1. EQUILIBRIO QUÍMICO
UNIDAD 4
Dra. MaríaVictoria Castillo
Profesora Adjunta
2023
UNIVERSIDAD NACIONAL DE TUCUMÁN
FACULTAD DE BIOQUÍMICA, QUÍMICA Y FARMACIA
CÁTEDRA DE QUÍMICA GENERAL
2. TEMARIO
• Procesos irreversibles y reversibles.
• La naturaleza del equilibrio químico.
• Características del equilibrio químico.
• Velocidad de reacción y equilibrio químico.
• La constante de equilibrio.
• Principio de Le Châtelier.
• Efectos externos sobre los equilibrios ( [ ], P, T ).
• Desplazamiento del equilibrio. Cálculos.
Dra María Victoria Castillo - Profesora Adjunta
1
3. OBJETIVOS
• Conocer los procesos dinámicos que tienen lugar en el
Equilibrio Químico y poder hacer predicciones
cualitativas y cuantitativas de la especies participantes.
para unas condiciones determinadas.
• Expresar las constantes de equilibrio y realizar cálculos
relacionando sus valores con las concentraciones y
presiones de reactivos y productos.
• Predecir el desplazamiento de un sistema en equilibrio
químico por variaciones en la P,[ ] y T, aplicando el
principio de Le Châtelier.
Dra María Victoria Castillo - Profesora Adjunta
3
4. 4
EXPANSION
DE UN GAS
OXIDACION
DEL HIERRO
PROCESO ESPONTÁNEO IRREVERSIBLE
PROCESO NO ESPONTÁNEO
PROCESOS IRREVERSIBLES Y REVERSIBLES
COCINAR UN HUEVO ENCENDER UN FÓSFORO COCINAR UN BIZCOCHUELO
PROCESOS
IRREVERSIBLES
Los procesos IRREVERSIBLES son aquellos que manifiestan una tendencia a
producirse en un solo sentido
Dra María Victoria Castillo - Profesora Adjunta
5. PROCESOS IRREVERSIBLES Y REVERSIBLES
Dra María Victoria Castillo - Profesora Adjunta
5
Los procesos REVERSIBLES se dan en dos sentidos
Un proceso se define como REVERSIBLE, cuando tiene lugar en condiciones tales que
basta una modificación mínima, infinitesimal, de dichas condiciones para que se
invierta su sentido.
6. Dra María Victoria Castillo - Profesora Adjunta
6
REACCIONES IRREVERSIBLES Y REVERSIBLES
Las reacciones químicas IRREVERSIBLES, se producen cuando uno o más de las sustancias
reaccionantes se agotan y no es posible obtener nuevamente las sustancias originales.
REACIONANTES PRODUCTOS
tpo
H2O2 (ac) H2O (l) + ½ O2 (g)
Na (s)+ H2O (l) NaOH(ac) + ½ H2 (g)
KClO3 (s) KCl (s) + 3/2 O2 (g)
ø
La mayoría de la reacciones químicas son procesos REVERSIBLES, donde reaccionantes dan
lugar a los productos que reaccionan entre si para regenerar los reactivos. La reacción
transcurre en ambos sentidos.
Mg (s) + 2 HCl (ac) MgCl2 (ac) + H2 (g)
2 NO2 (g) N2O4 (g)
N2 (g) + 3 H2 (g) 2NH3 (g)
C (s) + 2 O2 (g) CO2 (g)
Las dos reacciones, directa e inversa
ocurren SIMULTÁNEAMENTE
7. Dra María Victoria Castillo - Profesora Adjunta
7
7
N2 (g) + 3 H2 (g) 2NH3 (g)
NATURALEZA DEL EQUILIBRIO QUÍMICO
Reacción directa
Reacción inversa
N2 (g) +3 H2 (g) 2NH3 (g)
2NH3 (g) N2 (g) + 3 H2 (g)
CONDICIONES PARA
QUE SE ESTABLEZCA
EL EQUILIBRIO
SISTEMA CERRADO
TEMPERATURA CONSTANTE
PROPIEDADES MACROSCOPICAS CONSTANTES
𝒗directa
𝒗inversa
𝒗directa
𝒗inversa
𝑬𝒒𝒖𝒊𝒍𝒊𝒃𝒓𝒊𝒐
𝒗directa = 𝒗inversa
8. Dra María Victoria Castillo - Profesora Adjunta
8
N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)
9. Dra María Victoria Castillo - Profesora Adjunta
9
CARACTERÍSTICAS DEL EQUILIBRIO QUÍMICO
• ES REVERSIBLE
• ES DINÁMICO
• LAS [R] Y [P] EN EL EQUILIBRIO SE MANTIENEN CTES
• LA CONDICIÓN DE EQUILIBRIO SE PUEDE ALCANZAR
DESDE CUALQUIER CONDICIÓN INICIAL
• TERMODINÁMICAMENTE: BALANCE ENTRE MÍNIMA
ENERGÍA DE LAS MOLÉCULAS Y MÁXIMA ENTROPÍA
N2O4 (g) 2 NO2 (g)
10. Dra María Victoria Castillo - Profesora Adjunta
10
2 NO2 (g) N2O4 (g)
INICIALMENTE
[NO2]
INICIALMENTE
[NO2] Y [N2O4]
INICIALMENTE
[N2O4]
EQUILIBRIO HOMOGÉNEO
SE PUEDE ALCANZAR DESDE CUALQUIER CONDICIÓN INICIAL
11. Dra María Victoria Castillo - Profesora Adjunta
11
CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g)
BALANCE TERMODINÁMICO
ΔS MAYOR EN
FASE GASEOSA
MÍNIMA
ENERGÍA DE LAS
MOLÉCULAS
(ΔH MENOR)
EQUILIBRIO
HETEROGÉNEO
12. 𝒗directa
𝒗inversa
𝑬𝒒𝒖𝒊𝒍𝒊𝒃𝒓𝒊𝒐
𝒗directa = 𝒗inversa
a A + b B c C +d D
c C +d D a A + b B
Dra María Victoria Castillo - Profesora Adjunta
12
VELOCIDAD DE REACCIÓN Y EQUILIBRIO QUÍMICO
SI CONSIDERAMOS LAVELOCIDAD DE REACCIÓN DE UN SISTEMA
a A + b B c C +d D
𝒗directa >> 𝒗 inversa
a A + b B c C +d D
𝒗directa > 𝒗 inversa
a A + b B c C +d D
𝒗directa = 𝒗 inversa
3
2
3
2
1
1
13. 13
VELOCIDAD DE REACCIÓN Y EQUILIBRIO QUÍMICO
incoloro rojizo
Dra María Victoria Castillo – Profesora Adjunta
14. Dra María Victoria Castillo – Profesora Adjunta
14
N2O4 (g) 2 NO2 (g) ΔHº= (+)
VELOCIDAD DE REACCIÓN Y EQUILIBRIO QUÍMICO
𝒗reacción d = 𝚫 [𝑵𝟐
𝑶𝟒
]
𝚫 𝒕
A medida que avanza la reacción
DISMINUYE
𝒗d i re ct a
[N2O4]
INCREMENTA
𝒗i nve rs a
[NO2]
𝒗dN2O4
𝒗iNO2
PROCESO ENDOTÉRMICO
15. Dra María Victoria Castillo - Profesora Adjunta
15
𝒗dN2O4
𝒗iNO2
𝑬𝒒𝒖𝒊𝒍𝒊𝒃𝒓𝒊𝒐
𝒗directa = 𝒗inversa
𝑹𝒆𝒂𝒄𝒕𝒊𝒗𝒐
𝑷𝒓𝒐𝒅𝒖𝒄𝒕𝒐
GRAFICA DE [ ] = f (t) GRAFICA DE 𝒗 = f (t)
N2O4 (g) 2 NO2 (g)
𝑹 𝒚 𝑷 𝒔𝒆
mantienen 𝒄𝒕𝒆𝒔
16. Dra María Victoria Castillo - Profesora Adjunta
16
2 NO2 (g) 2 NO (g) + O2 (g)
GRAFICAS DE [ ] = f (t)
N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)
17. Dra María Victoria Castillo - Profesora Adjunta
13
VELOCIDAD DE REACCIÓN Y EQUILIBRIO QUÍMICO
GULDBERG
Y
WAAGE
1870
LEY DE
ACCION DE
MASAS
𝒗directa = 𝒗inversa
kd [A]a . [B]b= ki [C]c . [D]d
𝒗𝒓𝒆𝒂𝒄𝒄𝒊ó𝒏 α [R] o [P] ∴
T CONSTANTE a A + b B c C +d D
𝒗𝒅𝒊𝒓𝒆𝒄𝒕𝒂 α [A]a . [B]b y 𝒗𝒊𝒏𝒗𝒆𝒓𝒔𝒂 α [C]c . [D]d
Esta ley establece que: “para una reacción reversible en equilibrio y a una
temperatura constante, una relación determinada de concentraciones de
reactivos y productos tiene un valor constante” K (la constante de equilibrio).
𝒗𝒅𝒊𝒓𝒆𝒄𝒕𝒂 = kd [A]a . [B]b y 𝒗𝒊𝒏𝒗𝒆𝒓𝒔𝒂 = ki [C]c . [D]d
kd
ki
=
[C]c . [D]d
[A]a . [B]b
𝑲𝒆𝒒 =
[C]c . [D]d
[A]a . [B]b
CONSTANTE DE EQUILIBRIO
18. Dra María Victoria Castillo - Profesora Adjunta
18
VELOCIDAD DE REACCIÓN Y EQUILIBRIO QUÍMICO
𝑲𝒆𝒒 =
[C]c . [D]d
[A]a . [B]b
CONSTANTE
DE EQUILIBRIO
En un sistema en equilibrio, el cociente entre el producto de las
concentraciones de las sustancias resultantes y el producto de las
concentraciones de las sustancias reaccionantes, cada una de ellas
elevada a una potencia igual al número de moles que intervienen en
la reacción, es un valor constante para cada temperatura
19. Dra María Victoria Castillo - Profesora Adjunta
14
CONSTANTE
DE
EQUILIBRIO
CONSTANTE DE EQUILIBRIO: K
CONCENTRACIONES
PRESIONES
𝑲𝑪 =
[C]c . [D]d
[A]a . [B]b
𝑲𝑷 =
𝑷𝑪
𝒄
. 𝑷𝑫
𝒅
𝑷𝑨
𝒂 . 𝑷𝑩
𝒃
UNIDADES
[A] =
𝒏 𝒂
𝑳
𝑷𝑨 = atm
EXPRESIÓN
EJEMPLOS
N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) 𝑲𝑪 =
[𝐍𝐇𝟑 ]2
[𝐍𝟐 ] . [𝐇𝟐 ]3
𝑲𝑷 =
𝑷𝑵𝑯𝟑
𝟐
𝑷𝑵𝟐
. 𝑷𝑯𝟐
𝟑
EQUILIBRIO HOMOGÉNEO
a A + b B c C +d D
20. Dra María Victoria Castillo - Profesora Adjunta
20
CONSTANTE DE EQUILIBRIO: K
21. 21
SIGNIFICADO DEL VALOR DE LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO
𝑲𝑪 =
[C]c . [D]d
[A]a . [B]b
Keq >> 1 [P] >> [R]
1
1
Keq << 1 [R] >>[P]
Keq ≅ 1 [P] ≅ [R]
2
2
3
3
Dra María Victoria Castillo - Profesora Adjunta
22. 22
CONSTANTE DE EQUILIBRIO: K
EQUILIBRIOS HETEROGÉNEOS
S (s) + O2 (g) SO2 (g)
𝑲𝑪 =
[𝑺𝑶𝟐]
[𝑶𝟐] 𝑲𝑷 =
𝑷𝑺𝑶𝟐
𝑷𝑶𝟐
CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g)
𝑲𝑪 = [𝐂𝐎𝟐] 𝑲𝑷 = 𝐏𝐂𝐎𝟐
Dra María Victoria Castillo - Profesora Adjunta
23. Dra María Victoria Castillo - Profesora Adjunta
23
SIGNIFICADO DEL VALOR DE LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO
Keq = 1 [P] = [R]
COCIENTE DE REACCIÓN: Q
3
3
a A + b B c C +d D
𝒗directa >> 𝒗 inversa
1
1
𝑲𝑪 =
[C]c . [D]d
[A]a . [B]b
𝑸=
[C]c . [D]d
[A]a . [B]b
𝒗 inversa > 𝒗directa
a A + b B c C +d D
2
2
Q < Kc LA REACCIÓN OCURRE DE
IZQUIERDAA DERECHA
Q > Kc LA REACCIÓN OCURRE DE
DERECHAA IZQUIERDA
𝒗directa = 𝒗inversa
24. Dra María Victoria Castillo - Profesora Adjunta
24
CONSTANTE DE EQUILIBRIO: K
N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)
En el proceso de formación del amoniaco, realizado a 500 °C en un recipiente de 10 litros, se ha encontrado en el
equilibrio la presencia de 6 mol de N2, 4 mol de H2 y 1,12 mol de NH3. determine Kc a esa temperatura.
[𝐍𝟐] =
𝟔 𝐦𝐨𝐥
𝟏𝟎 𝐥𝐢𝐭𝐫𝐨𝐬
[𝐍𝟐] = 𝟎, 𝟔
𝒎𝒐𝒍
𝒍𝒊𝒕𝒓𝒐
[𝐇𝟐] =
𝟒 𝐦𝐨𝐥
𝟏𝟎 𝐥𝐢𝐭𝐫𝐨𝐬
[𝐇𝟐] = 𝟎, 𝟒 M
[𝐍𝐇𝟑] =
𝟏, 𝟏𝟐 𝐦𝐨𝐥
𝟏𝟎 𝐥𝐢𝐭𝐫𝐨𝐬
[𝐍𝐇𝟑] = 𝟎, 𝟏𝟏𝟐 𝑴
EXPRESIÓN
𝑲𝑪 =
[𝑵𝑯𝟑]2
[𝑵𝟐] . [𝑯𝟐]3
VALOR DE Kc
𝑲𝑪 =
(𝟎,𝟏𝟏𝟐𝒎𝒐𝒍/𝑳)2
(𝟎,𝟔 𝒎𝒐𝒍/𝑳) . (𝟎,𝟒 𝒎𝒐𝒍/𝑳)3
𝑲𝑪 = 0,33
26. 26
EQUILIBRIOS HETEROGÉNEOS
S (s) + O2 (g) SO2 (g)
𝑲𝑪 =
[𝐒𝐎𝟐]
[𝐎𝟐] 𝑲𝑷 =
𝐏𝐒𝐎𝟐
𝐏𝐎𝟐
CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g)
𝑲𝑪 = [𝐂𝐎𝟐] 𝑲𝑷 = 𝐏𝐂𝐎𝟐
Dra María Victoria Castillo - Profesora Adjunta
RELACIÓN ENTRE KC Y KP
𝑲𝑷 =𝑲𝑪 . 𝑹𝑻 𝟏−𝟏
𝑲𝑷 = 𝑲𝑪
𝑲𝑷 =𝑲𝑪 . 𝑹𝑻 𝟏−𝟎
𝑲𝑷 =𝑲𝑪 . 𝑹𝑻 𝟏
𝑲𝑷 > 𝑲𝑪
𝑲𝑷 =𝑲𝑪 . 𝑹𝑻 𝟎
27. Dra María Victoria Castillo - Profesora Adjunta
27
N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)
En el proceso de formación del amoniaco, realizado a 500 °C en un recipiente de 10 litros, se ha encontrado en el
equilibrio la presencia de 6 mol de N2, 4 mol de H2 y 1,12 mol de NH3. determine KP a esa temperatura.
[𝐍𝟐] =
𝟔 𝐦𝐨𝐥
𝟏𝟎 𝐥𝐢𝐭𝐫𝐨𝐬
[𝐍𝟐] = 𝟎, 𝟔
𝒎𝒐𝒍
𝒍𝒊𝒕𝒓𝒐
[𝐇𝟐] =
𝟒 𝐦𝐨𝐥
𝟏𝟎 𝐥𝐢𝐭𝐫𝐨𝐬
[𝐇𝟐] = 𝟎, 𝟒 M
[𝐍𝐇𝟑] =
𝟏, 𝟏𝟐 𝐦𝐨𝐥
𝟏𝟎 𝐥𝐢𝐭𝐫𝐨𝐬
[𝐍𝐇𝟑] = 𝟎, 𝟏𝟏𝟐 𝑴
EXPRESIÓN
𝑲𝑪 =
[𝑵𝑯𝟑]2
[𝑵𝟐] . [𝑯𝟐]3
VALOR DE Kc
𝑲𝑪 =
(𝟎,𝟏𝟏𝟐𝒎𝒐𝒍/𝑳)2
(𝟎,𝟔 𝒎𝒐𝒍/𝑳) . (𝟎,𝟒 𝒎𝒐𝒍/𝑳)3
𝑲𝑪 = 0,33
𝑲𝑷 =𝑲𝑪 . 𝑹𝑻
𝟐−𝟒
𝑲𝑷 =
𝑲𝑪
(𝑹𝑻)𝟐
𝑲𝑷 =
𝟎,𝟑𝟑𝒎𝒐𝒍/𝑳
(𝟎,𝟎𝟖𝟐
𝒂𝒕𝒎.𝑳
𝑲.𝒎𝒐𝒍
.𝟕𝟕𝟑𝑲)𝟐
𝑲𝑷 =8,21 . 10 - 5
RELACIÓN ENTRE KC Y KP
28. Dra María Victoria Castillo - Profesora Adjunta
28
RELACIÓN ENTRE CONSTANTES DE EQUILIBRIO
Cuando se invierte una ecuación, se invierte el valor de KC:
N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) 𝑲𝑪 =
[𝑵𝑯𝟑]2
[𝑵𝟐] . [𝑯𝟐]3
𝑲𝑪 = 0,33 A 500 ºC
2 NH3 (g) N2 (g) + 3 H2 (g) 𝑲𝑪 =
[𝑵𝟐] . [𝑯𝟐]3
[𝑵𝑯𝟑]2 𝑲𝑪 =
𝟏
𝑲𝑪
𝑲𝑪 =
𝟏
𝟎,𝟑𝟑
Si una ecuación se multiplica por un número, la nueva constante de equilibrio es igual a la
constante inicial elevada a ese número:
1
𝟏
𝟐 N2 (g) + 𝟑
𝟐 H2 (g) NH3 (g) 𝑲𝑪 =
[𝑵𝑯𝟑]
[𝑵𝟐]
𝟏
𝟐.[𝑵𝟐]
𝟑
𝟐
𝑲𝑪 = (𝑲𝑪)𝒏 𝑲𝑪 = (𝟎, 𝟑𝟑)
𝟏
𝟐
29. 2 NO(g) + O2 (g) 2 NO2 (g)
Dra María Victoria Castillo - Profesora Adjunta
29
RELACIÓN ENTRE CONSTANTES DE EQUILIBRIO
Cuando dos reacciones se suman (o se restan), sus constantes de equilibrio se
multiplican(o dividen) para obtener la Keq de la reacción global resultante:
N2 (g) + O2 (g) 2 NO (g)
2
1
𝑲𝟏 =
𝑵𝑶 𝟐
𝑵𝟐 . 𝑶𝟐
𝑲𝟐 =
𝑵𝑶𝟐
𝟐
𝑵𝑶 𝟐. 𝑶𝟐
N2 (g) + 2 O2 (g) 2 NO2 (g)
3
𝑲𝟑 = 𝑲𝟏 . 𝑲𝟐 𝑲𝟑 =
𝑵𝑶 𝟐
𝑵𝟐 . 𝑶𝟐
.
𝑵𝑶𝟐
𝟐
𝑵𝑶 𝟐. 𝑶𝟐
𝑲𝟑 =
𝑵𝑶𝟐
𝟐
𝑵𝟐 . 𝑶𝟐
𝟐
30. H2 (g) + I2 (g) 2 HI (g)
0,5
tiempo
0
concentración
Dra María Victoria Castillo - Profesora Adjunta
30
RESOLUCIÓN DE PROBLEMAS
Se coloca una mezcla de 0,500 mol de H2 y 0,500 mol de I2, en un recipiente de acero de 1,0 L de capacidad a 430ºC.
Calcula las [H2], [I2] y [HI] en el equilibrio. La Keq a esa temperatura es de 54,3.
[I2] = [H2]
[HI]
BALANCE
H2 (g) + I2 (g) 2 HI (g)
INICIAL 0,5 mol/L 0,5 mol/L 0 mol/L
EQUILIBRIO (0,5 – x) mol/L (0,5 – x) mol/L 2x mol/L
FRACCIÓN DISOCIADA
𝑲𝑪 =
[𝑯𝑰]2
[𝑰𝟐] . [𝑯𝟐]
𝑲𝑪 =
(2x)𝟐
(0,5− x). (0,5− x) 𝟓𝟒, 𝟑=
(2x)𝟐
(0,5− x)𝟐 𝟓𝟒, 𝟑=
2x
0,5− x
𝟐
𝟓𝟒, 𝟑=
2x
(0,5− x)
𝟕, 𝟑𝟕. 𝟎, 𝟓 − 𝐱 = 𝟐𝐱 x= 0,39
[I2] = [H2]
EN EL EQUILIBRIO
(0,5 -0,39)= 0,11 M
[HI]= 2x (2 . 0,39)= 0,78 M
https://www.geogebra.org/m/YgmM7UZf
31. Dra María Victoria Castillo - Profesora Adjunta
31
RESOLUCIÓN DE PROBLEMAS
https://www.geogebra.org/m/YgmM7UZf
32. Dra María Victoria Castillo - Profesora Adjunta
25
RESOLUCIÓN DE PROBLEMAS
GRADO
DE DISOCIACIÓN α=
nº de moles disociados o consumidos
nº de moles iniciales
[I2] INICIAL = [H2]INICIAL
REACTIVOS
x= 0,39
[I2]= 0,5 M
α=
0,39
0,50 α= 0,78
GRADO
DE DISOCIACIÓN
%
ES EL GRADO DE
DISOCIACIÓN EXPRESADO
ENTANTO %
α% = 0,78 . 100 α%= 78
33. Dra María Victoria Castillo - Profesora Adjunta
26
RESOLUCIÓN DE PROBLEMAS
En un matraz de 5 litros se introducen 2 mol de PCl5 y se establece el siguiente
equilibrio a 250 ºC:
PCl5 (g) PCl3(g) + Cl2 (g) KC = 0,042
Calcular:
a) Las [ ] de cada sustancia en el equilibrio, b) el grado de disociación del PCl5, c) el valor
de KP
https://youtu.be/3https://youtu.be/3qFqeoitlxgqFqeoitlxg
34. Dra María Victoria Castillo - Profesora Adjunta
34
LE
CHÂTELIER
1888
PRINCIPIO
DE
LE CHÂTELIER
Este principio establece que: “cuando se modifican las
condiciones externas que rigen un sistema físico-químico
en equilibrio, el sistema se desplazará de manera de
contrarrestar dicha perturbación”.
EFECTOS EXTERNOS SOBRE LOS EQUILIBRIOS
EQUILIBRIO
QUÍMICO
PRESIÓN
CONCENTRACIÓN
TEMPERATURA
PRINCIPIO DE LE CHÂTELIER
35. Dra María Victoria Castillo - Profesora Adjunta
35
Si a un sistema en equilibrio le añadimos más
cantidad de alguna de las especies presentes,
éste se desplazará en el sentido de disminuir
la concentración de dicha especie.
CAMBIOS EN LA CONCENTRACIÓN
N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)
AUMENTO
36. N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)
36
CAMBIOS EN LA CONCENTRACIÓN
N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)
CAMBIO Desplazamiento del Equilibrio
Aumenta la concentración de producto(s) Izquierda (REACTIVOS)
Decrece la concentración de producto(s) derecha (PRODUCTOS)
Decrece la concentración de reactante(s)
Aumenta la concentración de reactante(s) derecha (PRODUCTOS)
Izquierda (REACTIVOS)
AUMENTO
N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)
DISMINUYE
N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)
AUMENTO DISMINUYE
Dra María Victoria Castillo - Profesora Adjunta
37. Dra María Victoria Castillo - Profesora Adjunta
37
CAMBIOS EN LA CONCENTRACIÓN
N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)
38. Dra María Victoria Castillo - Profesora Adjunta
38
CAMBIOS EN LA CONCENTRACIÓN
SISTEMA EN
EQUILIBRIO
AUMENTAMOS LA
[NO2] EN 1,8 MOL/L
39. Dra María Victoria Castillo - Profesora Adjunta
39
CAMBIOS EN LA CONCENTRACIÓN
Al introducir
Cl2, aumentar
el ncl2 y la P
total del
sistema
40. Dra María Victoria Castillo - Profesora Adjunta
40
N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)
N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)
CAMBIOS EN LA CONCENTRACIÓN
41. Dra María Victoria Castillo - Profesora Adjunta
41
CAMBIOS EN LA PRESIÓN/ VOLUMEN
Cuando en un equilibrio en el que intervienen gases
se modifica la presión, éste se desplazará en el
sentido en que tienda a disminuirla. Por tanto, para
predecir el sentido del desplazamiento deberemos
tener en cuenta la variación en los moles que
reactivos y productos (gases) sufrirían para que
disminuyese la presión.
AUMENTO DE
PRESIÓN
N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)
42. 42
CAMBIOS EN LA PRESIÓN/ VOLUMEN
N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)
AUMENTO DE PRESIÓN
N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)
DISMINUCIÓN DE PRESIÓN
Aumenta la presión Hacia el lado con menor número de moles gaseosos
Disminuye la presión Hacia el lado con mayor número de moles gaseosos
Disminuye el volumen
Aumenta el volumen Hacia el lado con mayor número de moles gaseosos
Hacia el lado con menor número de moles gaseosos
CAMBIO DESPLAZAMIENTO DEL EQUILIBRIO
RECORDEMOS
LEY DE BOYLE
A PRESIÓN ELVOLUMEN
H2 (g) + I2 (g) 2 HI (g)
CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g)
NO AFECTA ESTE
EQUILIBRIO
Dra María Victoria Castillo - Profesora Adjunta
43. Dra María Victoria Castillo - Profesora Adjunta
43
1- SI EN EL EQUILIBRIO NO HAY VARIACIÓN DEL NÚMERO DE
MOLES GASEOSOS Δn=0, EL EQUILIBRIO NO SE VE AFECTADO
POR LOS CAMBIOS DE PRESIÓN.
2- LOS CAMBIOS DE PRESIÓN NO AFECTAN A SÓLIDOS O
LÍQUIDOS YA QUE SON PRÁCTICAMENTE INCOMPRESIBLES,
ESTÉN PRESENTES EN SISTEMAS HOMOGÉNEOS O EN LOS
SISTEMAS HETEROGÉNEOS.
3- ADICIÓN DE UN GAS INERTE (a T y V ctes) ,NO AFECTA EL
EQUILIBRIO
CAMBIOS EN LA PRESIÓN/ VOLUMEN
44. Dra María Victoria Castillo - Profesora Adjunta
44
CAMBIOS EN LA PRESIÓN
En el equilibrio:
𝑃𝐻2
= 2,319 𝑎𝑡𝑚
𝑃𝑁2
= 0,773 𝑎𝑡𝑚
𝑃𝑁𝐻3
= 0,454 𝑎𝑡𝑚
1 atm
Balance
N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)
Equilibrio 0,773 𝑎𝑡𝑚 2,319 𝑎𝑡𝑚 0,454 𝑎𝑡𝑚
Inicial 0,773 𝑎𝑡𝑚 3,319 𝑎𝑡𝑚 0,454 𝑎𝑡𝑚
Nuevo Eq (0,773 − x) (3,319- 3x) (0,454 + 2x) 𝑎𝑡𝑚
𝑲𝑷 =
(𝟎,𝟒𝟓𝟒 𝒂𝒕𝒎+𝟐𝒙)2
(𝟎,𝟕𝟕𝟑−𝒙) . (𝟑,𝟑𝟏𝟗−𝟑𝒙)3
𝑲𝑷 =
𝑷𝑵𝑯𝟑
𝟐
𝑷𝑵𝟐
. 𝑷𝑯𝟐
𝟑
1 2
1
2
3
3
En este caso….
¡¡¡consideramos el
Volumen constante!!
45. Dra María Victoria Castillo - Profesora Adjunta
45
CAMBIOS EN LA TEMPERATURA
N2O4 (g) 2 NO2 (g) ΔHº= (+)
PROCESO ENDOTÉRMICO
DISMINUYE T
[N2O4]
AUMENTA T
[NO2]
ALVARIAR LA
TEMPERATURA
DESPLAZAMIENTO DEL EQUILIBRIO
CAMBIO EN ELVALOR DE LA Keq
2 NO2 (g) N2O4 (g) ΔHº= (-)
PROCESO EXOTÉRMICO
A <T
46. Dra María Victoria Castillo - Profesora Adjunta
46
CAMBIOS EN LA TEMPERATURA
PROCESO EXOTÉRMICO
DISMINUYE T
[N2O4]
AUMENTA T
[NO2]
2 NO2 (g) N2O4 (g) ΔHº= (-)
A <T
47. 47
CAMBIOS EN LA TEMPERATURA
[Co(H2O)6] 2+
(ac) + 4 Cl –
(ac) [CoCl4]2-
(ac) + 6 H2O (l) ΔHº= (+)
[Co(H2O)6] 2+ [CoCl4]2-
A >T
EQUILIBRIO
A <T
CAMBIO Reacción exotérmica
ΔHº= (-)
Aumenta la temperatura K decrece
K aumenta
Reacción endotérmica
ΔHº= (+)
Disminuye la temperatura K aumenta
K decrece
Dra María Victoria Castillo - Profesora Adjunta
48. ADICIÓN DE UN CATALIZADOR
Dra María Victoria Castillo - Profesora Adjunta
48
1- NO CAMBIA ELVALOR DE K
2- NO DESPLAZA A UN SISTEMA
EN EQ.
3- EL SISTEMA ALCANZARÁ MÁS
RÁPIDO EL EQUILIBRIO (INFLUYE
EN LA 𝒗reacción )
49. Dra María Victoria Castillo - Profesora Adjunta
49
N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)
ADICIÓN DE UN CATALIZADOR
50. Dra María Victoria Castillo - Profesora Adjunta
50
RELACIÓN ENTRE ENERGÍA LIBRE DE GIBBS Y Keq
ΔG
ENERGIA LIBRE
DE GIBBS
LA CONDICIONTERMODINAMICA DE
ESPONTANEIDAD DE UN PROCESO
EN UN SISTEMA A PYT CTES
ΔG = ΔGº + RT ln Q COCIENTE DE REACCIÓN
VARIACIÓN DE LA E LIBRE
EN COND STANDARD
SENTIDO DE
DESPLAZAMIENTO
AVANCE DE LA REACCION Q
ENERGIA
LIBRE
ΔG
AVANCE DE LA REACCION Q
ENERGIA
LIBRE
ΔG
PRODUCTOS REACTIVOS
51. Dra María Victoria Castillo - Profesora Adjunta
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RELACIÓN ENTRE ENERGÍA LIBRE DE GIBBS Y Keq
ΔG = ΔGº + RT ln Q
EN EL EQUILIBRIO
ΔG= 0
ΔGº =- RT ln Keq K =𝒆
−∆𝑮°
𝑹𝑻
G° 0 K > 1 en el equilibrio se favorecen los productos
G° 0 K < 1 en el equilibrio se favorecen los reactivos
G° = 0 K=1 el sistema está en equilibrio
52. Dra María Victoria Castillo - Profesora Adjunta
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RELACIÓN ENTRE ENERGÍA LIBRE DE GIBBS Y Keq
ΔG = ΔGº + RT ln Q
ΔG = RT ln(Q/ K)
Q < Kc G 0
Q > Kc G 0
Q = Kc G = 0
La relación entre Q y K nos indica en qué sentido se desplaza un equilibrio
ΔG =- RT ln Keq + RT ln Q
53. Dra María Victoria Castillo - 2021
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BIBLIOGRAFÍA
QUÍMICA. R Chang, K. Goldsby 2013 11 Edición Ed Mc Graw Hill
QUÍMICA LA CIENCIA CENTRAL. Brown,T LeMay H Bursten, B Murphy, C 2009
11 Edición Ed Prentice Hall
INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA GENERAL. Brandán, S.A. et al. Ediciones:2011-
2012-2013-2014-2015-2016-2017-2018-2019
54. Dra María Victoria Castillo - Profesora Adjunta
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CO (g) + 3 H2 (g) CH4 (g) + H2O (g)
ES DINÁMICO
[R] Y [P] CONSTANTES EN EL EQUILIBRIO
El equilibrio químico es un tema importante en la química porque permite entender la estabilidad de las sustancias químicas y cómo las condiciones del equilibrio afectan la producción de los productos químicos. Además, el conocimiento del equilibrio químico es esencial para diseñar procesos químicos eficientes, controlar la calidad de los productos químicos y predecir el comportamiento de los sistemas químicos en diferentes condiciones. En resumen, el estudio del equilibrio químico es fundamental para la comprensión y el control de los procesos químicos en una amplia gama de aplicaciones industriales y científicasEl equilibrio químico, tanto en el laboratorio como en la industria, reviste gran importancia ya que permite predecir las condiciones de presión, temperatura y concentración de un proceso químico para aumentar el rendimiento del mismo. como la síntesis del amoníaco (proceso Haber) usado mucho en fertilizantes o la producción de hierro metálico por reducción del mineral de hierro.
Existen también equilibrios en la naturaleza, como la formación de la capa de ozono, o de estalactitas y estalagmitas, entre otros
Esta clase abarcara los siguientes contenidos
SON OBJETIVOS DE ESTA CLASE, que luego sean capaces
El paso del calor de un cuerpo con temperatura alta a otro con menor temperatura, la expansión de un gas sometido a alta presión hacia regiones de baja presión, la oxidación de un clavo
Estas imágenes nos muestran procesos irreversibles pero, cambiando mínimamente las condiciones en las que se realizan estos procesos ,pueden volverse reversibles. de agua en la misma. En el caso del iodo…. En el recipiente tendremos iodo en dos estados: sólido y gaseoso. Si cerramos herméticamente el recipiente, estaremos frente a una situación donde tendremos ambos estados y llegará un momento donde la coloración en el recipiente se mantendrá constante. En este caso el sistema alcanzó un equilibrio físico ya que estamos hablando de una misma sustancia que sólo cambia su estado de agregación
En la naturaleza hay muchos procesos REVERSIBLES, es decir, procesos que se dan en dos sentidos. Así, son ejemplos de procesos físicos reversibles la sublimación de un sólido en un recipiente cerrado, la evaporación de un líquido en un recipiente cerrado...
.
Cuando se lleva a cabo una reacción química podemos encontrarnos con las siguientes situaciones: Las concentraciones iniciales de los reactivos van disminuyendo con el tiempo hasta que (si las cantidades son las estequiométricas) se agotan por completo y obtenemos, exclusivamente, los productos de la reacción. Esto sucede cuando los productos son mucho más estables que los reactivos en las condiciones en las que se lleva a cabo la reacción, o cuando uno de los productos es retirado del medio de reacción (formación de un precipitado altamente insoluble, desprendimiento en forma de gas... etc).
En este caso la reacción transcurre hasta que los reactivos se agotan por completo. en un solo sentido y la representamos con una sola flecha que se dirige hacia la derecha.
La mayoría de la reacciones químicas son procesos REVERSIBLES, donde reaccionantes dan lugar a los productos que reaccionan entre si para regenerar los reactivos. La reacción transcurre en ambos sentidos.
Al inicio de un proceso reversible, en el tpo cero, solo tenemos concentración de reactivos. la reacción lleva a la formación de productos. A esta reacción la llamaremos reacción directa , la cual tiene una velocidad de reacción Tan pronto se forman alguna moléculas de amoníaco, comienza el proceso inverso, dando lugar a moléculas de reactivo. A esta reacción la llamaremos reacción inversa, la cual tiene una velocidad de reacción que representamos con la curva azul
El proceso continua hasta que la velocidad de formación de los productos es igual a la velocidad de descomposición de éstos para formar nuevamente los reactivos de los que proceden. Es decir, se llega a un estado dinámico en el que las concentraciones de todas las especies reaccionantes (reactivos y productos) permanecen constantes
En el momento que las velocidades de reacción directa e inversa se igualan, y las concentraciones permanecen constantes se dice que el sistema alcanzó el equlibrio
Sistema cerrado: es decir, no hay intercambio de materia con el exterior. No entra ni salen nuevas sustancias
La temperatura sea uniforme
Se observe constancia ya sea en el color, viscosidad, masa. SE CARACTERIZA XQ SUS PROPIEDADES MACROSCÓPICAS NO VARIAN CON EL TPO
En la imagen del iodo, podemos observar que se alcanzó el equilibrio cuando el color en el balón permanece constante en el tiempo
PODEMOS DECIR QUE EL EQUILIBRIO QCO ES UN ESTADO EN EL QUE NO SE OBSERVAN CAMBIOS A MEDIDA QUE TRANSCURRE EL TIEMPO. SE CARACTERIZA XQ SUS PROPIEDADES MACROSCÓPICAS NO VARIAN CON EL TPO
Las velocidades de la reacción directa e inversa son iguales.
ES DINÁMICO: A escala macroscópica: las concentraciones de todos los reactivos y productos permanecen constantes en el tiempo.
A escala microscópica (molecular): las velocidades de las reacciones directa e inversa son iguales (equilibrio dinámico). No es que dejan de reaccionar, sino que la velocidades de formación en un sentido y otro son iguales, de manera que las concentraciones se mantienen constantes y la coloración que se observa (prop macroscópica) se mantiene constante.
Es importante diferenciar entre el equilibrio en términos de velocidad, en el que ambas velocidades son iguales, del equilibrio en términos de concentraciones, donde éstas pueden ser, y normalmente son, distintas. Las concentraciones de R y P permanecen constantes….no son iguales entre si.
Es importante diferenciar entre el equilibrio en términos de velocidad, en el que ambas velocidades son iguales, del equilibrio en términos de concentraciones, donde éstas pueden ser, y normalmente son, distintas. Las concentraciones de R y P permanecen constantes….no son iguales entre si.
Los átomos se encuentran ordenados en la red cristalina y poseen una energía mínima. Teniendo en cuenta que LA ENTROPÍA ES UNA MEDIDA CUANTITATIVA DEL CAOS O DESORDEN MOLECULAR
Las moléculas del co2 se mueven libremente y al azar en todo el recipiente , poseen mayor energía q los sólidos por lo tanto tienen mayor entropía. La tendencia hacia la entropía máxima, favorece a la reacción de DESCOMPOSICIÓN. Mientras la DESCOMPOSICIÓN requiere de energía para romper los enlaces en Caco3 se requiere de energía,
Determinar la velocidad y el orden de una reacción lo veremos en unidad 9 con profundidad
Que el equilibrio se vea favorecido hacia la derecha, no significa que la reacción inversa no esté sucediendo. El tetróxido es incoloro, pero en el recipiente existen algunas moléculas de producto
no es otra cosa que la derivada de la recta tangente a la curva en ese instante.
Esta reacción endotérmica tiene un valor de entalpía de ΔHº= 58,04 kJ/mol.
existe una relación entre las concentraciones de reactivos y productos cuando se alcanza el equilibrio que fue deducida por Guldbeerg y Waage Realizaron una descripción cuantitativa del equilibrio , la cual la expresaron en forma de ley, y que conocemos como la ley de acción de masas. kd y ki se llaman constantes de velocidad específicas.
La cte de equilibrio es un parámetro que es característica de cada reacción, sólo depende de la temperatura.
La constante de equilibrio es una estimación de lo desplazado que está el equilibrio hacia la derecha o la izquierda. Es decir, de la mayor o menor tendencia de los reactivos a consumirse completamente transformándose en productos.
UNIDADES Y CUANDO LAS USAMOS? EXPRESAMOS EN CONCENTRACIONES MOLARES EN SOLUCIONES Y EN EL CASO DE LOS GASES PODEMOS EXPRESAR EN FCION DE LAS PRESIONES PARCIALES DE CADA GAS
EN LA EXPRESION DE LA Keq , TAMPOCO SE INCLUYEN LOS LIQUIDOS PUROS, COMO VEREMOS MAS ADELANTE EN EQULIBRIO IONICO.
El proceso Haber para obtener amoníaco recibió este nombre debido a sus creadores (Haber y Bosch). En el proceso ideado por ellos, el amoníaco es producido a altas temperaturas (500|C y 250 atm de P) esta es una reacción exotérmica. entalpia de -46,4 kJ/mol
Si el valor de la K eq es muy grande, indica que el equilibrio está desplazado hacia la derecha, es decir, que en este sistema, cdo se establece el equilibrio, casi todos los reactivos se han convertido en productos. En ese caso, la[P] >>[R]. La representación gráfica de esta situación lo podemos ver en la imagen 1
Si K es muy pequeña , es un indicativo de que el equilibrio se estableció y la mayoría de los reactivos quedaron sin reaccionar formándose solo pequeñas cantidades de productos y donde [R] >[P]. Esto lo vemos en la imagen 2, mientras que la K = 1 , en el caso que las concentraciones de R y P sean iguales o muy próximas
Las especies que intervienen en el cálculo de Kc son aquellas que pueden variar su concentración. Por lo tanto, son sustancias gaseosas o que están en disolución, tanto en equilibrios homogéneos como para heterogéneos. Cuando un sólido puro o un líquido puro participan en un equilibrio heterogéneo, su concentración no se incluye en la expresión de equilibrio para la reacción porque los valores de sus concentraciones permanecen constantes y se incluyen en el valor de K.
Si bien, las concentraciones del carbonato de calcio y del oxido de calcio no participan de la expresión de la constante deben estar presentes en el sistema para alcanzar el equilibrio.
Cociente de reacción: esta definido por la LAM , donde nos indicaban GULDBERG y WAAGE, que existía a temperatura cte , una relación dentre las concentraciones de reactivos y productos. Esta relación existe a en cualquier etapa de la reacción. Cdo la velocidad de la reacción directa iguala a la velocidad de la reacción inversa, el sistema está en equilibrio y este coeficiente de reacción es lo que llamamos K de eq . Bien, ahora que ocurre al inicio de la reacción? Dde la vel de la reacción directa es mucho mayor q la v de la reacción inversa?
Si Q<Kc, el sistema no está en equilibrio y para que se alcance el mismo es necesario que Q aumente, lo que ocurrirá cuando el numerador aumente y el denominador disminuya. La reacción transcurrirá de izquierda a derecha.
Si Q>Kc, el sistema no está en equilibrio y para que se alcance el mismo es necesario que Q disminuya, lo que ocurrirá cuando el denominador aumente y el numerador disminuya. La reacción transcurrirá de derecha a izquierda.
¿cómo saber si está en equilibrio?, si no lo está ¿tenderá a formar reactivos o productos?
Para contestar estas preguntas debemos calcular el cociente de reacción Q y compararlo con Kc.
Aunque los valores que se emplean para Kc están numéricamente relacionados con las concentraciones molares, Kc se considera adimensional, es decir, no tiene unidades
En este sistema cerrado, tendremos una mezcla de gases y cada uno se comporta como si estuviera solo,por lo tanto a partir de la ecuación de estado, podemos calacular la concentración de cada uno de ellos
Las especies que intervienen en el cálculo de Kc son aquellas que pueden variar su concentración. Por lo tanto, son sustancias gaseosas o que están en disolución, tanto en equilibrios homogéneos como para heterogéneos. Cuando un sólido puro o un líquido puro participan en un equilibrio heterogéneo, su concentración no se incluye en la expresión de equilibrio para la reacción porque los valores de sus concentraciones permanecen constantes y se incluyen en el valor de K.
Si bien, las concentraciones del carbonato de calcio y del oxido de calcio no participan de la expresión de la constante deben estar presentes en el sistema para alcanzar el equilibrio.
Aunque los valores que se emplean para Kc están numéricamente relacionados con las concentraciones molares, Kc se considera adimensional, es decir, no tiene unidades
Incorporamos un nuevo concepto que es el grado de disociación: es el cociente entre el numero de moles disociados y el numero total de moles iniciales
Existen algunos factores como la presión, la temperatura o la concentracion de reactivos y productos que pueden provocar un cambio en la posición de un equilibrio químico. Esto quiere decir que si los modificamos una vez que la reacción ya alcanzó el equilibrio, el sistema evoluciona de nuevo hasta restablecer un nuevo equilibrio.
Este hecho fue estudiado por el químico francés Le Chatelier en 1885, enunciando la ley o
principio químico que lleva su nombre. Y ESTABLECE QUE
En la industria, se utiliza mucho desplazar el equilibrio de manera de favorecer la formación de algún producto. , como es el caso del método Haber, para la obtención de amoníacoLa importancia de la reacción radica en la dificultad de producir amoníaco a un nivel industrial. Aunque alrededor del 78.1% del aire que nos rodea es nitrógeno, es relativamente inerte por los resistentes enlaces triples que mantienen las moléculas unidas.
En este ejemplo, podemos observar que, abriendo la llave, ingresa una cierta cantidad de cloro gaseoso, que ocupará el volumen del recipiente. Podemos ver que aumenta el numero de moles y la P dentro del recipiente, pero el volumen del recipiente no varía. También se observa inicialmente que Q= K. Al adicionar el cloro, varía el valor de Q, ya que perturbamos el equilibrio
SI EN EL EQUILIBRIO NO HAY VARIACIÓN DEL NÚMERO DE MOLES GASEOSOS Δn = 0, EL EQUILIBRIO NO SE VE AFECTADO POR LOS CAMBIOS DE PRESIÓN.
LOS CAMBIOS DE PRESIÓN NO AFECTAN A SÓLIDOS O LÍQUIDOS YA QUE SON PRÁCTICAMENTE INCOMPRESIBLES,
ADICIÓN DE UN GAS INERTE (a T y V ctes) ,NO AFECTA EL EQUILIBRIO
A modo de ejemplo les dejo un problema donde se realiza un aumento de Presión sobre el equilibrio. Veremos que el eq se desplazará hacia la derecha , dde hay menor numero de moles en estado gaseoso y deberemos realizar un nuevo balance para determinara las presiones parciales en el nuevo equlibrio
En un proceso endotérmico, un aumento de temperatura, desplazará al equilibrio favoreciendo este proceso.
En un proceso exotérmico, una disminución de temperatura, desplazará al equilibrio favoreciendo este proceso.
En el teorico practico verán con mayor profundidad la resolución de problemas
Si bien es un equlibrio, donde observamos desplazamiento por aumento de concentración. Una vez alcanzado el equlibrio, al variar la temperatura del sistema, podremos observar los diferentes coloresde las sales de cobalto II
LA ENERGIA LIBRE DE GIBBS ES OTRA VARIABLE TERMODINAMICA, LA CUAL NOS PERMITE PREDECIR SI UNA REACCIÓN ES ESPONTANEA O SI SE ENCUENTRA EN ESTADO DE EQUILIBRIO. En la primera grafica podemos ver la curva azul que representa los reactivos
Vemos que, en cualquier momento, ΔG depende de la composición del sistema por medio del cociente de reacción Q.
Cuando se alcanza el equilibrio ΔG = 0 y Q = K
La base “e” cuando está elevada a un numero negativo da como resultado números menores que 1
Ln de un numero <1 da como resultado un numero negativo
Finalmente se muestra La bibliografía con la que se preparó la clase la cual esta a disposición de los alumnos tanto en la cátedra como la biblioteca de la facultad.
Aquí en la grafica veremos como varía la concentración de [H2] y [CH4] respectivamente