Transcript 11 Equilibrio Quimico ICQ161

Universidad de La Frontera
Fac. Ing.Cs. y Adm.
Dpto. Cs. Químicas
Equilibrio Químico
Prof. Josefina Canales
El equilibrio es 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
H2O (l)
H2O (g)
Equilibrio químico
N2O4 (g)
2NO2 (g)
14.1
N2O4 (g)
2NO2 (g)
equilibrio
equilibrio
equilibrio
Tiempo
Al principio con NO2
Tiempo
Al principio con N2O4
Tiempo
Al principio con
NO2 & N2O4
14.1
El estado de equilibrio
Para el equilibrio dióxido de nitrógeno - tetróxido de dinitrógeno :
N2O4 (gas incoloro) = 2 NO2 (gas café)
En el equilibrio: velocidaddir = velocidadinv
velocidaddir = kdir[N2O4]
kdir[N2O4] = kinv[NO2
]2
velocidadinv = kinv[NO2]2
kdir = [NO2]2
kinv
[N2O4]
k = 1 x 10 -30
1) K pequeña N2 (g) + O2 (g)
2 NO(g)
2) k grande 2 CO(g) + O2 (g)
2 CO2 (g)
k = 2.2 x 1022
Br2 (g) + Cl2 (g)
k=5
3) k intermedia 2 BrCl(g)
Apariencia de
NO2
Concentración
El cambio
en Q
durante la
reacción
N2O4-NO2
Tiempo
Tiempo
Tiempo
constante
N2O4 (g)
K=
[NO2]2
[N2O4]
aA + bB
K=
2NO2 (g)
[C]c[D]d
= 4.63 x 10-3
cC + dD
Ley de acción de masa
[A]a[B]b
El equilibrio será
K >> 1
K << 1
Desplaza a la derecha Favorece a los productos
Desplaza a la derecha Favorece a las productos
14.1
El equilibrio homogéneo se aplica a las reacciones en que
todas las especies reactivas están en la misma fase.
N2O4 (g)
Kc =
[NO2
2NO2 (g)
]2
Kp =
[N2O4]
2
PNO
2
PN2O4
En la mayoría de los casos
Kc  Kp
aA (g) + bB (g)
cC (g) + dD (g)
Kp = Kc(RT)Dn
Dn = moles de productos gaseosos – moles de reactivos gaseosos
= (c + d) – (a + b)
Equilibrio homogéneo
CH3COOH (ac) + H2O (l)
[CH3COO-][H3O+]
Kc‘ =
[CH3COOH][H2O]
CH3COO- (ac) + H3O+ (ac)
[H2O] = constante
[CH3COO-][H3O+]
= Kc‘ [H2O]
Kc =
[CH3COOH]
En la práctica general no se incluyen
unidades para la constante de equilibrio.
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) + Cl (g)
COCl (g)
2
2
[COCl2]
0.14
=
= 220
Kc =
[CO][Cl2]
0.012 x 0.054
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
La constante de equilibrio Kp para la reacción
2NO2 (g)
2NO (g) + O2 (g)
es 158 a1000K. ¿Cuál es la presión en el equilibrio de
O2 si las
PNO = 0.400 atm y PNO = 0.270 atm?
2
Kp =
2
PNO
PO2
2
PNO
2
PO2 = Kp
2
PNO
2
2
PNO
PO2 = 158 x (0.400)2/(0.270)2 = 347 atm
El equilibrio heterogéneo se aplica a las reacciones en que
los reactivos y productos están en diferentes fases .
CaCO3 (s)
[CaO][CO2]
Kc‘ =
[CaCO3]
[CaCO3]
Kc = [CO2] = Kc‘ x
[CaO]
CaO (s) + CO2 (g)
[CaCO3] = constante
[CaO] = constante
Kp = PCO2
La concentración de sólidos y líquidos puros no son
incluidos en la expresión para la constante de equilibrio.
CaCO3 (s)
CaO (s) + CO2 (g)
PCO 2 = Kp
PCO 2 No depende de la cantidad de CaCO3 o CaO
Considere el equilibrio siguiente en 295 K:
NH4HS (s)
NH3 (g) + H2S (g)
La presión parcial de cada gas es 0.265 atm. ¿Calcule
Kp y Kc para la reacción?
Kp = PNH PH S = 0.265 x 0.265 = 0.0702
3
2
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
A+B
C+D
Kc‘
C+D
E+F
Kc‘‘
A+B
E+F
[C][D]
Kc‘ =
[A][B]
Kc
[E][F]
Kc‘‘ =
[C][D]
[E][F]
Kc =
[A][B]
Kc = Kc‘ x 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.
N2O4 (g)
K=
[NO2]2
[N2O4]
2NO2 (g)
= 4.63 x
10-3
2NO2 (g)
N2O4 (g)
[N2O4]
1
= 216
K‘ =
=
2
K
[NO2]
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.
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.
Química cinética y equilibrio químico
A + 2B
kf
kr
velocidadf = kf [A][B]2
AB2
velocidadr = kr [AB2]
Equilibrio
velocidadf = velocidadr
kf [A][B]2 = kr [AB2]
kf
[AB2]
= Kc =
kr
[A][B]2
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 > Kc el sistema procede de derecha a izquierda para
alcanzar el equilibrio
• Qc = Kc el sistema está en equilibrio
• Qc < Kc el sistema procede de izquierda a derecha para
alcanzar el equilibrio
Equilibrio: no hay cambio neto
Reactivos Producos
Cálculo de las concentraciones de equilibrio
1. 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.
2. 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.
3. Habiendo resuelto para x, calcule las concentraciones de
equilibrio de todas las especies.
A 12800C la constante de equilibrio (Kc) para la reacción
Br2 (g)
2Br (g)
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.
Sea x el cambio en la concentración de Br2
Br2 (g)
2Br (g)
Inicial (M)
0.063
0.012
Cambio (M)
-x
+2x
Equilibrio(M)
0.063 - x
0.012 + 2x
[Br]2
Kc =
[Br2]
(0.012 + 2x)2
= 1.1 x 10-3
Kc =
0.063 - x
Resuelva
para x
(0.012 + 2x)2
= 1.1 x 10-3
Kc =
0.063 - x
4x2 + 0.048x + 0.000144 = 0.0000693 – 0.0011x
4x2 + 0.0491x + 0.0000747 = 0
-b ± b2 – 4ac
2
x=
ax + bx + c =0
2a
x = -0.0105 x = -0.00178
Br2 (g)
2Br (g)
Inicial(M)
0.063
0.012
Cambio(M)
-x
+2x
0.063 - x
0.012 + 2x
Equilibrio(M)
En equilibrio, [Br] = 0.012 + 2x = -0.009 M o 0.00844 M
En equilibrio, [Br2] = 0.062 – x = 0.0648 M
Escritura del cociente de reacción o expresión
de acción de masas
Q = expresión de la acción de masas o cociente de reacción
Q = Producto de las concentraciones de los productos
Producto de las concentraciones de los reactivos
Para la reacción general :
a A + bB
Q=
cC + dD
[C]c [D]d
[A]a [B]b
Ejemplo: El proceso Haber para la producción de amoniaco:
N2 (g) + 3 H2 (g)
2 NH3 (g)
[NH3]2
Q=
[N2][H2]3
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:
[KCl]2[O2]3
(a) 2 KClO3 (s)
2 KCl(s) + 3 O2 (g)
(b) 2 C4H10 (g) + 13 O2 (g)
Qc =
[KClO3]2
8 CO2 (g) + 10 H2O(g)
[CO2]8 [H2O]10
Qc =
[C4H10]2 [O2]13
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) 2 NO(g) + O2 (g)
2 NO(g)
2 NO2 (g)
Kc1 = 4.3 x 10-25
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.
(1)
(2)
N2 (g) + O2 (g)
2 NO(g) + O2 (g)
2 NO(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.
Cómo escribir el cociente de reacción para
una reacción total–II
(a) continuación:
Qc (total) =
[NO]2
[N2][O2]2
Para los pasos individuales:
[NO]2
(1) N2 (g) + O2 (g)
2 NO(g)
Qc1 =
[N2] [O2]
2
[NO
]
2
(2) 2 NO(g) + O2 (g)
2 NO2 (g)
Qc2 =
[NO]2 [O2]
2
2
2
[NO]
[NO
]
[NO
]
2
2
Qc1 x Qc2 =
x
=
[N2] [O2]
[NO]2 [O2]
[N2][O2]2 ¡Son iguales!
(b) K = Kc1 x Kc2 = (4.3 x 10-25)(6.4 x 109) = 2.8 x 10-15
La forma de Q para las reacciones directa e inversa
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)
2
[SO
]
3
Qc(dir) =
[SO2]2[O2]
Reacción inversa :
2 SO3 (g)
2[O ]
[SO
]
2
2
Qc(inv) =
[SO3]2
entonces:
1
Kc(dir) =
Kc(inv)
=
1
Qc(dir)
1
=
261
2 SO2 (g) + O2 (g)
at 1000K Kc(dir) = 261
= 3.83 x 10 -3
The
Reaction
Quotient
foruna
El
cociente
de reacción
para
sistema heterogéneo
Heterogeneous
System
igual
igual K
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
equilibrio.
inicial
Cambio
• Cambios en la concentración
El equilibrio
desplaza a
la izquierda
para
compensar
la tensión
2NH3 (g)
Add
NH3
Concentración
N2 (g) + 3H2 (g)
Tiempo
final
Principio de Le Châtelier
• Cambios en la concentración (continuación)
Add
Remove
aA + bB
cC + dD
Cambios
Desplazamiento del equilibrio
Aumenta la concentración del producto(s)
Dismunuye la concentración del producto(s)
Aumenta la concentración del reactivo(s)
Dismunuye la concentración del reactivo(s)
izquierda
derecha
derecha
izquierda
Principio de Le Châtelier
• Cambios en el volumen y presión
A (g) + B (g)
Cambio
Aumenta la presión
Disminuye la presión
Aumenta el volumen
Disminuye el volumen
C (g)
Desplazamiento del equilibrio
Lado con menos moles de gas
Lado con más moles de gas
Lado con más moles de gas
Lado con menos moles de gas
Principio de Le Châtelier
• Cambios en la temperatura
Cambio
Rx exotérmica
Aumenta la temperatura K disminuye
Disminuye la temperature K aumenta
Rx endotérmica
K aumenta
K disminuye
• Adicionando un catalizador
• no cambia K
• no desplaza la posición de un sistema en equilibrio
• el sistema alcanzará el equilibrio más pronto
Energía potencial
Energía potencial
Sin catalizador
Avance de la reacción
Catalizador
Avance de la reacción
El catalizador baja Ea para ambos avances y reacciones inversas .
El catalizador no cambia la constante de equilibrio o
desplazamiento en el equilibrio
Principio de Le Châtelier
Cambio
Desplazamiento
en el equilibrio
Cambio en la constante
de equilibrio
Concentración
sí
no
sí
no
sí
no
sí
sí
no
no
Presión
Volumen
Temperatura
Catalizador
FIN