + 2B AB2 [AB2] = Kc = kf [A][B]2 kr Química cinética y equilibrio químico velocidadf = kf[A][B]2 velocidadr = kr[AB2] Equilibrio velocidadf = velocidadr kf[A][B]2 = kr[AB2]

  19. El cociente de reacción (Qc)se calcula sustituyendo las concentraciones iniciales de los reactivos y productos en la expresión de la constante de equilibrio (Kc). • SI • Qc > Kcel sistema procede de derecha a izquierda para alcanzar el equilibrio • Qc = Kc el sistema está en equilibrio • Qc < Kcel sistema procede de izquierda a derecha para alcanzar el equilibrio Reactivos Producos Equilibrio: no hay cambio neto Reactivos Producos

  20. Cálculo de las concentraciones de equilibrio • Exprese las concentraciones de equilibrio de todas las especies en términos de las concentraciones iniciales y una sola variable x que representan el cambio en la concentración. • Escriba la expresión de la constante de equilibrio en términos de las concentraciones de equilibrio. Sabiendo el valor de la constante de equilibrio, resuelva para x. • Habiendo resuelto para x, calcule las concentraciones de equilibrio de todas las especies.

  21. A 12800C la constante de equilibrio (Kc) para la reacción Es 1.1 x 10-3. Si las concentraciones iniciales son [Br2] = 0.063 M y [Br] = 0.012 M, calcule las concentraciones de estas especies en equilibrio. [Br]2 [Br2] Kc = Br2 (g) 2Br (g) Br2 (g) 2Br (g) = 1.1 x 10-3 Kc = (0.012 + 2x)2 0.063 - x Sea x el cambio en la concentración de Br2 Inicial (M) 0.063 0.012 ICE Cambio (M) -x +2x Equilibrio(M) 0.063 - x 0.012 + 2x Resuelva para x

  22. -b ± b2 – 4ac x = 2a Br2 (g) 2Br (g) Inicial(M) 0.063 0.012 Cambio(M) -x +2x Equilibrio(M) 0.063 - x 0.012 + 2x = 1.1 x 10-3 Kc = (0.012 + 2x)2 0.063 - x 4x2 + 0.048x + 0.000144 = 0.0000693 – 0.0011x 4x2 + 0.0491x + 0.0000747 = 0 ax2 + bx + c =0 x = -0.0105 x = -0.00178 En equilibrio, [Br] = 0.012 + 2x = -0.009 M o 0.00844 M En equilibrio, [Br2] = 0.062 – x = 0.0648 M

  23. Escritura del cociente de reacción o expresión de acción de masas a A + bB cC + dD [C]c [D]d Q = [A]a[B]b Q = expresión de la acción de masas o cociente de reacción Producto de las concentraciones de los productos Q = Producto de las concentraciones de los reactivos Para la reacción general : Ejemplo: El proceso Haber para la producción de amoniaco: N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) [NH3]2 Q = [N2][H2]3

  24. Escritura del cociente de reacción a partir de la ecuación balanceada Problema: Escriba el cociente de reacción para las siguientes reacciones: (a) La descomposición térmica de clorato de potasio: KClO3 (s) = KCl(s) + O2 (g) (b) La combustión de butano en oxígeno: C4H10 (g) + O2 (g) = CO2 (g) + H2O(g) Plan: Primero balanceamos las ecuaciones, luego construimos el cociente de reacción Solución: (a) 2 KClO3 (s) 2 KCl(s) + 3 O2 (g)Qc = [KCl]2[O2]3 [KClO3]2 (b) 2 C4H10 (g) + 13 O2 (g) 8 CO2 (g) + 10 H2O(g) [CO2]8 [H2O]10 Qc = [C4H10]2 [O2]13

  25. Cómo escribir el cociente de reacción para una reacción total Problema: el gas oxígeno se combina con gas nitrógeno en los motores de combustión interna para producir óxido nítrico, que cuando sale a la atmósferase combina con más oxígeno para formar dióxido de nitrógeno. (1) N2 (g) + O2 (g) 2 NO(g)Kc1 = 4.3 x 10-25 (2) 2 NO(g) + O2 (g) 2 NO2 (g)Kc2 = 6.4 x 109 (a) Demuestre que la Qc total para esta secuencia de reacciones es la misma que el producto de las Qc de las reacciones individuales. (b) Calcule Kc para la reacción total.

  26. (1) N2 (g) + O2 (g) 2 NO(g) (2) 2 NO(g) + O2 (g) 2 NO2 (g) total: N2 (g) + 2 O2 (g) 2 NO2 (g) Plan: Primero escribimos la reacción total sumando las dos reacciones, luego escribimos la Qc. Después multiplicamos las Kc individuales para obtener la K total.

  27. Cómo escribir el cociente de reacción para una reacción total–II (a) continuación: [NO]2 Qc (total) = [N2][O2]2 Para los pasos individuales: [NO]2 (1) N2 (g) + O2 (g) 2 NO(g) Qc1 = [N2] [O2] [NO2]2 (2) 2 NO(g) + O2 (g) 2 NO2 (g)Qc2 = [NO]2 [O2] [NO]2 [NO2]2 [NO2]2 Qc1 x Qc2 = x = ¡Son iguales! [N2] [O2] [NO]2 [O2] [N2][O2]2 (b) K = Kc1 x Kc2 = (4.3 x 10-25)(6.4 x 109) = 2.8 x 10-15

  28. La forma de Q para las reacciones directa e inversa [SO2]2[O2] 1 Qc(inv) = = [SO3]2 Qc(dir) 1 1 entonces: Kc(dir) = = = 3.83 x 10 -3 Kc(inv) 261 La producción de ácido sulfúrico depende de la conversión de dióxido de azufre en trióxido de azufre antes de que el trióxido de azufre reaccione con agua para formar ácido sulfúrico. 2 SO2 (g) + O2 (g) 2 SO3 (g) [SO3]2 Qc(dir) = [SO2]2[O2] Reacción inversa : 2 SO3 (g) 2 SO2 (g) + O2 (g) at 1000K Kc(dir) = 261

  29. The Reaction Quotient for a Heterogeneous System El cociente de reacción para un sistema heterogéneo igual igual K

  30. N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) El equilibrio desplaza a la izquierda para compensar la tensión Add NH3 Principio de Le Châtelier Si una tensión externa se aplica a un sistema en equilibrio, el sistema se ajusta de tal manera que la tensión se compensa parcialmente, así el sistema alcanza una nueva posición de equilibrio. Equilibrio final Equilibrio inicial Cambio • Cambios en la concentración Concentración Tiempo

  31. Remove Add aA + bB cC + dD Principio de Le Châtelier • Cambios en la concentración (continuación) Cambios Desplazamiento del equilibrio Aumenta la concentración del producto(s) izquierda Dismunuye la concentración del producto(s) derecha Aumenta la concentración del reactivo(s) derecha Dismunuye la concentración del reactivo(s) izquierda

  32. A (g) + B (g) C (g) Principio de Le Châtelier • Cambios en el volumen y presión Cambio Desplazamiento del equilibrio Aumenta la presión Lado con menos moles de gas Disminuye la presión Lado con más moles de gas Lado con más moles de gas Aumenta el volumen Disminuyeel volumen Lado con menos moles de gas

  33. Principio de Le Châtelier • Cambios en la temperatura Cambio Rx exotérmica Rx endotérmica Aumenta la temperatura Kdisminuye Kaumenta Disminuye la temperature Kaumenta Kdisminuye • Adicionando un catalizador • no cambia K • no desplaza la posición de un sistema en equilibrio • el sistema alcanzará el equilibrio más pronto

  34. Sin catalizador Catalizador Energía potencial Energía potencial Avance de la reacción Avance de la reacción El catalizador bajaEa para ambosavances y reacciones inversas. El catalizador no cambia la constante de equilibrio o desplazamientoen el equilibrio

  35. Cambio en la constante de equilibrio Principio de Le Châtelier Desplazamiento en el equilibrio Cambio Concentración sí no Presión sí no Volumen sí no Temperatura sí sí Catalizador no no

  36. FIN

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