equilibrio-y-le-chatelier-preu-2017

Vista previa del material en texto

Reacciones Reversibles
Equilibrio químico
Introducción
 El concepto de equilibrio es fundamental para
conocer y entender la química y el
comportamiento de las sustancias.
 En la constante de equilibrio se refleja la
tendencia que tienen las sustancias de
reaccionar, así como también, la dirección y
magnitud del cambio químico.
 En general la mayoría las reacciones
químicas pueden ser descriptas bajo una
condición de equilibrio.
2
3
Equilibrio Químico
 Propio de reacciones reversibles.
 La velocidad de reacción directa se iguala a 
la velocidad de reacción inversa.
 Las concentraciones de cada especie NO 
cambian en el tiempo.
 El avance de la reacción, está controlado por 
una Constante de Equilibrio. 
4
 Todos los sistemas químicos reversibles
alcanzan en el tiempo la condición de
equilibrio
 El estado de equilibrio químico es de
naturaleza dinámica y no estática.
5
 Las dos reacciones evolucionan de modo tal que sus
velocidades se igualan, estableciéndose un equilibrio
químico.
 Bajo estas condiciones la reacción es reversible y se
representa de la siguiente manera:
2N2O5(g) O2(g) + 4NO2(g)
 En una reacción reversible, la reacción ocurre 
simultáneamente en ambas direcciones.
 Lo anterior se indica por medio de una doble flecha
 En principio, casi todas las reacciones son reversibles en 
cierta medida.
Reacciones Reversibles
6
A ↔ B
Equilibrio Químico: A ↔ B
7
Forma general de la Keq
   
   ba
dc
BxA
DxC
Keq
8
Constante de Equilibrio
2 N2O5(g) ↔ O2(g) + 4 NO2(g)
   
 252
4
22
ON
NOxO
Keq
9
Constante de Equilibrio
N2(g) + 3 H2 (g) ↔ 2 NH3(g)
10
Kc y Kp
11
Reacciones en fase gaseosa
 En un recipiente cerrado, cada especie 
puede cuantificarse por la concentración 
molar y también por la Presión Parcial.
 La Keq puede escribirse en función de la 
Concentración Molar o bien en función de la 
Presión Parcial.
 Kc representará a la Keq escrita con 
concentraciones molares
 Kp representará a la Keq escrita con 
presiones parciales
12
 
 42
2
2
ON
NO
Kc Keq 
)(2)( 242 gNOCalorgON 
Ejemplo:
13
 
 42
2
2
ON
NO
Kc 
42
2
ON
2
NO
p
p
 Kp 
escrita con presiones parciales
escrita con concentraciones molares
14
42
2
ON
2
NO
p
p
 Kp 
 RT x C P que tiene se equilibrio el en
 , 
V
n
C como y 
V
nRT
P
eqeq 

Utilizando la ecuación de los gases ideales:
PV = nRT
 
 42
2
2
ON
NO
Kc 
Se tendrá:
15
)()( nRTxKcKp 
16
Equilibrio Homogéneo y Heterogéneo
Si todos los reactivos y productos están en una sola 
fase, el equilibrio es homogéneo.
Si uno o más reactivos o productos están en una fase 
diferente, el equilibrio es heterogéneo.
Los líquidos y los sólidos puros no se incluyen en la 
constante de equilibrio.
17
CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)
 
 
   
 
)(2
)(2)(2
)(3
)(
CO
COconstanteCO
CaCO
CaO
gc
gg
s
s
c
K
K


Ejemplo:
18
Ejemplo:
(g)NO 2 (g)ON 242 
 
 22
42
c
*
NO
ON
K 
 
 42
2
2
c
ON
NO
K 
(g)ON (g)NO 2 422 
19
Predicción del sentido de una reacción
20
Henry Louis Le Châtelier
Nace en París, Francia, el 8 de
octubre de 1859. Muere en
Miribel-les-Échelles, Francia, el
17 de septiembre de 1936). Fue
un famoso químico francés. Es
conocido por su Principio de los
Equilibrios Químicos, mejor
conocido como Principio de Le
Châtelier
21
 Establece que si un sistema en equilibrio es 
sometido a una perturbación o tensión, el 
sistema reaccionará de tal manera que 
disminuirá el efecto de la tensión. 
 Hay 3 formas de alterar la composición en el 
equilibrio de una mezcla de reacción en 
estado gaseoso para mejorar el rendimiento 
de un producto:
Principio de Le Chatelier
22
Efecto de la concentración.
 Al aumentar la concentración de los 
reactivos (manteniendo constantes otras 
variables del sistema químico en equilibrio), 
el sistema reaccionará oponiéndose a ese 
aumento.
 El equilibrio se desplazará a la derecha
favoreciendo la formación de productos y
contrarrestando el efecto, hasta que de nuevo
se establece el equilibrio.
23
24
Si se remueven los 
productos (como 
quitar agua del lado 
derecho del tubo) La 
reacción se 
desplazará hacia la 
derecha hasta que se 
reestablezca el 
equilibrio.
“reactivos” “productos”
Cambios en la Concentración;
Remoción de productos o adición de reactivos
25
Si se agrega más 
reactivos (como 
agregar agua en el lado 
izquierdo del tubo) la 
reacción se desplazará 
hacia la derecha hasta 
que se reestablezca el 
equilibrio.
“reactivos” “productos”
Ejemplo
 2CO( g) + O2(g) ↔ 2CO2 (g)
26
27
 La temperatura afecta de modo diferente si la 
reacción es exotérmica o endotérmica. 
 La velocidad de reacción normalmente se 
incrementa al aumentar la temperatura.
 Se alcanza más rápidamente el equilibrio.
 Cambia el valor de la constante de equilibrio, 
Keq.
Efecto del cambio de temperatura
Efecto de la temperatura
 Al aumentar la temperatura de un sistema
químico que se encuentra en equilibrio, este
se opondrá al cambio, desplazándose en el
sentido que absorba calor, es decir,
favoreciendo la reacción endotérmica, y
viceversa, si disminuye la temperatura, se
favorecerá la reacción exotérmica.
28
 Por lo tanto, el calor se puede considerar
como producto de una reacción exotérmica y
como reactante para una reacción
endotérmica. Por ello, al adicionar calor en
una reacción exotérmica esta se desplaza
hacia la izquierda para consumir el calor
añadido. Así mismo, cuando se calienta una
reacción endotérmica, el equilibrio se desplaza hacia
la derecha, para consumir el calor añadido y formar
mayor cantidad de productos.
29
Considerando lo anteriormente expuesto, predice 
para cada una de las siguientes reacciones:
30
¿Qué sucede si aumenta la temperatura del 
sistema?
31
 Los cambios de presión pueden afectar los sistemas
gaseosos homogéneos en equilibrio.
 Los cambios de presión no afectan sistemas
homogéneos sólidos o líquidos, pero afectan los
sistemas heterogéneos en los que interviene uno o
más gases.
Efecto del cambio de presión
 En un sistema químico en el que participan
sustancias en estado gaseoso, se altera el
equilibrio cuando se produce una variación
en la presión que lo afecta. Así, un aumento
de la presión favorecerá la reacción que
implique la disminución de volumen; en
cambio, si la presión desciende, se
favorecerá la reacción en la que los
productos ocupen un volumen mayor que los
reactantes.
32
33
Ejemplo
 Un aumento en la presión del siguiente sistema:
CO(g) + 3 H2(g) CH4(g) + H2O(g)
obliga a que el sistema se desplace hacia la derecha,
hay cuatro moles a la izquierda y solo dos a la
derecha.