1 / 108

5-Equilibrio Químico

Equilibrio Quu00edmico

luisarrufat97
Download Presentation

5-Equilibrio Químico

An Image/Link below is provided (as is) to download presentation Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author. Content is provided to you AS IS for your information and personal use only. Download presentation by click this link. While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server. During download, if you can't get a presentation, the file might be deleted by the publisher.

E N D

Presentation Transcript

  1. 5. Equilibrio Químico. 1 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  2. 5. Equilibrio Químico. CONTENIDOS. 5.1 Concepto de Equilibrio. 5.2 Constante de Equilibrio, . 5.3 Equilibrios Homogéneos en fase de gas. 5.4 Cociente de Reacción, . 5.5 Constante de Equilibrio, . Relación con . Ecuación de Van’tHoff. 5.6 Equilibrios Heterogéneos. 2 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  3. 5. Equilibrio Químico. CONTENIDOS. 5.7 Alteración del Equilibrio. Principio de Le Chatelier. 5.8 Equilibrio de Solubilidad. Solubilidad de los Compuestos Iónicos. 5.9 Producto de Solubilidad, . 5.10 Reacciones de Precipitación. 5.11 Factores que afectan a la Solubilidad. 3 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  4. 5.1 CONCEPTO DE EQUILIBRIO QUÍMICO • En cinética química, estudiamos dos cinéticas de reacción, la denominada reacción directa y reacción inversa: • Sea la reacción química 2SO2 (g) + O2 (g) → 2 SO3 (g), se entiende por reacción directa, el proceso de síntesis del dióxido de azufre y del oxígeno molecular, en trióxido de azufre. Mientras que el proceso de descomposición del trióxido de azufre, en oxígeno molecular y dióxido de azufre correspondería a una reacción inversa. • En algunas reacciones químicas, el proceso no finaliza al suceder una única transición de reactivos a productos, si no que, los productos, parcialmente formados, vuelven a formar los reactivos, y estos a su vez, de nuevo los productos. Es lo que se conoce como reacción reversible. • N2 (g) + 3 H2 (g)⇄NH3 (g) 4 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  5. 5.1 CONCEPTO DE EQUILIBRIO QUÍMICO • Al cabo de cierto tiempo, en una reacción reversible, la velocidad directa e inversa se igualan dando lugar a un estado dinámico reversible. • Cabe recordar, que la velocidad directa aumenta con la concentración de los reactivos, mientras que la velocidad inversa aumenta con la concentración de los productos. Por lo que al igualarse ambas velocidades, las concentraciones de reactivos y productos, permanecen constantes. Esto es lo que se denomina Equilibrio Químico. 5 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  6. 5.2 CONSTANTE DE EQUILIBRIO Kc • Procedemos a realizar 5 experiencias para el sistema 2NO2 (g) ⇄ N2O4 (g) a 298 K, a partir de las cuales mediremos sus concentraciones iniciales y en el estado de equilibrio. 6 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  7. 5.2 CONSTANTE DE EQUILIBRIO Kc • El estudio de las experiencias manifiesta que: • • El estado de equilibrio es independiente de la situación desde la que se parte. • • Las concentraciones, una vez alcanzado el equilibrio, permanecen constantes con el tiempo. • • Las concentraciones en el equilibrio de reactivos y productos; dependen de sus concentraciones iniciales. • • El cociente entre las concentraciones de productos y reactivos en el equilibrio elevadas a sus respectivos coeficientes estequiométricos a temperatura dada, es constante, independientemente del valor de las concentraciones iniciales. • El valor de Kc solo depende de la temperatura  Kc = f(T) Ley de Acción de Masas: En toda reacción química en equilibrio, para una temperatura determinada, el producto de las concentraciones molares de los productos dividido entre el producto de las concentraciones molares de los reactivos, elevadas cada una de ellas a su respectivo coeficiente estequiométrico, tiene un valor constante. Kc = 4,628 · 10-3 7 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  8. EJEMPLO • Suponemos un estudio experimental de la variación de las concentraciones de los reactivos y los productos a lo largo de una reacción reversible: • 2SO2 (g) + O2 (g) ⇄ 2 SO3 (g) • Realizamos las siguientes experiencias: 8 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  9. EJEMPLO • El estudio de la experiencia manifiesta que: • El estado de equilibrio es independiente de la situación desde la que se parte. • Las concentraciones, una vez alcanzado el equilibrio, permanecen constantes en el tiempo. • Las concentraciones en el equilibrio de reactivos y productos, dependen de sus concentraciones iniciales. • El cociente entre las concentraciones de productos y reactivos en el equilibrio, elevadas a sus respectivos coeficientes estequiométricos, a una temperatura dada, es constante, independientemente del valor de las concentraciones iniciales. 9 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  10. Si Kc <<<1  Equilibrio desplazado hacia los reactivos. Altas concentraciones de los reactivos con respecto a los productos. • Si Kc>>>1  Equilibrio desplazado hacia los productos. Altas concentraciones de los productos con respecto a los reactivos. • 5.2.1 EQUILIBRIOS HOMOGÉNEOS. • Se tratan de equilibrios cuyas especies, se encuentran todas, en la misma fase. • En todos se cumple la ley de acción de masas: • aA (g) + bB (g) ⇄ cC (g) + dD (g) Unidades: Usualmente, , aunque con frecuencia se suele utilizar su alternativa adimensional. 10 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  11. EJEMPLO 5.1 • Para la reacciones de síntesis del amoniaco: • a) N2 (g) + 3 H2 (g) ⇄ 2 NH3 (g) • b) N2(g) + H2 (g) ⇄ NH3 (g) • c) 2 N2(g) + 6 H2 (g) ⇄ 4 NH3 (g) • a) Hallar la relación entre la constante de equilibrio Kc de la reacción a) con las otras dos. • 1º) Procedemos a poner la expresión genérica de la constante, para 2 reactivos • y 1 producto en fase gas: 11 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  12. EJEMPLO 5.1 • 2º) Sustituimos los valores conocidos (compuestos y coeficientes estequiométricos). • 3º) Relacionamos las constantes. •  Kc = Kc’ · Kc’ = Kc’2 K ’c= Kc1/2 12 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  13. EJEMPLO 5.1 • 3º) Relacionamos las constantes. •  K’’c = Kc · Kc = Kc2 • b) Hallar la constante de equilibrio, para la reacción a) inversa. • Reacción directa : N2(g) + 3 H2 (g) ⇄ 2 NH3 (g) • Reacción inversa: 2 NH3 (g) ⇄ N2 (g) + 3 H2 (g) K ’’c= Kc2 • Este ejemplo justifica como para una misma reacción en fase gaseosa, multiplicada por un coeficiente λ, la nueva constante de equilibrio Kc’ (λ) = Kc λ 13 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  14. EJEMPLO 5.1 • · = 1 • Kc (inversa) • Este ejemplo justifica como para una misma reacción de equilibrio en fase gaseosa, invertida, la nueva constante de equilibrio Kc’ = Kc-1 14 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  15. Deducción de la constante de equilibrio a partir de la constante cinética. • Para una reacción reversible dada del tipo aA + bB⇄ cC + dD , en donde se cumple la ley de acción de masas, la velocidad directa e inversa de reacción cobra la expresión: • = = • Suponiendo que la reacción sucede en 1 solo paso elemental. • Cuando suceda la condición de equilibrio químico, ambas velocidades se igualarán: • = = = • De donde se deduce al despejar que: • Siendo el cociente entre las constantes cinéticas directa e inversa, una relación constante.  Constante de Equilibrio. 15 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  16. Deducción de la constante de equilibrio a partir de la constante cinética. • Finalmente, para una reacción reversible, que pueda manifestarse en varios pasos, dada la reacción A + 2B ⇄ : • Paso 1: 2B ⇄ K’ = • Paso 2: A + K’’ = • Reacción Neta: A + 2B ⇄ Kc = K’·K’’ = · • Kc = 16 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  17. 1. La reacción de síntesis del amoníaco puede expresarse de varias formas, como son: • N2 (g) + 3 H2 (g) ⇄ 2 NH3 (g) • b) N2 (g) + H2 (g) ⇄ NH3 (g) • 2 N2(g) + 6 H2(g) ⇄ 4 NH3(g) • Escribe la constante de equilibrio de cada ecuación. Halla la relación existente entre la constante de la primera ecuación y las de b y c. • a) Kc = b) Kc = c) Kc = • Kc (a) = Kc (a) = 17 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  18. 2. La disociación del ácido carbónico en disolución acuosa transcurre en dos etapas. Las reacciones y sus constantes de equilibrio a 25 ºC, son: H2CO3 (aq) ⇄ K’ = 4,2 · ⇄ K’’ = 4,8 · Escribe la reacción global de la disociación del H2CO3 y calcula el valor de su constante Kc a la misma temperatura. La reacción global, se obtendrá sumando las reacciones de cada etapa: H2CO3(aq) ⇄ + ⇄ H2CO3(aq) ⇄ + Kc = Kc’ · Kc’’ = 4,2 · ·4,8 · = 2,016 · 18 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  19. 3Para la siguiente reacción: H2 (g) +I2(g)⇄ Kc (229ºC) = Hallar la constante de equilibrio de la reacción inversa. Invirtiendo la reacción: ⇄ H2(g) + I2 (g) 19 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  20. 5.3 CÁLCULOS EN EQUILIBRIO HOMOGÉNEOS EN FASE DE GAS 1. En un recipiente vacío de 5,00 L se ha colocado una mezcla de nitrógeno e hidrógeno a 500 ºC. Al alcanzarse el equilibrio, se ha comprobado la presencia de 84,28 g de N2 (g), de 4,20 g de H2 (g) y de 9,61 g de amoniaco. Calcula el valor de la constante de equilibrio Kc para la reacción siguiente a la temperatura dada. 1º) Planteamos el equilibrio químico: N2 (g) + 3 H2 (g) ⇄ 2NH3(g) 2º) Calculamos el número de moles en el equilibrio: n (N2 (g)) = n (H2(g)) = n (NH3(g)) = 20 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  21. 5.3 CÁLCULOS EN EQUILIBRIO HOMOGÉNEOS EN FASE DE GAS En un recipiente vacío de 5,00 L se ha colocado una mezcla de nitrógeno e hidrógeno a 500 ºC. Al alcanzarse el equilibrio, se ha comprobado la presencia de 84,28 g de N2 (g), de 4,20 g de H2 (g) y de 9,61 g de amoniaco. Calcula el valor de la constante de equilibrio Kc para la reacción siguiente a la temperatura dada. 3º) Calculamos las concentraciones  [ ] = n / V: [N2(g)] = [H2(g)] = [NH3(g)] = 4º) Finalmente, aplicamos la definición de la constante de equilibrio: Kc = 21 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  22. 5.3 CÁLCULOS EN EQUILIBRIO HOMOGÉNEOS EN FASE DE GAS 2. La constante de equilibrio Kc para la reacción H2 (g) + I2 (g) ⇄ 2 HI (g) vale 46,00 a 490 ºC. Sabiendo que en el equilibrio las concentraciones molares de yodo y de yoduro de hidrógeno son, respectivamente; 0,0031 mol/L y 0,0027 mol/L, calcula el valor de la concentración de hidrógeno en el equilibrio. Datos: Kc = 46,00 [ [HI] = 0,0027 mol/L 1º) Escribimos la expresión de la cte de equilibrio: Kc = 2º) Despejamos las concentraciones de H2: [] = mol/L 22 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  23. 5.3 CÁLCULOS EN EQUILIBRIO HOMOGÉNEOS EN FASE DE GAS 3. En un recipiente de 0,50 L se introdujeron 2 moles de bromo, y 3 moles de hidrógeno, Al alcanzarse el equilibrio a cierta temperatura, el valor de Kc es 0,50. Calcula las concentraciones de las tres sustancias presentes en el equilibrio: (g) + 1º) Planteamos la tabla de equilibrio químico: 23 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  24. 5.3 CÁLCULOS EN EQUILIBRIO HOMOGÉNEOS EN FASE DE GAS 3. En un recipiente de 0,50 L se introdujeron 2 moles de bromo, y 3 moles de hidrógeno, Al alcanzarse el equilibrio a cierta temperatura, el valor de Kc es 0,50. Calcula las concentraciones de las tres sustancias presentes en el equilibrio: (g) + 2º) Planteamos la expresión de la Kc: Kc = (2-x)(3-x) = 6-2x-3x+x2 = 8x2 7x2 + 5x -6 = 0  x1 = 0,64 moles x2 = -1,35 moles (no procede) 24 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  25. 5.3 CÁLCULOS EN EQUILIBRIO HOMOGÉNEOS EN FASE DE GAS 3. En un recipiente de 0,50 L se introdujeron 2 moles de bromo, y 3 moles de hidrógeno, Al alcanzarse el equilibrio a cierta temperatura, el valor de Kc es 0,50. Calcula las concentraciones de las tres sustancias presentes en el equilibrio: (g) + [Br2] = [H2] = [HBr] = 25 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  26. 5.3 CÁLCULOS EN EQUILIBRIO HOMOGÉNEOS EN FASE DE GAS 4. Se coloca cierta cantidad de trióxido de azufre, SO3, en un matraz de 0,80 L. A cierta temperatura, se establece el equilibrio de disociación siguiente: 2 SO3 (g) ⇄ 2 SO2(g) + O2 (g). Se comprueba que en el equilibrio había dos moles de O2. Si la constante Kc es igual a 0,22 mol/L, a la temperatura de la experiencia, calcula las concentraciones de las tres sustancias en el equilibrio y el grado de disociación del SO3. 1º) Planteamos la tabla de equilibrio químico, según la estequiometría: 26 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  27. 5.3 CÁLCULOS EN EQUILIBRIO HOMOGÉNEOS EN FASE DE GAS 4. Se coloca cierta cantidad de trióxido de azufre, SO3, en un matraz de 0,80 L. A cierta temperatura, se establece el equilibrio de disociación siguiente: 2 SO3 (g) ⇄ 2 SO2(g) + O2 (g). Se comprueba que en el equilibrio había dos moles de O2. Si la constante Kc es igual a 0,22 mol/L, a la temperatura de la experiencia, calcula las concentraciones de las tres sustancias en el equilibrio y el grado de disociación del SO3. 2º) Planteamos la expresión de la constante de equilibrio y despejamos no: Kc = =  ·  = 17,48 moles 9,48 moles (no procede) 27 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  28. 5.3 CÁLCULOS EN EQUILIBRIO HOMOGÉNEOS EN FASE DE GAS 4. Se coloca cierta cantidad de trióxido de azufre, SO3, en un matraz de 0,80 L. A cierta temperatura, se establece el equilibrio de disociación siguiente: 2 SO3 (g) ⇄ 2 SO2(g) + O2 (g). Se comprueba que en el equilibrio había dos moles de O2. Si la constante Kc es igual a 0,22 mol/L, a la temperatura de la experiencia, calcula las concentraciones de las tres sustancias en el equilibrio y el grado de disociación del SO3. 3º) Las concentraciones en equilibrio serán: 28 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  29. 5.3 CÁLCULOS EN EQUILIBRIO HOMOGÉNEOS EN FASE DE GAS 5. Se han introducido en un recipiente vacío de 4,00 L 15,64 g de amoniaco y 9,80 g de nitrógeno. El equilibrio se alcanza cuando el recipiente contiene 0,70 moles de amoniaco. Calcula el valor de la constante Kc a la temperatura de la experiencia para el equilibrio de disociación del NH3 1º) Planteamos el equilibrio y la tabla del equilibrio: 2NH3⇄ N2 + 3H2 29 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  30. 5.3 CÁLCULOS EN EQUILIBRIO HOMOGÉNEOS EN FASE DE GAS 5. Se han introducido en un recipiente vacío de 4,00 L 15,64 g de amoniaco y 9,80 g de nitrógeno. El equilibrio se alcanza cuando el recipiente contiene 0,70 moles de amoniaco. Calcula el valor de la constante Kc a la temperatura de la experiencia para el equilibrio de disociación del NH3 2º) Calculamos el valor de los moles iniciales. (NH3) = ’ (N2) = 3º) En el equilibrio: (NH3) = – 2x = 0,92 – 2x =0,70  x = 0,11 [NH3] = [N2] = 30 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  31. 5.3 CÁLCULOS EN EQUILIBRIO HOMOGÉNEOS EN FASE DE GAS 5. Se han introducido en un recipiente vacío de 4,00 L 15,64 g de amoniaco y 9,80 g de nitrógeno. El equilibrio se alcanza cuando el recipiente contiene 0,70 moles de amoniaco. Calcula el valor de la constante Kc a la temperatura de la experiencia para el equilibrio de disociación del NH3 [H2] = 4º) Calculamos la Kc: Kc = 31 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  32. El grado de disociación 𝛼 de una sustancia es la razón entre la variación que experimenta el número de moles de la sustancia y el número de moles iniciales de esta. • Continuación Ejercicio 4: Calcular el grado de disociación del SO3 5.3 CÁLCULOS EN EQUILIBRIO HOMOGÉNEOS EN FASE DE GAS Grado de Disociación 𝛼 32 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  33. 5.3 CÁLCULOS EN EQUILIBRIO HOMOGÉNEOS EN FASE DE GAS Grado de Disociación 𝛼 6. Una muestra de 2 moles de HI se introduce en un recipiente de 5 L. Cuando se calienta la muestra hasta una temperatura de 900 K, el HI se disocia según la reacción: 2 HI ⇄ H2 + I2 Cuya constante es Kc = 3,8 · Determinar el grado de disociación del HI. 33 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  34. 5.3 CÁLCULOS EN EQUILIBRIO HOMOGÉNEOS EN FASE DE GAS Grado de Disociación 𝛼 1º) Planteamos la tabla de equilibrio químico. 34 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  35. 5.3 CÁLCULOS EN EQUILIBRIO HOMOGÉNEOS EN FASE DE GAS Grado de Disociación 𝛼 2º) Planteamos la expresión de la Kc. Kc = { Kc = 3,8 · } (4·3,8 · 3,8 ·  = 0,5 (50 %) 35 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  36. 5.3 CÁLCULOS EN EQUILIBRIO HOMOGÉNEOS EN FASE DE GAS Grado de Disociación 𝛼 1º) Otro modo. 36 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  37. 5.3 CÁLCULOS EN EQUILIBRIO HOMOGÉNEOS EN FASE DE GAS Grado de Disociación 𝛼 2º) Planteamos la expresión de la Kc. Kc = 3,8 ·  x1 = 0,45 moles x2 = -0,835 moles (no procede) 37 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  38. 5.3 CÁLCULOS EN EQUILIBRIO HOMOGÉNEOS EN FASE DE GAS Grado de Disociación 𝛼 7. A cierta Temperatura, la constante Kc del equilibrio PCl5 (g) ⇄ PCl3(g) + Cl2 (g) vale 0,00793 mol/L. Calcula el grado de disociación del PCl5 a la temperatura dada sabiendo que inicialmente el matraz de reacción de 1,00 L contenía 3,13 g de PCl5. 38 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  39. 5.3 CÁLCULOS EN EQUILIBRIO HOMOGÉNEOS EN FASE DE GAS Grado de Disociación 𝛼 7. A cierta Temperatura, la constante Kc del equilibrio PCl5 (g) ⇄ PCl3(g) + Cl2 (g) vale 0,00793 mol/L. Calcula el grado de disociación del PCl5 a la temperatura dada sabiendo que inicialmente el matraz de reacción de 1,00 L contenía 3,13 g de PCl5. Por lo que la Kc quedará de la siguiente forma: Kc = = 0,00793 = + 0,00793 -0,00793 = 0 { = = 0,51 39 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  40. Consideraciones sobre el grado de disociación. • Los valores de variarán entre 0 y 1. • Valores de próximos a 1 indican que hay poca cantidad de reactivo sin reaccionar, es decir, que el equilibrio tendrá un alto rendimiento hacia la derecha; lo que correspondería con altos valores de Kc. • Valores de próximos al 0 indican la situación opuesta; habrá reaccionado muy poca cantidad de reactivo, el rendimiento será muy pequeño y se corresponderá con valores pequeños de Kc. 5.3 CÁLCULOS EN EQUILIBRIO HOMOGÉNEOS EN FASE DE GAS Grado de Disociación 𝛼 40 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  41. La constante de equilibrio también se puede usar para predecir, dado cualquier valor de las concentraciones iniciales, en que sentido avanzará una reacción; esto es si evoluciona hacia la formación de más reactivos o hacia la formación de los productos. • En una reacción general del tipo aA + bB⇄ cC + dD 5.4 COCIENTE DE REACCIÓN Las concentraciones iniciales tienen que coincidir con las de equilibrio. El sistema está en equilibrio. Las concentraciones iniciales de los reactivos exceden a las del equilibrio. La reacción consumirá reactivos y formará productos hasta alcanzar el estado de equilibrio. El sistema avanzará hacia la derecha. Las concentraciones iniciales de los productos exceden a las del equilibrio La reacción consumirá productos y formará reactivos hasta alcanzar el estado de equilibrio. El sistema avanzará hacía la izquierda. 41 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  42. La sustitución en la constante de las concentraciones en el equilibrio, por las concentraciones iniciales, da una cantidad que llamaremos cociente de reacción, Qc: 5.4 COCIENTE DE REACCIÓN Si Qc = Kc  Equilibrio Si Qc < Kc  Sistema se desplaza hacia la derecha Si Qc > Kc  Sistema se desplaza hacia la izquierda Ejemplo 7 La constante de equilibrio Kc para la reacción reversible vale 54,3 a 703 K. Si a esta temperatura se hallan en un recipiente de reacción 0,21 moles · de , 0,16 moles · de y 1,78 de HI (g), estudia si el sistema está en equilibrio. Si no lo está, indica en qué sentido progresará el sistema. 42 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  43. 5.4 COCIENTE DE REACCIÓN • Ejemplo 7 • La constante de equilibrio Kc para la reacción reversible vale 54,3 a 703 K. Si a esta temperatura se hallan en un recipiente de reacción 0,21 moles · de , 0,16 moles · de y 1,78 de HI (g), estudia si el sistema está en equilibrio. Si no lo está, indica en qué sentido progresará el sistema. • Estudiamos la Qc del sistema: • Qc = • El sistema progresará hacia la izquierda (reactivos). 43 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  44. 5.4 COCIENTE DE REACCIÓN EJERCICIO PAU SEPTIEMBRE 2019 Un recipiente de 2 L contiene 1’37 moles de FeBr3, 2’42 moles de FeBr2y 1’34 moles de Br2, a una temperatura dada. Sabiendo que para la reacción 2FeBr3(s) ⇄ 2FeBr2(g) + Br2(g) , la constante de equilibrio, Kc , a esa temperatura, vale 0’683, responda razonadamente a las siguientes cuestiones: a) ¿Se encuentra el sistema en equilibrio?. b) Si no lo está, ¿en qué sentido evolucionará?. c) Una vez en equilibrio, ¿qué ocurrirá si aumentamos el volumen del recipiente? Calculamos el cociente de reacción del problema: b) Hay exceso de productos, por lo que para mantener el equilibrio, se formarán reactivos, desplazándose el equilibrio hacia la izquierda. 44 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  45. 5.4 COCIENTE DE REACCIÓN EJEMPLO 8 La reacción: H2(g) + I2(g) ⇄ 2HI (g)tiene una Kc= 50,2, a 445 ºC. En un recipiente de 3,5 L, en el que previamente se ha realizado el vacío, se introducen 0,30 g de H2(g), 38,07 g de I2(g) y 19,18 g de HI(g) a 445 ºC. Calcule las concentraciones de H2(g), I2 (g) y HI(g) en el equilibrio. Datos: M(H) = 1 u M(I)= 126,9 u 1º) Obtenemos los moles de las sustancias que intervienen en la reacción: moles H2(g) = moles I2(g) = moles HI (g) = 45 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  46. 5.4 COCIENTE DE REACCIÓN EJEMPLO 8 La reacción: tiene una Kc= 50,2, a 445 0C . En un recipiente de 3,5 L, en el que previamente se ha realizado el vacío, se introducen 0,30 g de H2(g), 38,07 g de I2(g) y 19,18 g de HI(g) a 445 ºC. Calcule las concentraciones de H2(g), I2 (g) y HI(g) en el equilibrio. Datos: M(H) = 1 u M(I)= 126,9 u 2º) Calculamos el cociente de reacción: El sistema no está en equilibrio, hay exceso de reactivos, y evolucionará hacia los productos para conseguir el equilibrio. 46 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  47. 5.4 COCIENTE DE REACCIÓN EJEMPLO 8 3º) Planteamos la tabla de equilibrio: 4º) Expresión de la Kc  47 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  48. 5.4 COCIENTE DE REACCIÓN EJEMPLO 8 5º) Concentraciones en equilibrio: == 0,014 mol/L = 48 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  49. Cuando, tratamos con gases en equilibrio, es útil introducir una nueva constante que expresa cuantitativamente la ley de equilibrio en función de las presiones parciales de los gases de la mezcla. • Deduciendo de la ley de los gases ideales: • Por lo que, para un sistema en equilibrio homogéneo entre gases: • aA (g) + bB (g) ⇄ cC (g) + dD (g) • Definimos una nueva constante de equilibrio, Kp: 5.5 Constante de Equilibrio, . Relación con . Ecuación de Van’tHoff. 49 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

  50. Al igual que con Kc, el valor de Kp: • 1) Es característico de cada equilibrio, pero depende de los coeficientes estequiométricos de la ecuación. • 2) Varía con la Temperatura. • 3) Es independiente de las cantidades iniciales de reactivos y productos. • Por otra parte, podemos establecer una relación entre Kc y Kp: 5.5 Constante de Equilibrio, . Relación con . Ecuación de Van’tHoff. 50 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2022

More Related