Equilibrio Químico - Moreno Ayala Novali (2)

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Equilibrio químico 
M. En C. Silvia Monroy Flores
Equilibrio químico introducción 
Teoría de colisiones, complejo activado, avance de reacción
Equilibrio químico 
La cinética química, además de estudiar las velocidades de reacción, considera otro aspecto esencial de un gran numero de reacciones químicas: el equilibrio.
Reversibilidad de la reacciones químicas 
Existe un gran numero de reacciones químicas que una vez iniciadas avanzan hasta un punto donde parecen detenerse, lo cual se deduce por que no hay signos evidentes que indiquen que la reacción progresa, por ejemplo, no hay cambio de color, desprendimiento de gas o la formación de un precipitado. Esta observaciones indican que la reacción aparentemente se ha detenido poco antes de terminar.
Reacciones reversibles
La evidencia experimental nos indica que son pocas las reacciones químicas que proceden en una sola dirección, la mayoría son reversibles, al menos en cierto grado. 
Reacciones reversibles 
Cuando se inicia el proceso reversible, la reacción procede hacia la formación de productos, sin embargo, tan pronto se forma algo de producto comienza la formación inversa, es decir, la formación de reactivo a partir de productos. 
Equilibrio químico 
La velocidad de la reacción directa es grande al inicio y va disminuyendo conforme progresa porque se agotan los reactivos; de manera simultanea la velocidad de la reacción inversa, que al principio es muy lenta, va incrementándose, hasta que llega un punto en el que la velocidad de la reacción directa e inversa se igualan es decir se ha llegado al equilibrio químico. 
Ley de acción de masas
Es una descripción general de las condiciones de equilibrio
Donde A,B, C y D representan las especies químicas que participan en la rección, mientras que a, b, c y d son los coeficientes estequiométricos respectivos. 
Ley de acción de masas
Los corchetes indican la concentración molar de cada una de las especies cuando se ha alcanzado el equilibrio.
Kc= 
En caso de que todas las sustancias se encuentren en estado gaseoso, en lugar de los corchetes se utilizan paréntesis y en lugar de concentraciones molares se utilizan las presiones parciales. 
Kp=
Ejemplo 
Considerando la ecuación entre el amoniaco y el oxigeno para producir dióxido de nitrógeno y agua:
4NH
Aplicando la ley de acción de masas:
Kp=
Equilibrio Heterogéneo
Cuando tanto los reactivos como los productos se encuentran en la misma fase, se habla de equilibrios homogéneos. Sin embargo, cuando se encuentran en diferentes fases se trata de equilibrio heterogéneo.
En resumen 
Para los líquidos, solidos y soluciones acuosas, la concentración se expresa em mol/L, para los gases se puede tomar las presiones parciales en atmosferas
Las concentraciones de los solidos puros, líquidos puros (en equilibrio heterogéneo) y disolventes (en equilibrio homogéneo) no parecen en la expresión de la constante de equilibrio.
La constante Kc y Kp siempre es adimensional
Cuando se semana un valor para K es necesario especificar la ecuación balanceada y la temperatura del proceso. 
El cociente de reacción Q y la predicción de la dirección de una reacción
Equilibrio químico 
Principio de Le Châtelier
Recuerda 
Desarrollar los ejercicio del archivo PDF, basándote en la teoría de esta presentación y los videos.