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Reacciones Reversibles Equilibrio químico

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  1. Prof. S. Casas-Cordero E.

  2. Reacciones ReversiblesEquilibrio químico Prof. S. Casas-Cordero E.

  3. 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. • Depende de la Temperatura. Prof. S. Casas-Cordero E.

  4. 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. Prof. S. Casas-Cordero E.

  5. Velocidad de reacción La velocidad de reacción es una magnitud positiva que expresa cómo cambia la concentración de un reactivo o producto con el tiempo. A + 2 B ↔ AB2 Sentido directo: Vd = kd[A]n[B]m Sentido reverso: Vr = kr[AB2]z Prof. S. Casas-Cordero E.

  6. Vd = kd[A]n[B]m Vr = kr[AB2]z La velocidad de reacción es directamente proporcional a la concentración de los reactivos elevada a los ordenes de reacción. V: velocidad de reacción k: constante de velocidad específica n y m: ordenes de la reacción respecto a cada reactante z: orden de la reacción respecto al producto [ ]: representa la concentración molar de cierta especie química Prof. S. Casas-Cordero E.

  7. Ejemplo en fase gaseosa • Cuando se coloca en un recipiente de volumen conocido a temperatura constante una muestra de N2O5(g), éste se descompone: 2N2O5(g) 4NO2(g) + O2(g) • Cuando la concentración de los productos aumenta, los mismos se convierten en reactantes: 4NO2(g) + O2(g) 2N2O5(g) Prof. S. Casas-Cordero E.

  8. Reacciones Reversibles • Finalmente, las dos reacciones evolucionan de modo tal que sus velocidadesse igualan, estableciéndose un equilibrio químico. • Bajo estas condiciones la reacción es reversible y se representa de la siguiente manera: 2N2O5(g) O2(g) + 4NO2(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. Prof. S. Casas-Cordero E.

  9. 2 N2O5(g)↔O2(g) + 4 NO2(g) Prof. S. Casas-Cordero E.

  10. Equilibrio Químico: A ↔ B A↔ B Prof. S. Casas-Cordero E.

  11. N2(g)+ 3 H2 (g)↔ 2 NH3(g) Prof. S. Casas-Cordero E.

  12. Peter Waage (28 de junio de 1833, Flekkefjord – 13 de enero de 1900, Oslo) fue un químico noruego y profesor de la Universidad de Oslo. Junto a su amigo, el también químico y matemático Cato Guldberg, Waage descubrió y desarrolló la ley de acción de masas entre los años 1864 y 1879. Prof. S. Casas-Cordero E.

  13. La constante de equilibrio Prof. S. Casas-Cordero E.

  14. En la Condición de Equilibrio: • La Velocidad de reacción permanece constante. • La Velocidad de reacción directa se iguala a la Velocidad de reacción reversa. • Los Ordenes de reacción de cada especie se aproximan a los coeficientes estequiométricos que presentan en la ecuación. • El cuociente entre las constantes de velocidad, kd/kr se transforma en una nueva constante, conocida como Constante de Equilibrio, Keq. Prof. S. Casas-Cordero E.

  15. Par una ecuación general: a A + b B ↔ c C + d D Vd = kd x [A]a x [B]b Vr = kr x [C]c x [D]d luego se tiene; Vd = Vr kd x [A]a x [B]b = kr x [C]c x [D]d Y se obtiene: Prof. S. Casas-Cordero E.

  16. Forma general de la Keq Prof. S. Casas-Cordero E.

  17. Constante de Equilibrio 2 N2O5(g) ↔ O2(g) + 4 NO2(g) Prof. S. Casas-Cordero E.

  18. Constante de Equilibrio N2(g) + 3 H2 (g) ↔ 2 NH3(g) Prof. S. Casas-Cordero E.

  19. Kc y Kp Prof. S. Casas-Cordero E.

  20. 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 Prof. S. Casas-Cordero E.

  21. Ejemplo: Prof. S. Casas-Cordero E.

  22. escrita con concentraciones molares escrita con presiones parciales Prof. S. Casas-Cordero E.

  23. Utilizando la ecuación de los gases ideales: PV = nRT Se tendrá: Prof. S. Casas-Cordero E.

  24. Prof. S. Casas-Cordero E.

  25. Donde: (Coeficiente de los productos) – (Coeficientes de los reactantes) = ∆n Prof. S. Casas-Cordero E.

  26. Constante de Equilibrio a A(g) + b B(g) ↔ y P(g) + z Q(q) Kp = Kc x (RT)∆n Prof. S. Casas-Cordero E.

  27. 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. Prof. S. Casas-Cordero E.

  28. Criterios para representar la Keq • Los líquidos y los sólidos puros no se incluyen en la constante de equilibrio. • Si una ecuación se invierte, el valor de la nueva Keq, será el inverso del valor anterior. • El valor de la Keq de toda ecuación que se amplifique por un número, cambiará a la potencia del número por el cual se amplificó. • Si una reacción se realiza en etapas sucesivas, la Keq de la reacción global corresponde a la multiplicación de las Keq de todas las etapas. Prof. S. Casas-Cordero E.

  29. Ejemplo: Prof. S. Casas-Cordero E.

  30. Ejemplo: Prof. S. Casas-Cordero E.

  31. Ejemplo: Si multiplicamos por 2, se tendrá: Prof. S. Casas-Cordero E.

  32. Magnitud de las constantes de equilibrio Prof. S. Casas-Cordero E.

  33. Predicción del sentido de una reacción Prof. S. Casas-Cordero E.

  34. Cuociente de Reacción (Q) Q > K Q < K Q = KEquilibrio Prof. S. Casas-Cordero E.

  35. Henry Louis Le ChâtelierNace 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 Prof. S. Casas-Cordero E.

  36. 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: Prof. S. Casas-Cordero E.

  37. Prof. S. Casas-Cordero E.

  38. “reactivos” “productos” Cambios en la Concentración;Remoción de productos o adición de reactivos 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. Prof. S. Casas-Cordero E.

  39. “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. Prof. S. Casas-Cordero E.

  40. Ejemplo: CO(g) + 3 H2(g)CH4(g) + H2O(g) ¿Qué sucederá si se elimina el vapor de agua en la reacción anterior? Q < Keq; el equilibrio se desplaza hacia la derecha Prof. S. Casas-Cordero E.

  41. Ejercicio: PCl5(g) === PCl3(g) + Cl2(g) A 25 ºC la Keq de la reacción es 87,5 ¿Qué concentración existirá para cada especie en el Equilibrio, si se inicia sólo con una concentración 2,0 M en PCl5? Condición de inicio:[PCl5] = 2,0 M[PCl3] = 0[Cl2] = 0 Condición de Equilibrio:[PCl5] = (2 – x)[PCl3] = (0 + x) = x[Cl2] = (0 + x) = x Se obtiene una ecuación de 2º grado: Reemplazando en la Keq: Dejando la expresión lineal: Prof. S. Casas-Cordero E.

  42. x1 = 1,956 y x2 = - 89,456 Ya que x representa concentración molar, se descarta el valor negativo Condición de Equilibrio:[PCl5] = (2 – x)[PCl3] = (0 + x) = x[Cl2] = (0 + x) = x Resultado final:[PCl5] = (2 – 1,956) = 0,044 M[PCl3] = 1,956 M[Cl2] = 1,956 M Prof. S. Casas-Cordero E.

  43. Ejercicio: Kc tiene el valor 0,86 para la reacción en fase gaseosa; H2 + I2 == 2 HI ¿Hacia dónde se desplaza la reacción si se tiene: [H2] = 0,4 M, [I2] = 0,6 M y [HI] = 1,25 M? Aplicando criterio Q: Como Q > Kc, la reacción tiende hacia reactante Prof. S. Casas-Cordero E.

  44. ¿Cuáles serán las concentraciones cuando se logre el equilibrio? H2 + I2 == 2 HI Condición de Equilibrio [H2] = (0,4 + x)[I2] = (0,6 + x)[HI] = (1,25 – 2x) Condición de Inicio [H2] = 0,4[I2] = 0,6[HI] = 1,25 Reemplazando en Kc: Se obtiene la ecuación de 2º grado: 3,14x2 – 5,86x + 1,3561 = 0 X1 = 1,596 = 1,60 y X2 = 0,27 Prof. S. Casas-Cordero E.

  45. X1 = 1,596 = 1,60 y X2 = 0,27 ¿Cuál valor se debe ocupar? Se rechaza X1 por resultar una concentración negativa Probando X1: [H2] = (0,4 + 1,60) = 2 M[I2] = (0,6 + 1,60) = 2,2 M[HI] = (1,25 – 2x1,60) = - 1,95 M Probando X2: [H2] = (0,4 + 0,27) = 0,67 M[I2] = (0,6 + 0,27) = 0,87 M[HI] = (1,25 – 2x0,27) = 0,71 M Comprobando en Kc: Prof. S. Casas-Cordero E.

  46. Efecto del cambio de temperatura • La temperaturaafecta 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, Keq. Prof. S. Casas-Cordero E.

  47. Aumenta T Prof. S. Casas-Cordero E.

  48. Co(H2O)62+ + 4 Cl1-↔ CoCl42- + 6 H2O • Efecto del cambio de temperatura sobre el equilibrio químico. Prof. S. Casas-Cordero E.

  49. [Co(H2O)6]2++ 4 Cl1-  [CoCl4]2- + 6 H2O Co(H2O)62+ + 4 Cl1-↔ CoCl42- + 6 H2O Prof. S. Casas-Cordero E.

  50. Energía de activación Energía de activación Energía potencial Energía potencial Productos Reactivos H > 0 H < 0 Reactivos Productos Transcurso de la reacción Transcurso de la reacción Reacción exotérmica Reacción endotérmica Prof. S. Casas-Cordero E.