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Las reacciones químicas pueden ser:

EQUILIBRIO QUIMICO. La ecuación química indica además el estado físico de las especies participantes:. (s): estado sólido. (l): estado líquido. (g): estado gaseoso. (ac): solución acuosa. Las reacciones químicas pueden ser:.  Irr eversibles :.

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Las reacciones químicas pueden ser:

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  1. EQUILIBRIO QUIMICO La ecuación química indica además el estado físico de las especies participantes: (s): estado sólido (l): estado líquido (g): estado gaseoso (ac): solución acuosa Las reacciones químicas pueden ser:

  2.  Irreversibles: Ocurren hasta que alguno de los reactantes se consume totalmente. La flecha apunta a la derecha. 2 Mg (s) + O2 (g) 2 MgO (s) Ca(OH)2 (s) + 2 HCl (ac)  CaCl2 (ac) + H2O (l) Reversibles: La flecha apunta en los dos sentidos. Los productos formados reaccionan regenerando las sustancias originales H2 (g) + CO2 (g) H2O (g) + CO (g)

  3. El equilibrio químico estudia reacciones gaseosas en recipientes cerrados. Si la reacción: A (g) + B (g) C (g) + D (g) ocurre en recipientes cerrados, los productos formados, C y D chocan entre sí y regeneran A y B. Se verifican dos reacciones: una directa entre A y B para formar C y D, y una inversa entre C y D para regenerar A y B.

  4. Al inicio solo ocurre la reacción directa. Una vez formados C y D también ocurre la reacción inversa. Al pasar el tiempo la velocidad de la reacción directa decrece (pues las concentraciones de A y B disminuyen) y la reacción inversa aumenta su velocidad al crecer las concentraciones de C y D. Finalmente ambas reacciones ocurren a la misma velocidad y la mezcla de reacción alcanza un estado de equilibrio dinámicodonde coexisten reactantes y productos y sus concentraciones permanecen constantes.

  5. El equilibrio químico se alcanza cuando: §Se igualan las velocidades de las reacciones directa e inversa. §Las concentraciones de reactivos y productos permanecen constantes en el tiempo, sin cambios visibles en el sistema.

  6. H2O (l) H2O (g) N2O4(g) 2NO2(g) En el equilibrio químico participan distintas sustancias como productos y reactivos. Equilibrio químico El equilibrio entre dos fases de la misma sustancia se denomina equilibrio físico debido a que los cambios que ocurren son procesos físicos. Equilibrio físico

  7. Equilibrio homogéneo: ocurre en reacciones en que todas las especies reaccionantes se encuentran en la misma fase 2 NO (g) + Cl2 (g) 2 NOCl (g) Equilibrio heterogéneo: ocurre en reacciones en las que alguna de las especies reaccionantes se encuentra en una fase diferente. CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g)

  8. La reversibilidad se indica con: - una doble flecha  - una flecha de dos puntas - un signo igual = En la reacción: H2 (g) + I2 (g)  2 HI (g) tan pronto como se forma HI, comienza su descomposición 2 HI (g) H2 (g) + I2 (g) y la reacción es reversible: H2 (g) + I2 (g) 2 HI (g)

  9. Concentraciones (mol/l) [HI] [I2] [H2] Tiempo (s) Variación de concentración molar [ ] con el tiempo:H2 (g) + I2 (g) 2 HI (g) º º º º º EQUILIBRIO QUIMICO º º º º º º º º º º [H2]eq[I2]eq[HI]eq [H2]0[I2]0[HI]0

  10. El equilibrio químico se alcanzará tanto si se parte de los reactivos, de los productos o de una mezcla de ambos. Ej) Síntesis de amoniaco (NH3) a partir de nitrógeno (N2) e hidrógeno (H2)a altas presiones y en presencia de un catalizador. N2 (g) + 3H2 (g) 2NH3 (g)

  11. Partiendo solo de los reactivos (en cualquier proporción) la reacción llega al equilibrio, donde [N2], [H2] y [NH3] permanecenconstantes Partiendo de solo NH3, a igual presión y con idéntico catalizador, se llegaal mismo equilibrio Concentraciones Concentraciones

  12. La constante de equilibrio (K). Ley de acción de masas de Guldgerg y Waage La expresión de la constante de equilibrio (es adimensional) lleva la concentración de productos en el numerador y de reactantes en el denominador todos elevadas a las potencias respectivas. Si se expresa en función de concentraciones se denomina Kc y si está en función de presiones parciales de los gases se denota Kp. La constante de equilibrio depende de la temperatura a la que ocurre la reacción

  13. Para una reacción general: a A (g) + b B (g) c C (g) + d D (g) Para la reacción: H2 (g) + I2 (g) 2 HI (g)

  14. Relación entre Kc y Kp Si definimos: n = moles de productos - moles de reactantes se cumple que: Kp = Kc (RT)n La expresión de la constante de equilibrio de reacciones heterogéneas solo incluye las sustancias que participan en estado gaseoso o en solución acuosa.

  15. 2 NaHCO3 (s) Na2CO3 (s) + H2O (g) + CO2 (g) Kc = [H2O] · [ CO2] Kp = PH2O · PCO2 H2O (l) H2O (g) Kc = [H2O] Kp = PH2O H2O (g) H2O (l) Kc = 1 / [H2O] Kp = 1 / PH2O

  16. FeNCS2+ (ac) Fe3+ (ac) + NCS- (ac) Porcentaje de disociación

  17. Ej) La relación entre Kp y Kc para la reacción: 5 CO (g) + I2O5 (s) I2 (g) + 5 CO2 (g) es: A) Kp = Kc B) Kc = Kp RT C) Kp = Kc RT D) Kp = Kc (RT)-1 E) Ninguna de las anteriores

  18. Ej) Para la reacción: H2 (g) + I2 (g) 2 HI (g) Kc = 50, entones Kc para la reacción: HI (g) ½ H2 (g) + ½ I2 (g) A) B) C) 1 / 50 D) 50 E) (50)2

  19. Si se invierte la reacción tenemos: 2 HI (g) H2 (g) + I2 (g) Si la ecuación anterior se divide por 2 tenemos: HI (g) ½ H2 (g) + ½ I2 (g) Respuesta: B

  20. Ej) Para la reacción: PCl5 (g) PCl3 (g) + Cl2 (g) Kc = 3,30 a 760 K. Calcule las concentraciones en el equilibrio de todas las especies producto de la descomposición de 0,75 moles de PCl5 en un recipiente de 5 L. De acuerdo a la estequiometría de la reacción: 1 mol de PCl5 genera 1 mol de PCl3 y 1 mol de Cl2 La concentración inicial de PCl5 es 0,15 M y una fracción de éste se descompone.

  21. Si esa fracción la llamamos x, entonces si se descompone x mol/L de PCl5 deberá formarse x mol/L de PCl3 y x mol/l de Cl2. PCl5 (g) PCl3 (g) + Cl2 (g) Conc. inicial: 0,75/5 0 0 0,15 M Conc. en equil. 0,15 – x x x

  22. 3,30 (0,15 – x) = x2 0,495 – 3,30 x = x2 Reordenando x2 + 3,30 x – 0,495 = 0 Fórmula para resolver una ecuación de segundo grado del tipo:Ax2 + Bx + C = 0

  23.  x’ = -3,444 y x” = 0,144 Como x representa una concentración, el valor negativo NO TIENE SENTIDO Concentraciones en el equilibrio [PCl3] = [Cl2] = 0,144 M [PCl5] = 0,15 - 0,144 = 0,006 = 6 x 10-3 M

  24. En ciertas condiciones es posible evitar la resolución de la ecuación de segundo grado. Esto es posible si se cumple la siguiente condición: APROXIMACION 1000 ● Kc  Co (concentración inicial) Si la disociación es pequeña entonces: Co – x  Co, es decir la fracción x es despreciable. Entonces: El problema anterior no cumplía esta condición ¿1000 ● 3.30  0,15? ¡NO! y se tuvo que resolver la ecuación de segundo grado

  25. Ej) Para la reacción no balanceada: HI (g) H2 (g) + I2 (g) Kc = 2,02 x 10-2 a 458ºC. Si se ubica 1 mol de HI en un recipiente de 5 L determine: a) La concentración de todas las especies en el equilibrio. b) el porcentaje de disociación del HI 2 HI (g) H2 (g) + I2 (g) Conc. inicial: 1/5 M 0 0 0,2 M Conc. en eq: 0,2 - x x/2 x/2 0,2 - 2x x x

  26. 0,0284 – 0,2842 x = x x = 0,022 Concentraciones en el equilibrio [H2] = [I2] = 0,022 M [HI] = 0,2 – 2(0,022) = 0,156 M b)

  27. Ej) Se introduce en un reactor de 10 L una mezcla de 4 moles de N2(g) y 12moles de H2(g). a)escriba la reacción de equilibrio. b)Una vez alcanzado el equilibrio hay 0,92 moles de NH3(g). Determine las concentraciones de N2 e H2 en el equilibrio y la constante Kc. N2(g) + H2(g) NH3(g) a)N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)

  28. b)Equilibrio:N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) Conc. inicial: 4/10 12/10 0 Conc. en equil.: 0,4 – x 1,2 – 3x 2x =0,92/10  x = 0,046 conc. eq(mol/L): 0,354 1,062 0,092 NH32 (0,092)2Kc = ————— = ——————— = 1,996 · 10–2H23· N2 (1,062)3· 0,354

  29. Ej) Kp = 4 a 25ºC para la reacción: 2 H2CO2 (g) H4C2O4 (g) Si inicialmente la presión parcial de H2CO2 es de 2 atm, ¿cuáles son las presiones parciales de H2CO2 y H4C2O4 en el equilibrio?. R) 0,44 atm (H2CO2) y 0,78 atm (H4C2O4)

  30. Cociente de reacción (Q) Para una reacción general: a A (g) + b B (g) c C (g) + d D (g) se llama cociente de reacción a: Tiene la misma fórmula que la Kc pero las concentraciones no son las de equilibrio.

  31. Si Qc = Kc entonces el sistema está en equilibrio Si Qc < Kc el sistema evolucionará hacia la derecha. Aumentarán las concentraciones de los productos y disminuirán las de los reactivos hasta que Q se iguale con Kc. Si Qc > Kc el sistema evolucionará hacia la izquierda. Aumentarán las concentraciones de los reactivos y disminuirán las de los productos hasta que Q se iguale con Kc.

  32. Ej) En un recipiente de 3 L 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 la reacción 2 HI(g)  H2(g) + I2(g) • ¿se encuentra en equilibrio? • b) Si no, ¿Cuántos moles de HI, H2 e I2 habrán en el equilibrio? a)

  33. Q > Kc: el sistemano se encuentraen equilibrio y la reacción se desplazará hacia la izquierda. b) Equilibrio: 2 HI(g)  I2(g) + H2(g) Moles inic.: 0,6 0,3 0,3 Moles equil. 0,6 + 2 x 0,3 – x 0,3 – x 0,6 + 2 x 0,3 – x 0,3 – x conc. eq(mol/L) ———— ———— ———— 3 3 3

  34. Resolviendo se obtiene que: x= 0,163 moles Equil: 2 HI (g)  I2 (g) + H2 (g) Mol eq: 0,6+2·0,163 0,3–0,163 0,3–0,163 n(HI) = 0,93 mol n(I2) = 0,14 mol n(H2) = 0,14 mol

  35. Factores que afectan al estado de equilibrio Condiciones de la reacción como: temperatura, presión y concentración, pueden desplazar un equilibrio. El efecto de estos cambios sobre el equilibrio puede predecirse mediante el PRINCIPIO DE LE CHATELIER. "Al aplicar un cambio sobre un sistema en equilibrio, éste reacciona desplazando el equilibrio en la dirección que contrarresta tal cambio".

  36. 1) Temperatura Las reacciones químicas involucran cambios de energía. Reacciones exergónicas: liberan energía. Reacciones endergónicas: requieren energía Si los cambios de energía toman la forma de energía calórica, se denominan: Exotérmicas: si liberan calor Endotérmicas: si absorben calor.

  37. Reacción exotérmica C (s) + O2 (g) CO2 (g) Q = - 94,05 kcal C (s) + O2 (g) CO2 (g) + 94,05 kcal Reacción endotérmica H2 (g) + I2 (g) 2 HI (g) Q = 12,40 kcal H2 (g) + I2 (g) + 12,40 kcal 2 HI (g)

  38. Ley de Van't Hoff: El aumento de temperatura desplaza un equilibrio en el sentido en que la reacción es endotérmica (consume calor). La disminución de temperatura desplaza un equilibrio en el sentido en que la reacción es exotérmica (libera calor).

  39. CO(g) + 2 H2(g) CH3OH(g) Q=-22 Kcal La reacción directa libera calor (exotérmica) mientras que la inversa lo absorbe (endotérmica). Si se aumenta la temperatura del sistema el equilibrio se desplazará a la izquierda. ¿Cómo se favorece la formación de CH3OH?. R) Disminuyendo la temperatura.

  40. 2)Presión Un aumento de P (disminución de V) desplaza el equilibrio hacia donde hay menos moles. Una disminución de P (aumento de V) desplaza el equilibrio hacia donde hay más moles. N2 (g) + 3H2 (g) 2NH3 (g) ¿Qué efecto tiene un aumento de P? R) El equilibrio se desplaza hacia la derecha

  41. Si n = 0: la variación de P (o V) no modifica su punto de equilibrio. Si n > 0: Si V aumenta, el equilibrio se desplaza a la derecha. Si V disminuye, el equilibrio se desplaza a la izquierda. Si n < 0: Si V aumenta, el equilibrio se desplaza a la izquierda. Si V disminuye, el equilibrio se desplaza a la derecha.

  42. 3)Concentración Si aumenta la concentración de reactantes el equilibrio se desplaza a los productos (derecha). Si aumenta la concentración de productos el equilibrio se desplaza a los reactantes (izquierda). N2O4 (g) 2 NO2 (g) a) Si aumenta la [N2O4] b) Si aumenta la [NO2] R) El equilibrio se desplaza: a) a la derecha b) a la izquierda 4) Catalizadores Aumentan la velocidad para alcanzar el equilibrio pero NO lo desplazan en ningún sentido.

  43. Ej) Para la reacción no igualada, Kp = 0,23 a 100ºC: NaHCO3 (s) Na2CO3 (s) + CO2 (g) + H2O (g) Inicialmente hay 3,00 mol de NaHCO3 en un recipiente cerrado de 1 L. ¿Cuál es la presión total (en atm) en el equilibrio?. A) 0,48 B) 0,96 C) 1,44 D) 1,92 E) 2,38

  44. 2 NaHCO3 (s) Na2CO3 (s) + H2O (g) + CO2 (g) Kp =p CO2  p H2O De acuerdo a la estequiometría de la reacción: Por cada 1 mol CO2 se genera 1 mol de H2O  p CO2= p H2O = 0,23 = 0,48 atm PT =p CO2+ p H2O = 0,48 + 0,48 = 0,96 atm

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