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1. Concepto de equilibrio químico.
2. Ley de acción de masas. KC y K P.
3. Características de la constante de equilibrio...
EQUILIBRIO QUÍMICO
1. La variación de energía que
tienen lugar en una reacción
química, nos permite predecir
si un proceso...
Una reacción química ha alcanzado el equilibrio cuando las
concentraciones de todos los reactivos y productos
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2NO2(g) N2O4(g)
V directa
V indirecta
EQUILIBRIO QUÍMICOVelocidad
Vd = V i
[NO2]
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Equilibrio homogéneo se aplica a las reacciones en las que todas las
especies reaccionantes se encuentran en la misma fase...
Ley de acción de masas: Guldberg y
Waage establecieron que, cuando
un sistema alcanza el estado de
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Q versus K
Q = 0
Condiciones iniciales
Solo
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H2(g) + I2(g) ↔ 2HI(g) Kc = 50
1/2H2(g) + 1/2 I2(g) ↔ HI(g) K’c = (Kc)1/2
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EQUILIBRIOS HOMOGÉNEOS.
ESTUDIO CUANTITATIVO
El grado de disociación α de
una sustancia es la razón entre
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ALTERACIÓN DEL ESTADO DE
EQUILIBRIO
Si un sistema se encuentra
en equilibrio (Q = Kc )y se
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La constante de equilibrio depende de la temperatura.
CAMBIO DE LA TEMPERATURA
Al calentar el
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Si ΔHº > 0 (endotérmica): T↑ se desplazará
a la derecha (productos)
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a la izquier...
La presión que ejercen los gases es debida al choque de sus
partículas contra las paredes del recipiente; en iguales
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moles gaseosos ∆n = 0, el equilibrio no se ve
afectado por los cambios ...
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cambio en la concentración de alguna de las sustancias
que lo integran, e...
Los catalizadores influyen en la velocidad de
reacción.
Si se agrega un catalizador a un sistema en
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tiempo
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concentración
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Ejercicio 19: En un recipiente de 5 litros se introducen 1 mol de dióxido
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Ejemplo 22: En un recipiente cerrado y vacío de 5 litros se introducen 5.08 g de iodo.
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Sustancias l2(g) ↔ 2 l(g)
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Sustancias SO2 (g) + NO2 (g) ↔ SO3 (g) + NO (g)
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Ejemplo: El proceso de obtención industrial del amoniaco es
un ejemplo de cómo se puede manejar las condiciones de
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EQUILIBRIO DE MOLÉCULAS (H2 + I2 ↔ 2 HI)
Equilibrio
químico
Concentraciones(mol/l)
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Equilibrio químico power point química

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Equilibrio químico power point química

  1. 1. 1
  2. 2. 2 1. Concepto de equilibrio químico. 2. Ley de acción de masas. KC y K P. 3. Características de la constante de equilibrio. 4. Equilibrio homogéneo y heterogéneo. 5. Relación entre Kc y Kp 6. Equilibrio homogéneo. Grado de disociación . Estudio cuantitativo. 7. Equilibrio en varias etapas. 8. Evolución hacia el equilibrio. Cociente de reacción. 9. Modificaciones del equilibrio. Principio de Le Chatelier. Concentración en reactivos y productos. Cambios de presión y temperatura. Principio de Le Chatelier.
  3. 3. EQUILIBRIO QUÍMICO 1. La variación de energía que tienen lugar en una reacción química, nos permite predecir si un proceso es o no espontáneo. 2. Las consideraciones cinéticas, sabemos cómo influir en la velocidad de una reacción. 1. Las concentraciones de todas las sustancias presentes en él. 2. Las condiciones favorecen el desplazamiento hacia un lado u otro del equilibrio. 3
  4. 4. Una reacción química ha alcanzado el equilibrio cuando las concentraciones de todos los reactivos y productos permanecen constantes, a una cierta temperatura. El sistema debe ser cerrado, en el estado de equilibrio hay una cierta cantidad de cada uno de los reactivos y de los productos (ΔG = 0) El equilibrio químico es reversible. Se puede alcanzar un mismo estado de equilibrio partiendo de los reactivos o de los productos. Por eso, el equilibrio se representa con una doble flecha. El equilibrio químico es dinámico, cuando se alcanza la reacción no se para. Las velocidades de las reacciones directa e inversa son iguales al alcanzar el estado de equilibrio. EQUILIBRIO QUÍMICO 4
  5. 5. 2NO2(g) N2O4(g) V directa V indirecta EQUILIBRIO QUÍMICOVelocidad Vd = V i [NO2] [N2O4] 5
  6. 6. Equilibrio homogéneo se aplica a las reacciones en las que todas las especies reaccionantes se encuentran en la misma fase. EQUILIBRIO QUÍMICO ba Equilibrio heterogéneo se aplica a las reacciones en las que alguna de las especies reaccionantes se encuentra en una fase diferente. 6
  7. 7. Ley de acción de masas: Guldberg y Waage establecieron que, cuando un sistema alcanza el estado de equilibrio, el cociente entre la concentración de los productos de la reacción y la concentración de los reactivos, elevado cada uno a su coeficiente estequiométrico, tenía un valor constante, a una temperatura determinada CONSTANTE DE EQUILIBRIO QUÍMICO Y LAM A + 2 B n AB2 vd= kd [A][B]2 vr = kr [AB2] Vd = Vr kd[A][B]2 = kr[AB2]      2d c 2 r ABk K = = k A B 7
  8. 8.         m B n A y D x C mn yx PP PP BA D   p c K C K KC Y KP n A + mB ↔ xC + yD En términos de la concentración En términos de la presión parcial Por tanto Kc y Kp no son iguales 8
  9. 9. En el equilibrio homogéneo todos los componentes están en una misma fase.                 2 2 3 2 2 42 1 1. 1 1.. K; 2 22 3 2 )(2)()(3 2p2 2 42 )(42)(2 CO CO BaCO BaOCO p c gss NO ON c gg P P P PP K COCO BaCO BaOCO K COBaOBaCO P P NO ON K ONNO      EQUILIBRIOS HOMOGÉNEOS Y HETEROGÉNEOS En el equilibrio Heterogéneo los componentes están en más de una fase 9
  10. 10. El cociente de reacción K o Q: Es la relación existente entre las concentraciones de los productos y las reactivos, elevadas ambas a sus respectivos coeficientes estequiométricos. EVOLUCIÓN HACIA EL EQUILIBRIO         .equilibriodelbúsqueda laenderechaaizquierdadeproducirásereacciónlaKKsi .equilibrioelbuscar paraizquierdaaderechaderáevolucionareacciónlaKKsi equilibrioenestásistemael :exprecionlaenionesconcentrac las, c c   c mn yx c KKsi BA DC K Kequilibriodeconstanteladevalorely reacciónadeterminadunaparaionesconcentraclasconocemossi yDxCmBnA    osreemplazam 10
  11. 11. Q versus K Q = 0 Condiciones iniciales Solo reactivos A la izquierda del equilibrio equilibrio A la derecha del equilibrio Solo productos Q < K Q = K Q > K Q =  PROBLEMA 4 11
  12. 12. Es característica de cada equilibrio, depende de los coeficientes estequiométricos de la ecuación. Varía con la temperatura. Es independiente de las cantidades iniciales de reactivos y productos. Kc>> 1 La reacción está desplazada hacia los productos. Kc<< 1 La reacción está desplazada hacia los reactivos. CARACTERÍSTICAS DE LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO 12
  13. 13. H2(g) + I2(g) ↔ 2HI(g) Kc = 50 1/2H2(g) + 1/2 I2(g) ↔ HI(g) K’c = (Kc)1/2 2HI(g) ↔ H2(g) + I2(g) Kc ’’ = (Kc)-1 RELACIÓN ENTRE K Y LA ECUACIÓN AJUSTADA 13
  14. 14. EQUILIBRIOS EN VARIAS ETAPAS Hay procesos que pueden tener lugar de forma encadenada, si se dan las circunstancias idóneas A: N2 (g) + O2 (g) ↔ 2 NO (g) KA = 4,3 . 10 -25 B: 2 NO(g) + O2 (g) ↔ 2 NO2 (g) KB = 6,4 . 10 9 A+B: N2 (g) + 2O2 (g) ↔ 2 NO2 (g) KA = 𝐍𝐎 𝟐 𝐍 𝟐 .[𝐎𝟐] KB = 𝐍𝐎 𝟐 𝟐 𝐍𝐎 𝟐 .[𝐎𝟐] KA+B = 𝐍𝐎 𝟐 𝟐 𝐍 𝟐 . 𝐎 𝟐 𝟐 = 𝐍𝐎 𝟐 𝐍 𝟐 .[𝐎𝟐] . 𝐍𝐎 𝟐 𝟐 𝑵𝑶 𝟐 .[𝐎 𝟐 ] = KA . KB 14
  15. 15.               n cp n cp cp n cp )mn()yx( cmmnn yyxx m B n A y D x C p i m B n A y D x C pmn yx c )RT(KK0nsi )RT(KK0nsi KK0nsi )RT(KK )RT(K )RT(]B[)RT(A )RT(D)RT(C PP PP K RT]c[RT V n P:dondedenRTPV PP PP K BA DC K yDxCmBnA               RELACIÓN ENTRE KC Y KP 15
  16. 16. Se trata de determinar la composición de un sistema en el estado de equilibrio, para ello conocemos la composición inicial, lo que reacciona y la composición en el equilibrio: Hay dos planteamientos típicos: El cálculo de la constante de equilibrio, conociendo la proporción de sustancia que reacciona. Teniendo las cantidades de todas las sustancias que intervienen en un proceso, determinar el modo en que va a evolucionar el sistema y la composición del estado de equilibrio. EQUILIBRIOS HOMOGÉNEOS. ESTUDIO CUANTITATIVO Sustancias 2 AB A2 + B2 Moles Iniciales ni - - Reaccionan -2x +x +x En el equilibrio ni – 2x +x +x Molaridad En el equilibrio ni – 2x V +x V +x V nTotal Problema 1 Problema 2 16
  17. 17. EQUILIBRIOS HOMOGÉNEOS. ESTUDIO CUANTITATIVO El grado de disociación α de una sustancia es la razón entre la variación que experimenta el número de moles de la sustancia y el número de moles iniciales. α = 𝒎𝒐𝒍 𝒓𝒆𝒂𝒄𝒄𝒊𝒐𝒏𝒂𝒏 𝒎𝒐𝒍 𝒊𝒏𝒊𝒄𝒊𝒂𝒍 Se suele expresar en tanto por ciento. 0 < α < 1 Para el cálculo de Kp P Total . V = n Total .R.T P Total = Pi Presión parcial (Pi) Pi . V = ni .R.T Pi = Xi . P Total Problema 3 17Problema 4
  18. 18. ALTERACIÓN DEL ESTADO DE EQUILIBRIO Si un sistema se encuentra en equilibrio (Q = Kc )y se produce una alteración en el sistema: Varía la temperatura. Varía la presión o el volumen del recipiente. Se añade o retira algún producto o reactivo del sistema. El sistema dejará de estar en ese estado y evolucionará en un sentido u otro hasta alcanzar un nuevo estado de equilibrio. En el nuevo estado, la composición es diferente 18
  19. 19. La constante de equilibrio depende de la temperatura. CAMBIO DE LA TEMPERATURA Al calentar el sistema, disminuirá la cantidad de producto En los procesos exotérmicos, la Ke disminuye al aumentar la temperatura Al calentar el sistema, aumentará la cantidad de producto En los procesos endotérmicos, la Ke aumenta al aumentar la temperatura 19
  20. 20. Si ΔHº > 0 (endotérmica): T↑ se desplazará a la derecha (productos) Si ΔHº < 0 (exotérmica): T↑ se desplazará a la izquierda (reactivos) Un sistema en equilibrio se puede analizar como dos procesos que se producen de forma reversible, endotérmico en un sentido y exotérmico en el contrario. Al aumentar la temperatura de un sistema en equilibrio este se desplazará en el sentido del proceso endotérmico CAMBIO DE LA TEMPERATURA 20
  21. 21. La presión que ejercen los gases es debida al choque de sus partículas contra las paredes del recipiente; en iguales condiciones de temperatura, cuanto mayor sea el número de partículas mayor será la presión del sistema. Si se aumenta la presión en un sistema que está en equilibrio, este evolucionará en el sentido en que disminuya el número de partículas gaseosas; Si disminuye la presión, el sistema evolucionará en el sentido en que aumente el número de partículas gaseosas. Si disminuye el volumen del sistema, este evolucionará en el sentido en que disminuya el número de partículas en estado gaseosos, y viceversa. CAMBIO EN LA PRESIÓN O EN EL VOLUMEN 21
  22. 22. Si en el equilibrio no hay variación del número de moles gaseosos ∆n = 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, estén presentes en sistemas homogéneos o en los sistemas heterogéneos. Los cambios que se producen en la presión interna no afectan el equilibrio. CAMBIO EN LA PRESIÓN O EN EL VOLUMEN 22
  23. 23. Cuando a un sistema en equilibrio experimenta un cambio en la concentración de alguna de las sustancias que lo integran, evoluciona oponiéndose a la causa que provocó esa alteración Si agrego productos: Q > Kc ⟶ se desplazará a la izquierda Si agrego reactivos: Q < Kc ⟶ se desplazará a la derecha [reac] [prod] ; [reac] [prod] K eq eq c  Q CAMBIO EN LA CONCENTRACIÓN DE ALGUNA DE LAS SUSTANCIAS 23
  24. 24. Los catalizadores influyen en la velocidad de reacción. Si se agrega un catalizador a un sistema en equilibrio este puede modificar la velocidad directa e inversa, pero no modifica la posición del equilibrio (no modifica los valores de las funciones termodinámicas) ni tampoco la constante de equilibrio INFLUENCIA DE LOS CATALIZADORES EN EL ESTADO DE EQUILIBRIO 24
  25. 25. ADICIÓN DE UN GAS INERTE (a T y V ctes) No altera el equilibrio V/n V/n [reac] [prod] reac prod  ADICIÓN DE UN REACTIVO/PRODUCTO SÓLIDO O LÍQUIDO No altera el equilibrio 25
  26. 26. “Cuando un sistema en equilibrio experimenta una transformación, dicho sistema evoluciona para alcanzar un nuevo equilibrio en el sentido en que se oponga a la transformación” Henri Louis Le Châtelier (1850-1936) ENUNCIADO DEL PRINCIPIO DE LE CHATELIER 26
  27. 27. tiempo KC ≈ 100 concentración tiempo KC > 105 concentración KC < 10-2 concentración tiempo SIGNIFICADO DEL VALOR DE KC 27
  28. 28.  a)  b)  c)  d)  2 2 2 4 [ ] [ ] c NO K N O   2 2 2 [ ] [ ] [ ] c NOCl K NO Cl  2[ ]cK CO  2 2[ ] [ ]cK CO H O Ejemplo: Escribir las expresiones de Kc para los siguientes equilibrios químicos: a) N2O4(g) = 2 NO2(g) b) 2 NO (g) + Cl2 (g) = 2 NOCl (g) c) CaCO3 (s) = CaO (s) + CO2 (g) d) 2 NaHCO3 (s) = Na2CO3 (s) + H2O (g) + CO2 (g) 28
  29. 29. Ejercicio 19: En un recipiente de 5 litros se introducen 1 mol de dióxido de azufre y 1 mol de oxígeno gaseoso y se calienta a 1000 ºC, estableciéndose el siguiente equilibrio: 2 SO2 (g) + O2 (g) ↔ 2 SO3 (g) Una vez alcanzado el equilibrio se encuentran 0,15 moles de dióxido de azufre. Se pide: a) Composición de la mezcla en el equilibrio b) El valor de Kc y Kp Sustancias 2 SO2 (g) + O2 (g) ↔ 2 SO3 (g) Moles Iniciales 1 1 - Reaccionan -2x -1x +2x En el equilibrio 1 – 2x 1 - x +2x Molaridad En el equilibrio 1 − 2𝑥 5 1 − 𝑥 5 2𝑥 5 Kc = 𝑺𝑶 𝟑 𝟐 𝑺𝑶 𝟐 𝟐 . 𝑶 𝟐 n so2 = 0,15 = 1-2x X = 0,425 mol a) nSO2 =1 – 2x = 1 – 2.0,425 = 0,15 mol nO2 = 1 – x = 1 – 0,425 = 0,575 mol n SO3 = 2x= 2. 0,425 = 0,85 mol 29
  30. 30. Ejercicio 19: En un recipiente de 5 litros se introducen 1 mol de dióxido de azufre y 1 mol de oxígeno gaseoso y se calienta a 1000 ºC, estableciéndose el siguiente equilibrio: 2 SO2 (g) + O2 (g) ↔ 2 SO3 (g) Una vez alcanzado el equilibrio se encuentran 0,15 moles de dióxido de azufre. Se pide: b) El valor de Kc y Kp Kp = Kc (RT) Δn Δn = suma de moles gaseosos producto – suma de moles gaseosos reactivo Kp = Kc (RT) ΔnΔn = 2 – (2+1) = -1 Kp = 279,2 (0,082 . 1273) -1 = 2,67 Las constantes de equilibrio son Kc igual a 279,2 y Kp igual a 2,67 Kc = 𝑆𝑂3 2 𝑆𝑂2 2 . 𝑂2 = 0,85/5 2 0,15 5 2 .(0,575/5) = 279,2 30
  31. 31. Ejercicio 6: En un reactor de 2.5 litros se introducen 72 gramos de SO3. Cuando se alcanza el equilibrio: SO3 (g) ↔ SO2 (g) + ½ O2 (g), y a 200 ºC, se observa que la presión total del recipiente es de 18 atm. Calcula Kc y Kp para el equilibrio anterior a 200 ºC. Sustancias SO3 (g) ↔ SO2 (g) + ½ O2 (g) Moles Iniciales 72/80 - - Reaccionan -1x +1x +1/2x En el equilibrio 0.9 – x +x +1/2x Molaridad En el equilibrio 0.9 − 𝑥 2.5 𝑥 2.5 1 2 𝑥 2.5 nTotal = 0,9 –x +x +1/2 x nTotal = 0,9 +1/2 x Kc = 𝑺𝑶 𝟐 . 𝑶 𝟐 𝟏 / 𝟐 [𝑺𝑶 𝟑 ] P Total . V = n Total .R.T 18. 2,5 = (0,9+1/2x).0,082.(200+273) x= 0,52 mol (sustituyendo) 0,152 0,208 0,104 31
  32. 32. Kc = 𝑺𝑶 𝟐 . 𝑶 𝟐 𝟏 / 𝟐 𝑺𝑶 𝟑 = 𝟎,𝟐𝟎𝟖 . 𝟎,𝟏𝟎𝟒 𝟏 / 𝟐 𝟎,𝟏𝟓𝟐 = 0,44 Ejercicio 6: En un reactor de 2.5 litros se introducen 72 gramos de SO3. Cuando se alcanza el equilibrio: SO3 (g) ↔ SO2 (g) + ½ O2 (g), y a 200 ºC, se observa que la presión total del recipiente es de 18 atm. Calcula Kc y Kp para el equilibrio anterior a 200 ºC. Kp = Kc (RT) Δn Δn = suma de moles gaseosos producto – suma de moles gaseosos reactivo Kp = Kc (RT) ΔnΔn = 1 + ½ - 1 = 1/2 Kp = 0,44 (0,082 . 473) ½ = 2,7 Las constantes de equilibrio son Kc igual a 0,44 y Kp igual a 2,7 32
  33. 33. Ejemplo: En un matraz de 5 litros se introducen 2 moles de PCl5(g) y 1 mol de de PCl3(g) y se establece el siguiente equilibrio: PCl5(g) ↔ PCl3(g) + Cl2(g) Sabiendo que Kc (250 ºC) = 0,042 a) ¿cuáles son las concentraciones de cada sustancia en el equilibrio? b) ¿cuál es el grado de disociación? Sustancias PCl5(g) ↔ PCl3(g) + Cl2(g) Moles Iniciales 2 1 - Reaccionan - x +1x +1x En el equilibrio 2 – x 1+ x x Molaridad En el equilibrio 2 − 𝑥 5 1 + 𝑥 5 𝑥 5 Kc = 𝑷𝑪𝒍 𝟑 . 𝑪𝒍 𝟐 [𝑷𝑪𝒍 𝟓 ] 33
  34. 34. a) Kc = 𝑷𝑪𝒍 𝟑 . 𝑪𝒍 𝟐 [𝑷𝑪𝒍 𝟓 ] = 𝟏+𝒙 .𝒙 𝟐𝟓 [𝟐−𝒙/𝟓] = 0,042 [PCl5] = (2 – x)/5 = 0,344 mol/L [PCl3] = (1 + x)5 = 0,256 mol/L [Cl2] = x/5 = 0,056 mol 𝐛) 𝜶 = 𝒙 𝟐 = 𝟎,𝟐𝟖 𝟐 = 0,14 14% Ejemplo: En un matraz de 5 litros se introducen 2 moles de PCl5(g) y 1 mol de de PCl3(g) y se establece el siguiente equilibrio: PCl5(g) ↔ PCl3(g) + Cl2(g) Sabiendo que Kc (250 ºC) = 0,042 a) ¿cuáles son las concentraciones de cada sustancia en el equilibrio? b) ¿cuál es el grado de disociación? x = 0,28 mol 34
  35. 35. 35 Ejemplo 22: En un recipiente cerrado y vacío de 5 litros se introducen 5.08 g de iodo. Se eleva la temperatura a 900oC y se alcanza el equilibrio: l2(g) ↔ 2 l (g) El valor de Kc para este equilibrio es de 5.2 x 10-4. Calcula a) El valor de Kp para el equilibrio a esa temperatura b) Cuál es el grado de disociación del iodo c) La presión parcial del iodo sin disociar a) Calcular Kp: Kp = Kc (RT) Δn Δn = suma de moles gaseosos producto – suma de moles gaseosos reactivo Kp = Kc (RT) Δn Δn = 2 - 1 = 1 Kp = 0,00052 (0,082 . 1173) 1 = 0,05
  36. 36. 36 Sustancias l2(g) ↔ 2 l(g) Moles Iniciales 0.02 - Reaccionan - x +2x En el equilibrio 0.02 – x 2x Molaridad En el equilibrio 0.02 − 𝑥 5 2 𝑥 5 𝟓. 𝟎𝟖 𝟐𝟓𝟒Mol I2 = = 0.02 mol de I2 b) Calcular los moles iniciales:
  37. 37. 37 c) PIodo . V = nIodo.R.T PIodo. 5 = (0.02 - X).0,082.(900+273) = 0.321 atm Kc = 𝑰 𝟐 [𝑰 𝟐 ] = 𝟐𝒙 𝟐 𝟐𝟓 [𝟎.𝟎𝟐−𝒙/𝟓] = 𝟐𝟎𝑿 𝟐 𝟐𝟓 . (𝟎.𝟎𝟐 −𝑿) = 0,00052 𝜶 = 𝒙 𝟎.𝟎𝟐 = 𝟎,𝟎𝟎𝟑𝟑 𝟎.𝟎𝟐 = 0,164 16.4% X = 0,0033 mol
  38. 38. a) Qc = 𝑺𝑶 𝟑 . 𝑵𝑶 𝑺𝑶 𝟐 . 𝑵𝑶 𝟐 = 0,8 2 0,4 2 = 4 (El volumen del numerador y el denominador se simplifican) Como Qc > Kc el sistema no se encuentra en equilibrio y la reacción se desplazará hacia la izquierda. Ejemplo 33: La constante de equilibrio Kc para la reacción: SO2 (g) + NO2 (g) ↔ SO3 (g) + NO (g) Es igual a 3 a una temperatura determinada. a) Justifica por qué no está en equilibrio, a la misma temperatura, una mezcla formada por 0,4 mol de SO2, 0,4 mol de NO2, 0,8 mol de SO3 y 0,8 molde NO (en un recipiente de un litro). b) Determina la cantidad que habrá de cada especie en el momento de alcanzar el equilibrio. 38
  39. 39. Sustancias SO2 (g) + NO2 (g) ↔ SO3 (g) + NO (g) Moles Iniciales 0,4 0,4 0,8 0,8 Reaccionan +x +x -x -x En el equilibrio 0.4 + x 0,4+x 0,8 - x 0,8 - x Molaridad En el equilibrio 0.4 + 𝑥 1 0,4 + 𝑥 1 0,8 − 𝑥 1 0,8 − 𝑥 1 Ejemplo 33: La constante de equilibrio Kc para la reacción: SO2 (g) + NO2 (g) ↔ SO3 (g) + NO (g) Es igual a 3 a una temperatura determinada. a) Determina la cantidad que habrá de cada especie en el momento de alcanzar el equilibrio. a) Kc = 𝑺𝑶 𝟑 . 𝑵𝑶 𝑺𝑶 𝟐 . 𝑵𝑶 𝟐 = 0,8 −𝑥 2 0,4+𝑥 2 = 4 (El volumen del numerador y el denominador se simplifican) 39
  40. 40. Kc = 𝑺𝑶 𝟑 . 𝑵𝑶 𝑺𝑶 𝟐 . 𝑵𝑶 𝟐 = 0,8 −𝑥 2 0,4+𝑥 2 = 4 𝟎,𝟖 −𝒙 𝟐 𝟎,𝟒+𝒙 𝟐 = 4 Resolviendo se obtiene que: x= 0,04 moles Equil: SO2 (g) + NO2 (g) ↔ SO3(g) + NO (g) Mol eq: 0,4+0,04 0,4+0,04 0,8–0,04 0,8–0,04 n (SO3 ) = n (NO) = 0,76 mol n (SO2 ) = n (NO2) = 0,44 mol Ejemplo 33: La constante de equilibrio Kc para la reacción: SO2 (g) + NO2 (g) ↔ SO3 (g) + NO (g) Es igual a 3 a una temperatura determinada. a) Determina la cantidad que habrá de cada especie en el momento de alcanzar el equilibrio. 40
  41. 41. Ejemplo: El proceso de obtención industrial del amoniaco es un ejemplo de cómo se puede manejar las condiciones de una reacción para obtener el máximo rendimiento: N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g) ΔH = -92.2 kJ Se trata de un proceso exotérmico. Trabajar a bajas temperaturas desplaza el equilibrio hacia la formación del producto. Pero si la temperatura es muy baja, el proceso se vuelve demasiado lento y deja de ser rentable. Una temperatura de 400 ºC optimiza el efecto de la composición del equilibrio y de la velocidad del proceso. Las presiones altas favorecen la formación de producto, ya que desplazan el equilibrio en el sentido en que se reduzca el número de partículas El coste de ambos reactivos es similar y, por eso, se trabaja en proporciones estequiométricas. Si uno de los reactivos fuese considerablemente más caro que el otro, se trabajaría con un exceso del más barato, lo que desplazaría el proceso hacia la formación de más producto. Un catalizador aumenta la velocidad de la reacción, con lo cual se incrementa también la rentabilidad económica del proceso 41
  42. 42. EQUILIBRIO DE MOLÉCULAS (H2 + I2 ↔ 2 HI) Equilibrio químico Concentraciones(mol/l) Tiempo (s) [HI] [I2] [H2] 42

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