Cap 14 Chang - Equilibrio Quimico

9/23/2010
Equilibrio es un estado en el que no hay cambios observables
con el pasar del tiempo.
Equilibrio químico es logrado cuando:
Equilibrio químico
•
La rapidez de la reacción en una dirección y en la dirección
opuesta es la misma y
•
La concentración de reactivos y productos permanece
constante
Equilibrio físico
H2O (l)
Capítulo 14
Equilibrio químico
N2O4 (g)
2NO2 (g)
14.1
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N2O4 (g)
H2O (g)
2NO2 (g)
equilibrio
equilibrio
equilibrio
Empezando con NO2
Empenzando con N2O4
constante
Empezando con ambos
14.1
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14.1
1
9/23/2010
N2O4 (g)
K=
[NO2]2
[N2O4]
2NO2 (g)
K=
= 4.63 x
aA + bB
K=
[C]c[D]d
10-3
[C]c[D]d
aA + bB
cC + dD
[A]a[B]b
El Equilibrio…
cC + dD
K >> 1
Tenderá a la derecha
Favorecerá productos
K << 1
Tenderá a la izquierda
Favorecerá reactivos
Ley de acción de masa
[A]a[B]b
14.1
14.1
Equilibrio Homogéneo
Equilibio homogéneo aplica a reacciones en las que todas
las especies están en la misma fase.
N2O4 (g)
Kc =
[NO2]2
Kp =
[N2O4]
CH3COOH (ac) + H2O (l)
2NO2 (g)
2
PNO
2
Kc‘ =
PN2O4
[CH3COO-][H3O+]
[CH3COOH][H2O]
En la mayoría de los casos
Kc ≠ Kp
aA (g) + bB (g)
Kc =
CH3COO- (ac) + H3O+ (ac)
[H2O] = constante
[CH3COO-][H3O+]
= K‘c [H2O]
[CH3COOH]
cC (g) + dD (g)
Kp = Kc(RT)∆n
∆n = moles de productos gaseosos –
moles de reactivos gaseosos
= (c + d) – (a + b)
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14.2
En la práctica no se incluyen unidades para
la constante de equilibrio.
14.2
2
9/23/2010
Las concentraciones de equilibrio de la reacción entre el
monóxido de carbono (CO) y el cloro molecular (Cl2) para
formar COCl2 (g) a 740C son [CO] = 0.012 M, [Cl2] = 0.054
M, y [COCl2] = 0.14 M. Calcule las constantes de
equilibrio Kc y Kp.
CO (g) + Cl2 (g)
La constante de equilibrio Kp para la reacción
2NO2 (g)
2NO (g) + O2 (g)
es 158 a 1000K. ¿Cuál es la presión de equilibrio de O2 si
la PNO = 0.400 atm y la PNO = 0.270 atm?
2
COCl2 (g)
Kp =
[COCl2]
0.14
Kc =
=
= 220
[CO][Cl2]
0.012 x 0.054
R = 0.0821
2
PNO
2
PO2 = Kp
Kp = Kc(RT)∆n
∆n = 1 – 2 = -1
2
PNO
PO2
T = 273 + 74 = 347 K
2
PNO
2
2
PNO
PO2 = 158 x (0.400)2/(0.270)2 = 347 atm
Kp = 220 x (0.0821 x 347)-1 = 7.7
14.2
Equilibrio heterogéneo aplica cuando tenemos reacciones
en que los reactivos y productos están en diferentes fases.
CaCO3 (s)
K‘c =
[CaO][CO2]
[CaCO3]
Kc = [CO2] = Kc‘ x
[CaCO3]
[CaO]
14.2
CaCO3 (s)
CaO (s) + CO2 (g)
CaO (s) + CO2 (g)
[CaCO3] = constante
[CaO] = constante
Kp = PCO2
La concentración de sólidos y líquidos puros no se
incluye en la expresión de la constante de equilibrio.
PCO 2 = Kp
PCO 2 no depende de la cantidad de CaCO3 o CaO
14.2
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14.2
3
9/23/2010
Considere el siguiente equilibrio a 295 K:
NH4HS (s)
NH3 (g) + H2S (g)
La presión parcial de cada gas es 0.265 atm. Calcule Kp y
Kc para la reacción?
Kp = PNH PH S = 0.265 x 0.265 = 0.0702
3
A+ B
C+D
K‘c
C+D
E+F
K‘c‘
A+ B
E+F
Kc
K‘c =
[C][D]
[A][B]
Kc =
K‘‘
c=
[E][F]
[C][D]
[E][F]
[A][B]
Kc = Kc‘ x K‘c‘
2
Kp = Kc(RT)∆n
Si una reacción puede ser expresada como
la suma de dos o más reacciones, la
constante de equilibrio para la reacción total
es dada por el producto de las constantes
de equilibrio de las reacciones individuales.
Kc = Kp(RT)-∆n
∆n = 2 – 0 = 2
T = 295 K
Kc = 0.0702 x (0.0821 x 295)-2 = 1.20 x 10-4
14.2
14.2
Escribiendo Expresiones de Constantes de equilibrio
N2O4 (g)
K=
[NO2]2
[N2O4]
2NO2 (g)
= 4.63 x 10-3
2NO2 (g)
K‘ =
[N2O4]
[NO2]2
N2O4 (g)
=
1. Las concentraciones de las especies que reaccionan en la
fase condensada son expresadas en M. En el estado
gaseoso, pueden ser expresadas en M o en atm.
1
= 216
K
2. Las concentraciones de sólidos puros, líquidos puros y
solventes no se incluyen en la expresión de la constante
de equilibrio.
Cuando la ecuación para la reacción
reversible es escrita en la dirección
opuesta, la constante de equilibrio se torna
el recíproco de la constante original.
3. La constante de equilibrio es una cantidad adimensional
(no tiene unidades).
4. Cuando se hable de una constante de equilibrio, hay que
especificar la ecuación balanceada y la temperatura.
14.2
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5. Si una reacción puede ser expresada como la suma de dos
o mas reacciones, la constante de equilibrio de la reacción
total es dada por el producto de las constantes de
equilibrio de las reacciones individuales.
14.2
4
9/23/2010
Cinética química y Equilibrio químico
A + 2B
kf
kr
El cociente de reacción (Qc) es calculado mediante la
sustitución de las concentraciones iniciales de reactivos y
productos en la expresión de la constante de equilibrio (Kc).
SI…
• Qc > Kc el sistema procederá desde la derecha hasta la
izquierda hasta alcanzar el equilibrio
• Qc = Kc el sistema está en equilibrio
• Qc < Kc el sistema procederá desde la izquierda hasta la
derecha hasta alcanzar el equilibrio
rapidezf = kf [A][B]2
AB2
rapidezr = kr [AB2]
En equilibrio
rapidezf = rapidezr
kf [A][B]2 = kr [AB2]
kf
[AB2]
= Kc =
kr
[A][B]2
14.3
¿Cómo calculamos concentraciones de equilibrio?
14.4
A 12800C la constante de equilibrio (Kc) para
Br2 (g)
2Br (g)
10-3.
ss 1.1 x
Si la concentración inicial de [Br2] = 0.063 M
y [Br] = 0.012 M, calcule las concentraciones de estas
especies en equilibrio.
1. Expresamos las concentraciones de equilibrio de las
especies como la concentración inicial y una variable
desconocida x, que representa el cambio en la
concentración.
Dejemos que x sea el cambio en Br2
2. Escribimos la expresión de la constante de equilibrio en
términos de estas concentraciones. Conociendo el valor de
K, despejamos para x.
3. Luego de resolver por x, calculamos las concentraciones
de equilibrio para todas las especies.
2Br (g)
Inicial (M)
0.063
0.012
Cambio (M)
-x
+2x
0.063 - x
0.012 + 2x
Equilibrio (M)
Kc =
14.4
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Br2 (g)
[Br]2
[Br2]
Kc =
(0.012 + 2x)2
= 1.1 x 10-3
0.063 - x
Resuelve
para x
14.4
5
9/23/2010
(0.012 + 2x)2
= 1.1 x 10-3
0.063 - x
4x2 + 0.048x + 0.000144 = 0.0000693 – 0.0011x
Principio de Le Châtelier’s
Kc =
4x2 + 0.0491x + 0.0000747 = 0
ax2 + bx + c =0
Si un estresor externo es aplicado a un sistema en equilibrio, el
sistema se ajustará para alcanzar una nueva posición de
equilibrio.
-b ± √b2 – 4ac
2a
x=
• Cambios en concentración
x = -0.0105 x = -0.00178
Br2 (g)
Inicial (M)
0.063
Cambio (M)
-x
Equilibrio (M)
0.063 - x
2Br (g)
¡Ambos valores son
0.012
matemáticamente
posibles pero sólo
+2x
uno es químicamente
0.012 + 2x
válido!
N2 (g) + 3H2 (g)
2NH3 (g)
El equilibrio
se moverá a
la izquierda
Añada
NH3
En equilibrio, [Br] = 0.012 + 2x = -0.009 M or 0.00844 M
En equilibrio, [Br2] = 0.062 – x = 0.0648 M
14.4
Principio de Le Châtelier’s
Principio de Le Châtelier’s
• Cambios en concentración
remover
añadir
14.5
• cambios en presión o volumen
remover
añadir
A (g) + B (g)
aA + bB
cC + dD
Cambio
Cambio
C (g)
El equilibrio se mueve a
Aumentar concentración de producto(s)
Disminuir concentración de producto(s)
Aumentar concentración de reactivo(s)
Disminuir concentración de reactivo(s)
izquierda
derecha
derecha
izquierda
14.5
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Aumentar P
Disminuir P
Aumentar V
Disminuir V
El equilibrio se mueve a
Lado con menos moles de gases
Lado con mas moles de gases
Lado con mas moles de gases
Lado con menos moles de gases
14.5
6
9/23/2010
Principio de Le Châtelier’s
Principio de Le Châtelier’s
• Cambios en Temperatura
Cambio
Aumentar T
Disminuir T
Rx exotérmica
Rx endotérmica
K disminuye
K aumenta
K aumenta
K disminuye
• Añadir un catalizador
• NO cambia K
• NO cambia la posición del equilibrio
• el sistema lo alcanza mas rápido
No-catalizada
catalizada
Los catalizadores disminuyen Ea para ambas reacciones
colder
hotter
14.5
El catalizador no cambia la posición ni la constante de equilibirio
14.5
Química en acción: el proceso Haber
N2 (g) + 3H2 (g)
Principio de Le Châtelier’s
2NH3 (g) ∆H0 = -92.6 kJ/mol
Cambio
Concentración
Presión
Volumen
Temperatura
Catalizador
¿El equilibrio
se desplaza?
¿La constante de
Equilibrio Cambia?
sí
no
sí
no
sí
no
sí
sí
no
no
14.5
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7