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EQUILIBRIO QUÍMICO: CAPITULO 17

Capitulo 17 Whitten 8 Edición
by

Maria Eugenia Becerra Herrera

on 17 September 2017

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Transcript of EQUILIBRIO QUÍMICO: CAPITULO 17

Equilibrio Químico:

Dinámico
Sistema cerrado
Sistemas homogéneos y heterogéneos
Se puede iniciar a partir de reactivos, de productos o de una mezcla de ambos
Conserva la estequiometría
EQUILIBRIO QUÍMICO
OBJETIVOS
Constante de equilibrio en
Sistemas heterogéneos

Ejercicio
Escriba las expresiones de
kc
para las siguientes reacciones:

MARIA EUGENIA BECERRA H.
QUÍMICA GENERAL

N + 3H 2 NH

En una reacción de la forma:

a A + b B c C + d D

La constante

en términos de la concentración
(kc)
toma la forma:




Y en términos de las presiones parciales
(kp)
toma la forma:




La constante de equilibrio depende exclusivamente de la temperatura
y de la forma de presentar la ecuación

Si uno o más reactivos o productos están en un estado de agregación diferente,
el equilibrio es
HETEROGÉNEO
.


Despues de estudiar

este tema debe ser capaz de:

Explicar las ideas básicas del
Equilibrio Químico
Explicar qué es una constante de equilibrio (
ke
) y lo que indica.
Explicar qué es un cociente de reacción (
Q
) y lo que indica.
Emplear las constantes de equilibrio para describir los sistemas en equilibrio
Identificar los factores que afectan el equilibrio y predecir los efectos resultantes ("
Principio de Le Chatelier
")
Utilizar la constante de equilibrio expresada en términos de presiones parciales (
kp
) y relacionar
kp
con
kc
.
Describir los equilibrios heterogéneos y escribir su constante de equilibrio
Utilizar las relaciones entre
termodinámica
y
Equilibrio
Estimar la constante de equilibrio a temperaturas diferentes

Ejemplo
Para el equilibrio
SO + O SO

Se hacen cinco experimentos en los que se introducen diferentes concentraciones iniciales de reactivos, de productos o de ambos. Se produce la reacción y una vez se alcanza el equilibrio se miden las concentraciones observándose los siguientes datos:
Magnitud de
k
c
El valor de las constantes puede variar entre límites muy grandes:
H + Cl HCl
k
c
(298 K) = 2,5 x 10
La reacción está muy desplazada a la derecha.

H + I HI
k
c
(698 K) = 55,0

N + O NO
k
c
(298 K) = 5,3 x 10


La reacción está muy desplazada a la izquierda.

Cociente de Reacción (Q)
En una reacción de la forma:
a A + b B c C + d D

El cociente de reacción sería:
+ b B = c C + d D



Si

Qc
= kc
El sistema está en equilibrio

Si Qc <
k
c




Si Qc >
k
c

Predicción del sentido de una reacción
En un recipiente de
10
litros se introduce una mezcla de
4
moles de N y
12
moles de H .

Cuando el sistema alcanza el equilibrio se encuentra que hay
0,92
moles de NH





M inicial
0,4 1,2 0
Reacción
-
x
-
3
x
+
2
x

Equilibrio
0,4 -
x
1,2 - 3
x

2
x







Ejercicio

En un recipiente de 250 mL se introducen 3,0 g dePCl y se permite que se establezca el equilibrio:


PCl5(g) PCl3 (g) + Cl2(g).


Determine la concentración de todas las sustancias presentes en el equilibrio, si
kc
= 48 a esta temperatura.
PCl5= 3,0 g/0,25 L *208,2 g/mol


Moles inic. 3/208,2 0 0
Moles Eq. 0,0144-x x x


Usos de la constante de equilibrio
En un recipiente de 3,0 L se introducen 0,6 moles de HI, 0,3 moles de H y 0,3 moles de I a 490ºC.
a)
El sistema no se encuentra en equilibrio.
Como
Q >
k
c
La reacción evolucionará hacia la izquierda.

b)

I 0,2 0,1 0,1
R 2 x -x -x

Si
k
c = 0,022 a 490ºC para


HI H + I


a)¿El sistema se encuentra en equilibrio?

b) En caso de no encontrarse, ¿Que concentración de HI, H2 e I2 habrá en el equilibrio?
Resolviendo se obtiene que:


Entonces:
[
HI
]= (0,2 + 2(0,054) = 0,308 M
[
I2
] = (0,1 - 0,054)= 0,046 M
[
H2
] = (0,1 - 0,054)= 0,046 M

Constante de Equilibrio (
k
p)
En las reacciones en las que intervienen gases es mas sencillo medir presiones parciales que concentraciones
a
A + b B = c C + d D
y se observa que la expresión de la constante en función de la presión
k
p toma la forma:
Las constantes de equilibrio en términos de presiones parciales
kp
y en términos de concentración
kc
se pueden relacionar así:

2
2
33
-31
en donde n = diferencia en el número de moles de gases

( productos – reactivos)

n
n
Ejemplo
Calcular el valor de
k
p a 1000 K en la reacción de formación del amoniaco. (
kc
= 1,996*10 M )
-2
-2
[ ]
Ejemplo
Se introduce cierta cantidad de carbamato amónico sólido (NH4CO2NH2) que se disocia en amoniaco y dióxido de carbono a 25ºC.

Sabiendo que
kp=
2,3*10 a esta temperatura

NH4CO2NH2(s) NH3(g) + CO2(g)

Calcular
k
c y las presiones parciales en el equilibrio.
2
-4
Principio de Le Chatelier
“Un cambio o perturbación en cualquiera de las variables que determinan el estado de equilibrio químico produce un desplazamiento del equilibrio en el sentido que se requiera para contrarrestar o minimizar el efecto causado por la perturbación”.

T= -78 °C
T = -9,3 °C
T = 20 °C
[ ]
[ ]
[ ]
[ ]
[ ]
Cambio en la concentración de alguno de los reactivos o productos.
Cambios en la presión
Cambio en la Temperatura
Prediga el efecto sobre la concentración de H presente en el equilibrio si:

a)
Aumenta la presión del sistema por disminución del volumen.

b)
Aumenta la temperatura.

c)
Se agrega un poco de C(s) al sistema.

H O + C CO + H ( > 0)
(H) ENTALPÍA
Cambio de entalpía estándar de formación:
Calor liberado o absorbido al formarse 1,0 mol del compuesto a partir de sus elementos.
Cambio de entalpía estándar de reacción:
Calor liberado o absorbido en una reacción química
Los cambios de entalpía estándar de formación están tabulados, y con éstos datos se puede calcular el cambio de entalpía estándar de cualquier reacción:

(S) ENTROPÍA
La entropía mide la extensión del
desorden
de las especies que constituyen un sistema.

Un aumento del desorden es favorable y, a la inversa, una disminución en el desorden es desfavorable.

Cuando los productos de una reacción son menos complejos y poseen mayor desorden que los reaccionantes, el sistema aumenta su
entropía
y la reacción ocurre.
(G) Energía libre de Gibbs
La energía libre es un potencial termodinámico, es decir una función de estado extensiva, con unidades de energía, que da la condición de equilibrio y de espontaneidad para una reacción química a temperatura y presión constantes y se designa con la letra G.



Como corresponde a las funciones de estado, el valor absoluto de la energía libre Gibbs no se puede determinar.

Se mide la diferencia de energía libre entre el estado final y el estado inicial
(
ΔG
).
Según el signo de la energía libre de Gibbs se puede predecir si la reacción ocurre en forma espontánea o no, o si está en equilibrio, así:
El cambio normal de energía libre de una reaccion
ΔGºrxn
corresponde a la conversión completa de todos los reactivos, al inicio presentes en condiciones normales, en todos los productos en condiciones normales.

El cambio de energía, a cualquier otra concentración o presión es
ΔGrxn

(sin el superíndice). Estas dos magnitudes se relacionan mediante la expresión:

ΔGrxn= ΔG°rxn + RT lnQ

Donde:
R=

8,314 J/molK,

T=

es la temperatura absoluta en Kelvin y

Q=

es el cociente de reacción
EJEMPLO
Para una reacción:
Relación entre las concentraciones molares elevadas a sus coeficientes estequiométricos en un momento cualquiera (No en Equilibrio)
ΔG° > 0 Reacción No Espontánea
ΔG° = 0 EQUILIBRIO
ΔG°< 0 Reacción Espontánea

La energía estándar de reacción
ΔG°rxn
, es el cambio de la energía estándar de productos menos el cambio de la energía estándar de reactivos



La espontaneidad de una reacción depende de dos factores fundamentales, la Entalpia (H) y la entropía (S) y se relacionan mediante la expresión:

ΔG°= ΔH - TΔS

Como los datos de
ΔHº
de formación y
ΔSº

de formación están tabulados, se puede calcular el valor de
ΔGº

de formación, en condiciones estándar de presión (1 atm), temperatura (25 ºC) y concentración (
1
M) de los diferentes compuestos.

Conociendo el valor de
ΔGº
de formación de los diferentes compuestos, se puede calcular el
ΔGº

de las reacciones químicas.
Cuando el sistema está en equilibrio

ΔG°rxn= 0
Q
=k
Así:
0= ΔG°rxn + RT lnk

Reordenando los términos se obtiene

ΔG°rxn= -RT lnk
Esta ecuación muestra la relación entre el cambio normal de energía libre

ΔG°

y la constante de equilibrio termodinámica
ke
Cuando la relación

ΔG°rxn = - RT ln K

se emplea con:


ΔH
p
2.
Todos los reactivos y productos en disolución,
k
representa
k
c
3.

Una mezcla de reactivos en disolución y gaseosos,
k
representa la constante de equilibrio termodinámica y no se hace la distinción entre
k
y
k
p
c
La relación entre ΔG°rxn y la
k
se resumen así:
e
EVALUACIÓN DE LAS CONSTANTES DE EQUILIBRIO A TEMPERATURAS DIFERENTES
Si se determina la constante de equilibrio,
k
, de una reacción a una temperatura, y también su ΔH°, puede
estimarse
la constante de equilibrio a una segunda temperatura,
T2
, mediante la ecuación de
van't Hoff

T1
T1
Por tanto, si se conoce ΔH° de una reacción y
k
a una temperatura dada (por decir a 298 K), se puede emplear la ecuación de van't Hoff para calcular el valor de
k
a otra temperatura cualquiera.
Capitulo 17
WHITTEN
Octava Edición

Gracias
Expresión de la Constante de Equilibrio (ke)
CONSTANTE DE EQUILIBRIO
Tiene la misma forma que kc pero las concentraciones no corresponden
necesariamente
a las concentraciones del equilibrio.
El sistema evolucionará hacia la derecha, es decir, aumentarán las concentraciones de los productos y disminuirán las de los reactivos hasta que
Qc =
k
c.
El sistema evolucionará hacia la izquierda, es decir, aumentarán las concentraciones de los reactivos y disminuirán las de los productos hasta que
Qc =
k
c
Calcule las concentraciones de N2 y H2 en el equilibrio y el valor de la constante kc.
Para los elementos en su forma más estable en condiciones estándar ΔG°= 0
1.

Todos los reactivos y productos gaseosos,
k
representa
k
Equilibrio:
Estado en el que procesos que compiten
se encuentran balanceados, de tal forma que no hay cambios observables en el tiempo
(s)
La expresión de la constante de equilibrio no incluye líquidos y sólidos puros
b) NaHCO Na CO + H O + CO
k
= [CO ]

2
c
a) NO + Cl NOCl
2
3
2
3
(g)
(g)
(s)
(s)
(g)
2
(g)
(g)
a) NO + Cl NOCl
(g)
2
(g)
(g)
k
c
k
c
Relación entre kp y kc
b) NaHCO Na CO + H O + CO
2
3
3
(s)
(s)
(g)
(g)
2
(g)
(g)
2
2
Relación entre Qc y kc
3
2
2
2
2
2
2
2
2
(g)
2
(g)
2
(g)
2
(g)
2
2
(g)
2
(g)
2
(g)
2
2
(g)
(g)
(g)
2
[N ]
= 4 mol/10 L = 0,4 M
2
[H ]
= 12 mol/10 L = 1,2 M
2
[NH ]
3
Eq
= 0,92 mol/ 10L = 0,092 M


[
NH
]
=
2x
3
Eq
2
(g)
2
(g)
x= 0,046M
3
(g)
Inicio:

[N ]

=
2
Eq
5
0,4 - 0,046 = 0,354 M

[H ]

= 1,2 - 3(0,046)= 1,062 M

2
Eq
N + H NH
2
(g)
3
2
(g)
2
(g)
3
PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g)
2
2
(g)
2
(g)
2
2
(g)
Inicio:
[H ]
= 0,3 mol/3 L = 0,1 M
2
[ I ]
= 0,3 mol/3 L = 0,1 M
2
[ HI ]
= 0,6 mol/3 L = 0,2 M
c
Inicio
[H ]
= 0,3 mol/3 L = 0,1 M
[ I ]
= 0,3 mol/3 L = 0,1 M
[ HI ]
= 0,6 mol/3 L = 0,2 M
2
2
HI I + H
2
2
(g)
(g)
2
(g)
Eq
(0,2+2x) (0,1-x) (0,1-x)
Cálculo del valor de
kc
kc = 0,022
Cambios en la
concentración
Cambios en la
presión
Cambios en la
temperatura
Q
c
k

El sistema evolucionará en la dirección correspondiente hasta que
c
k

c
Q
c
Afecta:
Especies en fase gaseosa
Cuando involucra un cambio de volumen
reactivos diferente productos
Al cambiar la temperatura cambia el valor de la constante de equilibrio
2
2
(g)
(g)
(g)
2
(s)
APLICACIONES EN LA INDUSTRIA
Fritz Haber
Premio Nobel de Química 1918
Carl Bosch
Premio Nobel de Química 1931
Proceso Haber-Bosch
No incluye líquidos
y sólidos puros
Concentraciones
en el equilibrio
Ejercicio
N + H NH
2
2
3
3
2
(g)
(g)
(g)
N + H NH
2
2
3
2
(g)
(g)
(g)
3
k
= 6,8 x 10 a 298 K
c
= -92,22 kJ/mol
5
Recursos de aprendizaje complementarios
Mapa conceptual de Equilibrio Químico

Videos explicativos de cada tema del Capitulo 17

Resolución paso a paso de ejercicios seleccionados




Una reacción química alcanza el equilibrio
cuando las velocidades de las reacciones directa e inversa se igualan

Cuando se alcanza el estado de equilibrio las
concentraciones de todos los reactivos y de todos los productos permanecen constantes
, a una cierta temperatura.
A
B
Reactivos
Productos
El valor de la constante de equilibrio depende de la forma en que se escriba la ecuación balanceada de la reacción
2
2
3
(g)
(g)
(g)
n
n
kc permanece constante
kc permanece constante
Cambia el valor de kc

Q
c
k
c
se obtiene aplicando la expresión:
k

c
c
Q
k

c
Variaciones en el Equilibrio
En relación con
la presión

la respuesta del sistema depende de la ecuación:
Relación entre ΔG°rxn y la Constante
de equilibrio
Para medir la espontaneidad de una reacción química se utiliza una función termodinámica denominada

Energía Libre

que mide la capacidad que tiene un sistema para realizar un trabajo útil.

(G) Energía libre de Gibbs
La energía libre es un potencial termodinámico, es decir una función de estado extensiva, con unidades de energía, que da la condición de equilibrio y de espontaneidad para una reacción química a temperatura y presión constantes y se designa con la letra G.


Como corresponde a las funciones de estado, el valor absoluto de la energía libre Gibbs no se puede determinar.

Se mide la diferencia de energía libre entre el estado final y el estado inicial
(
ΔG
)
.
Según el signo de la energía libre de Gibbs se puede predecir si la reacción ocurre en forma espontánea o no, o si está en equilibrio, así:
ΔG > 0 Reacción No Espontánea
ΔG = 0 EQUILIBRIO
ΔG< 0 Reacción Espontánea

La energía estándar de reacción
ΔG°rxn
, es el cambio de la energía estándar de productos menos el cambio de la energía estándar de reactivos



Para los elementos en su forma más estable en condiciones estándar ΔG°= 0
La espontaneidad de una reacción depende de dos factores fundamentales, la Entalpia (H) y la entropía (S) y se relacionan mediante la expresión:

ΔG°= ΔH - TΔS

Como los datos de
ΔHº
de formación y
ΔSº

de formación están tabulados, se puede calcular el valor de
ΔGº

de formación, en condiciones estándar de presión (1 atm), temperatura (25 ºC) y concentración (
1
M) de los diferentes compuestos.

Conociendo el valor de
ΔGº
de formación de los diferentes compuestos, se puede calcular el
ΔGº

de las reacciones químicas.
(H) ENTALPÍA
Cambio de entalpía estándar de formación:
Calor liberado o absorbido al formarse 1,0 mol del compuesto a partir de sus elementos.
Cambio de entalpía estándar de reacción:
Calor liberado o absorbido en una reacción química
Los cambios de entalpía estándar de formación están tabulados, y con éstos datos se puede calcular el cambio de entalpía estándar de cualquier reacción:
(S) ENTROPÍA
La entropía mide la extensión del
desorden
de las especies que constituyen un sistema.

Un aumento del desorden es favorable y, a la inversa, una disminución en el desorden es desfavorable.

Cuando los productos de una reacción son menos complejos y poseen mayor desorden que los reaccionantes, el sistema aumenta su
entropía
y la reacción ocurre.
El cambio normal de energía libre de una reaccion
ΔGºrxn

corresponde a la conversión completa de todos los reactivos, al inicio presentes en condiciones normales, en todos los productos en condiciones normales.

El cambio de energía, a cualquier otra concentración o presión es

ΔGrxn
(sin el superíndice). Estas dos magnitudes se relacionan mediante la expresión:

ΔGrxn= ΔG°rxn + RT lnQ

Donde:
R=

8,314 J/molK
,

T=

es la temperatura absoluta en Kelvin y
Q=
es el cociente de reacción
EJEMPLO
Para una reacción:
Relación entre las concentraciones molares elevadas a sus coeficientes estequiométricos en un momento cualquiera de la reacción
Cuando el sistema está en equilibrio

ΔGrxn= 0
Q=k
Así:
0= ΔG°rxn + RT lnk

Reordenando los términos se obtiene

ΔG°rxn= -RT lnk
Esta ecuación muestra la relación entre el cambio normal de energía libre

ΔG°

y la constante de equilibrio termodinámica
ke
Cuando la relación

ΔG°rxn = - RT ln K

se emplea con:

1.

Todos los reactivos y productos gaseosos,
k
representa
k
2.

Todos los reactivos y productos en disolución,
k
representa
k
p
c
3.

Una mezcla de reactivos en disolución y gaseosos,
k
representa la constante de equilibrio termodinámica y no se hace la distinción entre
k
y
k
p
c
La relación entre ΔG°rxn y la
k
se resumen así:
e
EVALUACIÓN DE LAS CONSTANTES DE EQUILIBRIO A TEMPERATURAS DIFERENTES
Si se determina la constante de equilibrio,
k
, de una reacción a una temperatura
T1
, y también su ΔH°, puede
estimarse
la constante de equilibrio a una segunda temperatura,
T2
, mediante la ecuación de
van't Hoff

T1
Por tanto, si se conoce ΔH° de una reacción y
k
a una temperatura dada (por decir a 298 K), se puede emplear la ecuación de van't Hoff para calcular el valor de
k

a otra temperatura cualquiera.
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