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Equilibrio Químico

Equilibrio Químico. I 2 + H 2 2 HI. QUIMICA APLICADA. 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. Región de concentraciones constantes.

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Equilibrio Químico

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  1. Equilibrio Químico I2 + H2 2 HI QUIMICA APLICADA

  2. 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.

  3. Región de concentraciones constantes aA + bB cC + dD Concentraciones en el equilibrio

  4. En la zona de equilibrio Vd = Vi entonces Por lo que κd[C] c . [D] dκi [A] a . [B] b = κd[C] c . [D] dκi [A] a . [B] b Kc = = Kc = Constante de Equilibrio κd Velocidad de Reacción Directa aA + bB cC + dD κi Vd = κd .[A] a . [B] b Velocidad de Reacción Inversa Vi = κi .[C] c . [D] d κd .[A] a . [B] b = κi .[C] c . [D] d

  5. 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.

  6. I2 (g) + H2 (g) 2 HI (g) Kc [H I] 2 [I2] . [H2] = Veamos un ejemplo Una mezcla de Iodo (I2) e Hidrógeno (H2) forma, mediante una reacción en equilibrio ácido Yodhídrico (HI).

  7. Significado del valor de Kc Tres situaciones posibles:La K> 1 entonces: [productos] > [reactivos] Favorable para productosLa 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.

  8. 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) CaCO3(s)↔ CO2(g) + CaO(s) A ↔ BB ↔ C Kc [CO2]2 [CO]2 . [O2] = Clases de Equilibrios Kc = [CO2] Kc = K’1 . K”2

  9. aA(g) ↔ bB(g) Supongamos la siguiente reacción Kc [B] b[A]a Kp PBb PAa = = nBRT V[B]bKp (RT)(b-a) nART [A]aV b [ ] PA . V nA . R . T PB . V nB . R . T Kp Kc (RT)Δn = = = = = [ ] a Relación entre Kc y Kp En función de sus presiones parciales Si tenemos que y Reemplazando en Kp

  10. 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.

  11. [H2] = (0,5 – 0,393) = 0,107 M [I2] = (0,5 – 0,393) = 0,107 M [HI] = (2 . 0,393) = 0,786 M Verificar 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] x = 0,393 M 0,5 0,5 0,0 De esta manera: -x -x +2x 0,5-x 0,5-x +2x Kc = [HI]2/ [I2] . [H2] 54,3 = [2x]2/ [0,5-x] . [0,5-x] 54,3 = [2x]2/ [0,5-x]2

  12. (1850-1936) Cambio en la concentración Cambio en el V y la P Cambio en la Temperatura Agregado de un catalizador 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. Factores que afectan el equilibrio

  13. ↑ [R] [P] [R]↑ [P] Medir la [R] y de [P] Q [H2O]2[H2]2 . [O2] = Si Q < Kc R P Si Q = Kc Sistema en equilibrio R P Cociente de la reacción Si Q > Kc Cambios en la Concentración 2 H2(g) + O2(g)↔ 2 H2O(g) El valor de K no se modifica Para saber si la reacción alcanzó el equilibrio

  14. Aumento de la Vd y la Vi en la misma magnitud ↑ [R] ↑ V ↓ P No se altera la posición de equilibrio pero se llega más rápido al equilibrio El valor de K no se modifica ↓ V ↑ P↑ [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 El valor de K no se modifica Si Δn = 0 : no hay desplazamiento Agregado de un catalizador

  15. Ppx permanece constante 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 Disminución de la Fracción Molar de cada gas Y como Ppx = PT . Xx El efecto neto es que el equilibrio no se ve afectado por el agregado de un gas inerte

  16. El valor de Kc ↑ El valor de Kc ↓ Cambios en la temperatura Kc = k d/k i N2O4(g)↔ 2 NO2(g)ΔH = 58 kj/mol Vd y la Vi se modifican endiferente magnitud Si la temperatura se modifica El valor de K se modifica Por ejemplo, si la temperatura aumenta: y ΔH es + (endo) y ΔH es – (exo) La temperatura es la única variable que modifica el valor de Kc

  17. 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 ln K ΔG°Comentarios Los productos predominan sobre los reactivos en el equilibrio >1 + - =1 0 0 En el equilibrio, cuando [C]c[D]d .. =[A]a[B]b .. (muy raro) <1 - + Los reactivos predominan sobre los productos en el equilibrio

  18. Ácido: toda sustancia capaz de donar protones o recibir electrones. Base: toda sustancia capaz de recibir protones o donar electrones. Equilibrios Ácido-Base Propiedades ácido-base del agua: Mal conductor de la electricidad Electrolito débil Se comporta como una base frente a ácidos Se comporta como una ácido frente a bases Autoionización H2O(l)↔ H+(ac) + OH-(ac)

  19. Soren Sorensen (1868-1939) En 1909 propone utilizar escala logarítmica Soluciones ácidas: [H+]>10-7 entonces pH < 7 Soluciones neutras: [H+]=10-7 entonces pH =7 Soluciones bàsicas: [H+]<10-7 entonces pH > 7 H2O(l)↔ H+(ac) + OH-(ac) Si escribimos Kc Kc = [H+] . [OH-] Kc se denomina “constante del producto iónico” Kc = [10-7] . [10-7] En el agua pura y a 25°C Kc = 10-14 Números muy pequeños pH = - log [H+]

  20. » 14 = pH + pOH Soluciones ácidas: [HO-] >10-7 entonces pOH< 7 Soluciones neutras: [HO-]=10-7 entonces pOH=7 Soluciones bàsicas: [HO-]<10-7 entonces pOH> 7 De manera análoga pOH- = - log [HO-] pKc = 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 = 4 x 10-12 M pH = 11,4

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