Capítulo II Equilibrio Químico

Cátedra I Química General II
Autor I Ana Baruzzi, Carla Giacomelli
Capítulo II
Equilibrio Químico
1. Naturaleza del equilibrio químico
2. La constante de equilibrio
3. Aspectos cuantitativos del equilibrio químico
4. Perturbación del equilibrio químico
5. Aplicaciones del equilibrio químico
Reacciones ácido-base (Capítulo III)
Reacciones de precipitación (Capítulo IV)
Reacciones de óxido-reducción (Capítulo V)
Equilibrio Físico:
Vapor
Líquido
Vapor
Líquido
Evaporación
Condensación
Equilibrio
Presión
Presión de vapor
Presión de Vapor (mmHg)
Tiempo
800
700
H2O(l)
600
H2O(g)
500
Aumento de la temperatura
400
300
Aumento de la presión de vapor
200
100
0
0
20
40
60
80
100
Temperatura (oC)
El equilibrio físico:
Se representa con ':
tienen lugar la evaporación y la condensación
Es dinámico:
ambos procesos ocurren a igual velocidad
Depende de la temperatura
1
Formación de estalactitas y estalagmitas:
En las grutas:
CaCO3(s)
Depósitos:
Gota de agua:
H2O(l) + CO2(ac)
Reacción de disolución:
CaCO3(s) + H2O(l) + CO2(ac)
Ca2+(ac) + 2HCO3-(ac)
Reacción de precipitación:
Ca2+(ac) + 2HCO3-(ac)
CaCO3(s) + H2O(l) + CO2(g)
Reacción química reversible
Ca2+(ac)
+ 2HCO3-(ac)
CaCO3(s) + H2O(l) + CO2(g)
2
En el laboratorio:
Reacción de precipitación
+
CaCl2(ac)
NaHCO3(ac)
CaCO3(s) + CO2(g) + H2O (l)
CO2(g)
CaCl2(ac) + NaHCO3 (ac)
Reacción de disolución
+
CaCO3(s)+ H2O (l)
Cómo se alcanza el equilibrio?
Moles
Moles
CO2
Ca2+
Tiempo
Desde
Reactantes
CaCO3(s) + H2O(l) + CO2(g)
CO2
CO2
Moles
Ca2+(ac) + 2HCO3-(ac)
Ca2+
Ca2+
Tiempo
Desde
Productos
Tiempo
Con Reactantes y
Productos
En el equilibrio: velocidad de la reacción de precipitación
es igual a la
velocidad de la reacción de disolución
Características del equilibrio químico
Reversible
La naturaleza y las propiedades del estado de
equilibrio son las mismas, independientemente de
la dirección desde la que se alcanza.
Dinámico
Situación permanente mantenida por la igualdad
de las velocidades de dos reacciones químicas
opuestas.
Espontáneo
Un sistema evoluciona espontáneamente hacia el
estado de equilibrio y sólo se aparta de este
estado por una perturbación externa.
Descripción del equilibrio químico
Concentraciones de reactantes y productos
Función única a una dada temperatura
Constante de equilibrio, K
3
Constante de equilibrio:
cC+dD
aA+bB
K=
[C]c [D]d
[A]a [B]b
• La
productos
siempre
• La
reactantes
siempre
concentración de los
aparece en el numerador.
concentración de los
aparece en el denominador.
• Cada
concentración siempre está elevada a una
potencia igual a su coeficiente estequiométrico en
la ecuación balanceada.
• El valor de la constante de equilibrio sólo depende
de la reacción específica y de la temperatura.
• La constante de equilibrio no tiene unidades.
Experimentalmente:
N2O4(g)
2 NO2(g)
Incoloro
K=
Pardo
[NO2]2
[N2O4]
Experimentalmente:
N2O4(g)
2 NO2(g)
Incoloro
K=
Pardo
T = 373K [N2O4]/M [NO2]/M
Inicial
Inicial
[NO2]2
[N2O4]
[N2O4]/M
Equilibrio
[NO2]/M
Equilibrio
KC
1
0,00
0,0200
0,0014
0,0172
0,211
2
0,00
0,0300
0,0028
0,0243
0,211
3
0,00
0,0400
0,0045
0,0310
0,213
4
0,0200
0,00
0,0045
0,0310
0,213
4
Formas de la constante de equilibrio:
K
f([A] y [B])
KC
f(PA y PB)
KP
2 NO2(g)
N2O4(g)
KC =
(PNO2/R.T)2
PN2O4/RT
P.V = n.R.T
nA
n
[B] = B
[A] =
V
V
PA = [A].R.T PB = [B].R.T
KC =
[NO2]2
[N2O4]
(PNO2)2.R.T
=
PN2O4
B(g)
A(g)
.(RT)2
=
(PNO2)2
PN2O4 . (RT)
KC . (RT)∆n = KP
K p:
c C(g) + d D(g) Kp =
a A(g) + b B(g)
P C c P Dd
PAa PBb
• La
presión de los productos gaseosos siempre
aparece en el numerador.
• La
presión de los reactantes gaseosos siempre
aparece en el denominador.
• Cada presión siempre está elevada a una potencia
igual a su coeficiente estequiométrico en la
ecuación balanceada.
• El valor de la constante de equilibrio sólo depende
de la reacción específica y de la temperatura.
• La constante de equilibrio no tiene unidades.
Por qué la K no tiene unidades?
Las concentraciones o presiones de reactantes y
productos están referidas a concentraciones o
presiones de referencia
Estrictamente, para:
A(g)
KC =
KP =
{[NO2]/Co}2
{[N2O4]/Co}
{PNO2/Po}2
{PN2O4/Po}
B(g)
Co = 1 M
Po = 1 bar
5
Algunos ejemplos
2 HI(g)
H2(g) + I2(g)
[HI]2
KC =
[H2].[I2]
∆n = ??
KP =
PHI2
PH2.PI2
∆n = total moles productos gaseosos
- total moles reactantes gaseosos
∆n = 0
KC =
KC . (RT)∆n = KP
(PHI/R.T)2
(PH2/R.T).(PO2/R.T)
KC =
3 H2(g) + N2(g)
[NH3]2
Kc =
[H2]3.[N2]
Kc =
(PHI)2/(R.T)2
=
{(PH2).(PO2)}/(R.T)2
(PHI)2
(PH2).(PO2)
= KP
2 NH3(g)
∆n = 2 – 4 = -2
PNH32
KP = KC.(R.T)∆n
KP =
PH23.PN2
(PNH3/R.T)2
(PH2/RT)3.(PN2/R.T)
Kc =
Kp = Kc???
=
(PNH3)2
(PH2)3.(PN2)
KP = KC.(R.T)−2
(PNH3)2/(R.T)2
{(PH2)3.(PN2)}/(R.T)4 2
(R.T)2 = K .(R.T)2
P
Equilibrios heterogéneos: sólidos
SO2(g)
S(s) + O2(g)
KC =
[SO2]
[S].[O2]
Cómo se expresa la concentración de un sólido???
El estado de referencia para un sólido puro
es el mismo sólido: [S]/Co = 1
Siempre que algo de sólido esté presente, su
cantidad no afecta a la constante de equilibrio
KC =
[SO2]
[O2]
KP =
PSO2
PO2
6
Equilibrios heterogéneos: líquidos
2 CS2(l) + 4 H2S(g)
2 CH4(g) + S8(s)
KC =
[CS2]2.[H2S]4
[CH4]2
Cómo se expresa la concentración de un líquido???
El estado de referencia para un líquido puro
es el mismo líquido: [CS2]/Co = 1
KC =
[H2S]4
KP =
[CH4]2
Solventes
PH2S4
PCH42
Líquidos puros
NH3(ac) + H2O(l)
KC =
NH4+(ac) + OH-(ac)
[NH4+].[OH-]
[NH3].[H2O]
Concentración de reactantes y productos baja
El solvente se considera como un líquido puro
KC =
[NH4+].[OH-]
[NH3]
En la expresión de K
Se incluyen:
• Las concentraciones molares o presiones. parciales
de los reactantes y productos gaseosos.
• Las concentraciones molares de las especies
disueltas.
NO se incluyen:
• Los reactantes o productos que son sólidos puros.
• Los reactantes o productos que son líquidos puros.
• Los reactantes o productos que participan como
solvente.
7
Un caso particular: H2O
En fase gaseosa:
CO2(g) + H2(g)
CO(g) + H2O(g)
[H2].[CO2]
KC =
KP =
[CO].[H2O]
PH2.PCO2
PCO.PH2O
Como líquido puro:
4 NH3(g) + 5 O2(g)
4 NO(g) + 6 H2O(l)
[NO]4
KC =
KP =
[O2]5.[NH3]4
PNO4
PO25.PNH34
Como solvente:
CH3COOH(ac) + H2O(l)
KC =
H3O+(ac) + CH3COO-(ac)
[H3O+].[CH3COO-]
[CH3COOH]
Formas alternativas de K:
C(s) + ½ O2(g)
CO (g)
KC(1) =
2 C(s) + O2(g)
2 CO (g)
KC(2) =
[CO]
[O2]1/2
[CO]2
[O2]
KC(2) = KC(1)2
Cuando los coeficientes estequiométricos de una
ecuación balanceada se multiplican por algún factor, K
para la nueva reacción es la antigua K elevada al
factor de multiplicación.
CH3COOH(ac) + H2O(l)
KC(1) =
[H3O+].[CH3COO-]
[CH3COOH]
CH3COO-(ac) + H3O+(ac)
KC(2) =
H3O+(ac) + CH3COO-(ac)
CH3COOH(ac) + H2O(l)
[CH3COOH]
[CH3COO-].[H3O+]
KC(2) = 1/KC(1)
Las K para una reacción y su inversa son recíprocas
una de la otra.
8
AgCl(s)
+
Ag+(ac) + Cl-(ac)
Ag(NH3)2
Ag+(ac) + 2 NH3(ac)
AgCl(s) + 2 NH3(ac)
KC(1) = [Ag+].[Cl-]
KC(3) =
[Ag(NH3)2
[NH3]2
(2)
Ag(NH3)2+(ac) + Cl-(ac) (3)
[Ag(NH3)2+]
KC(2) =
+].[Cl-]
(1)
+(ac)
[Ag+].[NH3]2
= KC(1) . KC(2)
[Ag+].[Cl-] .
[Ag(NH3)2+]
[Ag+].[NH3]2
Cuando dos o más ecuaciones químicas se suman para
producir una ecuación neta, la K para esa reacción es el
producto de las K de las reacciones sumadas.
Relaciones entre K
Ecuación Química
c C+d D
a A+b B
c C+d D
a A+b B
na A + nb B
+
Constante de Equilibrio
nc C + nd D
K1
K2 = 1/K1
K3 = K1n
a A+b B
c C+d D
K1
e E+f F
g G+h H
K4
aA + bB + e E + f F
cC + d D + g G + h H K5 = K1 . K4
Significado de la constante de equilibrio:
1
K
Indica si los reactantes o los productos están
favorecidos en el equilibrio a una dada
temperatura
2
K
Predice la dirección de una reacción química
fuera del equilibrio a una dada temperatura
3
K
Determina la composición en el equilibrio
para
un
conjunto
particular
de
concentraciones iniciales a una dada
temperatura
9
Análisis de la constante de equilibrio:
K
Indica si los reactantes o los productos están
favorecidos en el equilibrio a una dada temperatura
Reactante
Concentración
Concentración
Producto
K=
Producto
Reactante
Reactante
Producto
Tiempo
Reactante
Producto
Tiempo
[P] > [R]
K >> 1
Tiempo
[P] < [R]
K << 1
[P] = [R]
K≈1
Favorecido en
productos
Ninguno está
favorecido
2 HCl (g)
H2(g) + Cl2(g)
[P]
[R]
Concentración
1
Favorecido en
reactantes
KP =
PHCl2
PH2 . PCl2
KP = 4,0 x 1018 a 500 K
2 NO (g)
N2(g) + O2(g)
KP =
PNO2
PN2 . PO2
KP = 3,4 x 10-21 a 500 K
Valores grandes de K ( >103): favorece a los productos.
Valores intermedios de K (entre 10-3 y 103): ni los
productos ni los reactantes están muy favorecidos.
Valores chicos de K ( < 10-3): favorece a los reactantes.
2
K
Predice la dirección de una reacción química fuera
del equilibrio a una dada temperatura
En el equilibrio:
Butano
Isobutano
KC =
2,5 * [Butano] =[Isobutano]
[Butano]
KC = 2,5 a 298 K
Línea de equilibrio
10
[Isobutano] / M
[Butano] [Isobutano]
M
M
0
0
1
2,5
2
5
3
7,5
4
10
[Isobutano]
8
6
4
2
0
0
1
2
3
4
[Butano] / M
10
KC * [Butano] = [Isobutano]
Cociente de reacción: Q =
[Isobutano] = 6 M
[Butano] = 1 M
Q=6
Hacia reactantes
Q>K
[Isobutano] = 3 M
[Butano] = 4 M
Q = 0,75
Hacia productos
Q<K
Q=K
[Isobutano]
K
Q
[Butano]
10
[Isobutano] / M
Fuera del equilibrio:
Q>K
8
6
4
Q<K
2
0
0
1
2
3
4
[Butano] / M
En el equilibrio
Relación entre K y Q:
Los productos tienden
a formar reactantes
Los reactantes tienden
a formar productos
Q
K Q
Q
Reacción en equilibrio
11