Equilibrio químico(2)

UNIVERSIDAD NACIONAL DE CAJAMARCAFACULTAD DE INGENIERÍAESCUELA ACADÉMICO PROFESIONAL DE INGENIERÍA GEOLÓGICA

Cajamarca 29 de mayo del 2014

FÍSICO QUÍMICA

EQUILIBRIO QUÍMICO

DOCENTE:Ing. HUGO MOSQUEIRA ESTRAVER

INTEGRANTES:ASTOPILCO VALIENTE , JohnCABADA LÓPEZ , WalterCARRIÓN ORTIZ , DanielHUAMÁN CARRASCO , JamesRIVERO QUISPE , NoemíSOSA QUINTANA , Cristhian

“La duda es la madre del descubrimiento”Ambroce Bierce

[Título del documento] 29-5-2014

ÍNDICEEQUILIBRIO QUÍMICO............................................................................................................1

INTRODUCCIÓN..................................................................................................................2

1. ¿QUÉ ES UN EQUILIBRIO QUÍMICO?...............................................................4

2.- LA LEY DE ACCIÓN DE MASAS. CONSTANTE DE EQUILIBRIO, KC.............5

3. CONSTANTE DE EQUILIBRIO (KP). RELACIÓN CON KC..................................7

4. CARACTERÍSTICAS DEL EQUILIBRIO QUÍMICO.............................................8

5. COCIENTE DE REACCIÓN (Q)...........................................................................8

6. GRADO DE DISOCIACIÓN (Α)............................................................................9

7. PRINCIPIO DE LE CHATELIER..........................................................................9

A) VARIACIÓN DE LA CONCENTRACIÓN..........................................................10

B) VARIACIÓN DE LA PRESIÓN.........................................................................11

C) VARIACIÓN DE LA TEMPERATURA..............................................................12

EJERCICIOS.........................................................................................................................14

CONCLUSIONES................................................................................................................16

BIBLIOGRAFÍA....................................................................................................................17

1


EQUILIBRIO QUÍMICO

Todos los procesos químicos evolucionan desde los reactivos hasta

la formación de productos a una velocidad que cada vez es menor,

ya que a medida que transcurren, hay menos cantidad de reactivos.

Por otro lado, según van apareciendo moléculas de los productos,

estas pueden reaccionar entre sí y dar lugar nuevamente a

reactivos, y lo hacen a una velocidad mayor, porque cada vez hay

más.

El proceso continúa hasta que la velocidad de formación de los

productos es igual a la velocidad de descomposición de estos para

formar nuevamente los reactivos .Es decir, se llega a la formación

de un estado dinámico en el que las concentraciones de todas las

especies reaccionantes (reactivos y productos) permanecen

constantes. Este estado se conoce como “Equilibrio Químico”

2


INTRODUCCIÓNEl Equilibrio Químico es un estado de un sistema reaccionante en el

que se observan cambios a medida que transcurre el tiempo, a

pesar de que siguen reaccionando las sustancias entre sí las

sustancias presentes.

En la mayoría de las reacciones químicas, los reactivos no se

consumen totalmente para obtener los productos deseados, sino

que, por el contrario, llega un momento en el que parece que la

reacción ha concluido. Podemos comprobar, analizando los

productos formados y los reactivos consumidos, que la

concentración de todos permanece constante.

¿Significa esto que realmente la reacción de ha parado?

Evidentemente no; una reacción en equilibrio es un proceso

dinámico en el que los reactivos se están convirtiendo en productos

y los productos se convierten en reactivos; cuando lo hacen de la

misma velocidad nos da la sensación de que la reacción se ha

paralizado.

Es decir, el equilibrio químico se establece cuando existen dos

reacciones opuestas que tienen lugar simultáneamente a la misma

velocidad.

Hay reacciones que transcurren hasta completarse, es decir, hasta

consumirse totalmente uno de los reactivos. Tales reacciones se

3


dice que son irreversibles. En ellas separamos los reactivos de los

productos por una flecha, como por ejemplo:

2 C4H10 + 13 O2 → 8 CO2 + 10 H2O

La reacción entre el butano y el oxígeno progresa hasta que alguno

de estos reactivos se consume totalmente. Es decir, las cantidades

de CO2 y H2O no dejan de aumentar mientras no se agote el

C4H10 o el O2.

Por el contrario, otras reacciones transcurren solo de manera

limitada, sin que ninguno de los reactivos se consuma totalmente.

Así, el hidrógeno y el yodo cerrados en un matraz reaccionan

formando yoduro de hidrógeno, pero sin llegar a consumirse de

todo. En estos casos se consigue un equilibrio entre reactivos y

productos. Dicho equilibrio se alcanza tanto a partir de los reactivos

como a partir de los productos. Por esta razón a este tipo de

reacciones se les denomina reversibles, y en ellas separamos

reactivos de productos con una doble flecha:

H2 + I2 2 HI

1. ¿QUÉ ES UN EQUILIBRIO QUÍMICO?

Es una reacción que nunca llega a completarse, pues se produce simultáneamente en ambos sentidos (los reactivos forman productos, y a su vez, éstos forman de nuevo reactivos).

Cuando las concentraciones de cada una de las sustancias que intervienen (reactivos o productos) se estabiliza, es decir, se gastan a la misma velocidad que se forman, se llega al equilibrio químico.

4


En un sistema de equilibrio se dice que el mismo se encuentra

desplazado hacia la derecha si hay más cantidad de productos (C y

D) presentes en el mismo que de reactivos (A y B), y se encontrara

hacia la izquierda cuando ocurra lo contrario.se podrían tener, por

tanto, las 2 situaciones representativas.

Considere las siguientes reacciones en equilibrio:

2 PbS(s) + 3 O2(g) 2 PbO(s) + 2 SO2(g)

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

H2(g) + CO2(g) H2O(g) + CO(g)

5

Reacción 1.- DerechaReacción 2.- IzquierdaReacción 3.- Igual


2.- LA LEY DE ACCIÓN DE MASAS. CONSTANTE DE

EQUILIBRIO, Kc

Veamos ahora como en todo sistema químico en equilibrio las

concentraciones de los reactivos y de los productos, expresadas en

moles/litro, están relacionadas por una ecuación sencilla.

Analicemos los resultados de distintos experimentos, en los que se

parte de diferentes cantidades de reactivos y productos. La reacción

que tiene lugar se representa por:

H2(g) + I2(g) 2 HI(g) a 450ºC

Para una reacción cualquiera (a A + b B + .... Á c C + d D + ...) se

define la constante de equilibrio (KC) de la siguiente manera:

Siendo las concentraciones medidas en el equilibrio (no confundir

con las concentraciones iniciales de reactivos y productos).Se

denomina constante de equilibrio, porque se observa que dicho

valor es constante (dentro un mismo equilibrio) si se parte de

cualquier concentración inicial de reactivo o producto.

En la reacción anterior: H2(g) + I2(g) 2 HI(g)

6


El valor de KC, dada su expresión, depende de cómo se ajuste la

reacción. Es decir, si la reacción anterior la hubiéramos ajustado

como: ½ H2(g) + ½ I2(g) HI (g), la constante valdría la raíz

cuadrada de la anterior.

La constante KC cambia con la temperatura.

¡ATENCIÓN!: Sólo se incluyen las especies gaseosas y/o en disolución. Las especies en estado sólido o líquido tienen concentración constante, y por tanto, se integran en la constante de equilibrio.

3. CONSTANTE DE EQUILIBRIO (KP). RELACIÓN CON KC.

En las reacciones en que intervengan gases es más sencillo medir presiones parciales que concentraciones. Así en una reacción tipo: a A + b B c C + d D, se observa la constancia de Kp viene definida por:

En la reacción: 2 SO2(g) + O2(g) 2 SO3(g)

De la ecuación general de los gases: se obtiene:

7


Vemos, pues, que KP puede depender de la temperatura siempre

que haya un cambio en el nº de moles de gases.

Donde n = incremento en nº de moles de gases (nproductos – nreactivos)

4. CARACTERÍSTICAS DEL EQUILIBRIO QUÍMICO

De todo el anterior podemos deducir unas características de todo

equilibrio químico:

1.- El estado de equilibrio se caracteriza porque sus propiedades

macroscópicas (concentración de soluto, presión de vapor, masa de

sólido sin disolver, etc.) no varían con el tiempo.

2.- El estado de equilibrio no intercambia materia con el entorno. Si,

por ejemplo, la descomposición del carbonato de calcio

CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) no la hiciéramos en un recipiente

cerrado nunca se alcanzaría el equilibrio, pues el CO2 se escaparía.

3.- El estado de equilibrio es un estado dinámico en el que se

producen continuos cambios en ambos sentidos a la misma

velocidad, y por eso no varían sus propiedades macroscópicas. Así,

si en el ejemplo de la descomposición del CaCO3 sustituimos una

pequeña parte de CO2 por otra marcada con 14C, al cabo de cierto

8


tiempo observaremos la existencia de Ca14CO3 marcado con

carbono 14.

4.- La temperatura es la variable fundamental que controla el

equilibrio. Así pues, a 450ºC a constante de equilibrio para la

formación de HI es 57, sea cuál sea la concentración de las

substancias reaccionantes.

5. COCIENTE DE REACCIÓN (Q)

En una reacción cualquiera: a A + b B c C + d D se llama

cociente de reacción a:

Tiene la misma fórmula que la KC pero a diferencia de ésta, las

concentraciones no tienen por qué ser las del equilibrio.

Si Q = Kc entonces el sistema está en equilibrio.

Si Q < Kc el sistema evolucionará hacia la derecha, es

decir, aumentarán las concentraciones de los productos y

9


disminuirán las de los reactivos hasta que Q se iguale

con KC.

Si Q > Kc el sistema evolucionará hacia la izquierda, es

decir, aumentarán las concentraciones de los reactivos y

disminuirán las de los productos hasta que Q se iguale

con KC.

6. GRADO DE DISOCIACIÓN (α).

Se utiliza en aquellas reacciones en las que existe un único reactivo

que se disocia en dos o más moléculas más pequeñas.

Es la fracción de un mol que se disocia (tanto por 1). En

consecuencia, el % de sustancia disociada es igual a 100·.

7. PRINCIPIO DE LE CHATELIER.

El conocimiento de cómo afectan los cambios de las variables

concentración, presión y temperatura a una reacción en el equilibrio

es de una gran importancia si deseamos aumentar el rendimiento

con el que se obtiene un determinado producto. Para predecir

cualitativamente el efecto del cambio de tales condiciones en el

equilibrio haremos uso del Principio de Le Châtelier, enunciado por

Henry Le Châtelier en 1884, también de forma independiente por el

alemán Ferdinand Braun:

Toda modificación de un factor como la temperatura, presión o concentración, en un equilibrio químico provoca un desplazamiento del equilibrio en un sentido que tiende a

10


oponerse a la variación del factor considerado, contrarrestando dicha modificación.Vamos a estudiar entonces la respuesta de un sistema en el

equilibrio a las variaciones de la concentración, de la presión y de la

temperatura, y dar enunciados, menos generales pero más

prácticos, del principio de Le Chatelier para cada uno de estos

casos.

a) Variación de la concentración.

Si añadimos H2 en el equilibrio Q<Kc, el sistema evoluciona

produciendo más HI a partir de H2 y I2 para restablecer otra vez el

equilibrio.

Si añadimos HI en el equilibrio Q>Kc, el sistema evoluciona

produciendo H2 y I2 a partir de HI.

El principio de Le Chatelier pode enunciarse para el caso de

variaciones en la concentración de la siguiente manera:

11


Si a un sistema en equilibrio se le añade un reactivo o producto, la reacción que se produce es la que tiende a consumir la sustancia añadida. Si, por el contrario, se elimina un reactivo o producto la reacción que se produce es la que tiende a reponerlo.Así, como por ejemplo, la producción industrial de CaO se basa en

la rápida eliminación del CO2 del sistema, inyectando aire en el

horno mediante un ventilador, de suerte que el CO2 no pueda

alcanzar nunca la presión de equilibrio.

b) Variación de la presiónEn las reacciones en las que intervengan gases el efecto de la

variación de la presión supone un efecto contrario en la variación

del volumen, y la variación del volumen depende de la variación en

el número de moles de las sustancias gaseosas que intervienen.

Para la reacción de formación del amoniaco:

Si reducimos el volumen del sistema, como por ejemplo a la mitad,

la presión del sistema aumenta, pero no al doble, como aumentaría

si no hubiera existido un equilibrio químico, debido a que el

equilibrio se desplaza hacia la formación de amoniaco. El

12


rendimiento en NH3 aumenta por lo tanto al aumentar la presión a

la que se lleva a cabo

a reacción. De ahí que esta se realice en la práctica a presiones

comprendidas entre 100 y 1000 atmósferas.

El principio de Le Chatelier puede enunciarse, para el caso de

variaciones de presión en sistemas químicos en que intervienen

gases, de la siguiente manera:

Si se tiene un sistema en equilibrio y se aumenta la presión, el sistema reacciona en el sentido en que disminuya el número de moles de sustancias en estado gaseoso. Si se reduce la presión ocurre lo contrario.

c) Variación de la temperaturaLa reacción:

Es exotérmica. Si aumentamos la temperatura, el equilibrio se

desplaza hacia la izquierda, descomponiendo amoniaco, porque

este es el proceso que supone absorción de calor.

El sentido del desplazamiento de un equilibrio por variación de la

temperatura depende pues del signo de la variación de entalpia ∆H

de la reacción.

El principio de Le Chatelier puede enunciarse para el caso de

variación de la temperatura de la siguiente manera:

Si aumentamos la temperatura de un sistema que está en equilibrio, el sistema se desplaza en el sentido que suponga

13


una absorción de calor. Si se disminuye la temperatura, la reacción que se produce es la que libera energía.

El rendimiento en amoniaco aumenta, por lo tanto, al disminuir la

temperatura. Sin embargo, si se disminuye la temperatura la

velocidad se hace muy lenta. Es por ello que hace falta la utilización

de un catalizador, que incremente la velocidad y permita realizar la

reacción a una temperatura de compromiso. En la práctica la

reacción se lleva a cabo a unos 500°C, empleando como

catalizador hierro u óxido de hierro. A esta temperatura y 700 atm

de presión se obtiene un rendimiento del 50%.

La presencia de un catalizador no aumenta el rendimiento del

producto deseado, sino que tan solo reduce el tiempo necesario

para que se establezca el equilibrio; es decir, consigue el mismo

rendimiento pero en un tiempo más corto.

14


EJERCICIOS

1. En un recipiente de 10 litros se introduce una mezcla de 4

moles de N2(g) y 12 moles de H2(g); a) escribir la reacción de

equilibrio; b) si establecido éste se observa que hay 0,92

moles de NH3(g), determinar las concentraciones de N2 e H2 en

el equilibrio y la constante Kc.

2. Calcular la constante Kp a 1000 K en la reacción de formación

del amoniaco vista anteriormente. (KC = 1,996 ·10–2 M–2).

3. En un matraz de 5 litros se introducen 2 moles de PCl5(g) y 1

mol de PCl3(g) y se establece el siguiente equilibrio:

PCl5(g) Á PCl3(g) + Cl2(g). Sabiendo que Kc (250 ºC) =

0,042; a) ¿cuáles son las concentraciones de cada sustancia

en el equilibrio?; b) ¿cuál es el grado de disociación?

4. En un recipiente de 3 litros se introducen 0,6 moles de HI, 0,3

moles de H2 y 0,3 moles de I2 a 490ºC. Si Kc = 0,022 a 490ºC

para 2 HI(g) H2(g) + I2(g) a) ¿se encuentra en

equilibrio?; b) Caso de no encontrarse, ¿cuantos moles de HI,

H2 e I2 habrá en el equilibrio?

5. En el equilibrio anterior: PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g) ya

sabemos que, partiendo de 2 moles de PCl5(g) en un volumen

de 5 litros, el equilibrio se conseguía con 1,45 moles de PCl5,

0,55 moles de PCl3 y 0,55 moles de Cl2 ¿cuántos moles habrá

en el nuevo equilibrio si una vez alcanzado el primero

añadimos 1 mol de Cl2 al matraz? (Kc = 0,042).

6. Una mezcla gaseosa constituida inicialmente por 3,5 moles de

hidrógeno y 2,5 de yodo, se calienta a 400ºC con lo que al

15


alcanzar el equilibrio se obtienen 4.5 moles de HI, siendo el

volumen del recipiente de reacción de 10 litros. Calcule:

a) El valor de las constantes de equilibrio Kc y Kp; b) La

concentración de los compuestos si el volumen se reduce a la

mitad manteniendo constante la temperatura a 400ºC.

7. Para la reacción en fase gas H2 + I2 2 HI, las

concentraciones encontradas a 490ºC una vez alcanzado el

equilibrio son, en mol/l,[H2]=8,62·10−4 [I2]=2,63·10−3

[HI]=1,02·10−2

a) Calcula Kc para el equilibrio tal como está escrito.

b) ¿Cuál será el valor de Kc para la reacción 2HI H2 + I2?

8. La constante del siguiente equilibrio: 3 H2(g) + N2(g) 2

NH3(g). a 150 ºC y 200 atm es 0,55: ¿Cuál es la concentración

de amoniaco cuando las concentraciones de N2 e H2 en el

equilibrio son 0,20 mol/L y 0,10 mol/L respectivamente.

9. En un recipiente de 5 L se introducen a 500ºC 3 moles de HI, 2

mol de H2 y 1 mol de I2. Calcula la concentración de las

distintas especies en equilibrio si sabemos que la constante

del equilibrio 2 HI I2 + H2 a dicha temperatura es Kc =

0,025.

10. En un recipiente metálico de 2,0 litros se introducen 28 g de N2

y 3,23 g de H2. Se cierra y se clienta a 350 °C. Una vez

alcanzado el equilibrio, se encuentran 5,11 g de NH3. Calcular

los valores de KC y KP de la reacción 3 H2(g) + N2(g) Á 2

NH3(g) a dicha temperatura. (Masas atómicas: N=14; H=1)

16


CONCLUSIONES

El Equilibrio Químico se establece cuando existen dos

reacciones opuestas que tienen lugar simultáneamente a la

misma velocidad.

Cuando las concentraciones de cada una de las sustancias

que intervienen (reactivos o productos) se estabiliza, es decir,

se gastan a la misma velocidad que se forman, se llega al

Equilibrio Químico.

17


BIBLIOGRAFÍA

http://www.manizales.unal.edu.co/quimica/teoria.htm

http://www.mcgraw-hill.es/bcv/guide/capitulo/844816962X.pdf

http://www.alonsoformula.com/inorganica/_private/

Quimica2bach05cast.pdf

18

http://www.alonsoformula.com/inorganica/_private/Quimica2bach05cast.pdf

http://www.alonsoformula.com/inorganica/_private/Quimica2bach05cast.pdf

http://www.mcgraw-hill.es/bcv/guide/capitulo/844816962X.pdf

Equilibrio químico(2)

Science

Transcript of Equilibrio químico(2)