Se ha denunciado esta presentación.
Utilizamos tu perfil de LinkedIn y tus datos de actividad para personalizar los anuncios y mostrarte publicidad más relevante. Puedes cambiar tus preferencias de publicidad en cualquier momento.

Tema 4 Equilibri Quimic 2 BATX

5.106 visualizaciones

Publicado el

  • Sé el primero en comentar

  • Sé el primero en recomendar esto

Tema 4 Equilibri Quimic 2 BATX

  1. 1. TEMA 4 Equilibri Químic
  2. 2. 4.1 Introducció a l’equilibri químic . <ul><li>Hi ha reaccions de dos tipus: </li></ul><ul><ul><li>irreversibles A+B  C+D </li></ul></ul><ul><ul><ul><li>aquelles que “s’aturen” quan s’esgota el reactiu limitant </li></ul></ul></ul><ul><ul><li>reversibles A+B  C+D </li></ul></ul><ul><ul><ul><li>reaccions que mai arriben a “aturar-se” donat que es produeixen en els dos sentits (els reactius formen productes i aquests a la seva vegada tornen a formar reactius) </li></ul></ul></ul><ul><ul><ul><li>Com funcionen? </li></ul></ul></ul><ul><ul><ul><ul><li>En les condicions inicials, nosaltres disposem d'unes certes quantitats de reactius A i B </li></ul></ul></ul></ul><ul><ul><ul><ul><li>Passant un cert temps, podem observar que la reacció s'ha iniciat i els reactius es transformen en productes. </li></ul></ul></ul></ul><ul><ul><ul><ul><li>Els productes resultants es descomponen alhora que es formen i tornen a donar un altre cop els reactius. </li></ul></ul></ul></ul><ul><ul><ul><ul><li>Arriba un moment en què la velocitat de la reacció directa i inversa s'iguala i les concentracions de cada una de les substàncies que intervé (R o P) s’estabilitza llavors és quan s'assoleix l' equilibri . </li></ul></ul></ul></ul><ul><ul><ul><ul><li>En aquest, encara que transcorri molt de temps, les condicions d'equilibri no varien mentre no es modifiquin les condicions externes del sistema. </li></ul></ul></ul></ul>
  3. 3. <ul><ul><ul><ul><li>L’equilibri per tant: </li></ul></ul></ul></ul><ul><ul><ul><ul><ul><li>es dinàmic (tot i que externament les concentracions siguin constants). Es a dir a l’equilibri hi ha el mateix nombre de partícules de reactius i de productes, però aquestes han anat canviant. </li></ul></ul></ul></ul></ul><ul><ul><ul><ul><ul><li>A una temperatura determinada les condicions de l'estat d'equilibri són les mateixes. </li></ul></ul></ul></ul></ul><ul><ul><ul><ul><ul><li>Observem algunes animacions: </li></ul></ul></ul></ul></ul><ul><ul><ul><ul><ul><li>http:// www . chem . iastate . edu / group / Greenbowe / sections / projectfolder / animations / no2n2o4equilV8 . html </li></ul></ul></ul></ul></ul><ul><ul><ul><ul><ul><li>http :// www . chem . iastate . edu / group / Greenbowe / sections / projectfolder / animations /equilvpBr2V8. html </li></ul></ul></ul></ul></ul>
  4. 4. Exemple: H 2 + I 2  2 HI Observem la variació de la concentració amb el temps Equilibri químic Concentracions (mol/l) Temps (s) [HI] [I 2 ] [H 2 ]
  5. 5. 4.2 Constant d’equilibri de concentracions (K c ) <ul><li>A una reacció qualsevol: a A + b B  c C + d D la constant K c pren el valor </li></ul><ul><ul><li>les concentracions aquí indicades són les del equilibri. </li></ul></ul><ul><ul><li>La constant K c depen de la temperatura </li></ul></ul><ul><ul><li>ATENCIÓ!: Només s’indiquen a Kc les espècies gasoses i /o en disolució. </li></ul></ul><ul><ul><li>Les espècies en estat sòlid o líquid tenen concentració constant i per tant el seu valor ja està inclós al valor de Kc </li></ul></ul>
  6. 6. <ul><li>Exemple: H 2 (g) + I 2 (g)  2 HI (g) </li></ul><ul><li>El valor de K C depen de cóm estigui igualada la reacció </li></ul><ul><li>Es a dir, si la reacció anterior l’haguessim igualat ½ H 2 (g) + ½ I 2 (g)  HI (g) , la constant sería l’arrel quadrada de l’anterior. </li></ul>
  7. 7. Exemple: Tenim l’equilibri 2 SO 2 (g) + O 2 (g)  2 SO 3 (g). Es fan cinc experiments en els quals s’introdueixen diferents concentracions inicials dels reactius. Es produeix la reacció i un cop arribat a l’equilibri es mesuren les concentracions de Reactius i productes, obtenint les següents dades: 280,6 0,363 0,343 0,037 0,25 0,40 0,15 Exp 5 280,5 0,568 0,066 0,132 0,70 — — Exp 4 280,0 0,143 0,026 0,053 0,20 — — Exp 3 280,7 0,135 0,332 0,014 — 0,40 0,15 Exp 2 279,2 0,170 0,155 0,030 — 0,20 0,20 Exp 1 K c [SO 3 ] [O 2 ] [SO 2 ] [SO 3 ] [O 2 ] [SO 2 ] Concentr. equilibrio (mol/l) Concentr. iniciales (mol/l)
  8. 8. <ul><li>A la reacció anterior: 2 SO 2 (g) + O 2 (g)  2 SO 3 (g) </li></ul><ul><li>K C s’obté aplicant l’expresió: </li></ul><ul><li>i com es pot observar és pràcticament constant </li></ul><ul><ul><li>- no depen de les concentracions inicials </li></ul></ul><ul><ul><li>-depèn de la Temperatura a la qual es fa la reacció. </li></ul></ul>
  9. 9. Exercici A: Escriviu les expresions de K C pels següents equilibris químics: a) N 2 O 4 (g)  2  NO 2 (g); b) 2 NO(g) + Cl 2 (g)  2 NOCl(g); c)  CaCO 3 (s)  CaO(s) + CO 2 (g); d) 2 NaHCO 3 (s)  Na 2 CO 3 (s) + H 2 O(g) + CO 2 (g). <ul><li>a) </li></ul><ul><li>b) </li></ul><ul><li>c) </li></ul><ul><li>d) </li></ul>
  10. 10. <ul><li>S’ha de tenir en compte que també afecten els coeficients estequiomètrics però podem aproximar que per: </li></ul><ul><li>Kc<1 </li></ul><ul><ul><li>la reacció està desplaçada cap a Reactius, la concentració de A i B és més elevada a la de C i D </li></ul></ul><ul><li>Kc>1 </li></ul><ul><ul><li>la reacció està desplaçada cap a Productes, la concentració de C i D és més elevada a la de A i B. </li></ul></ul>Interpretació del valor de Kc
  11. 11. tiempo K C ≈ 10 0 concentración tiempo K C > 10 5 concentración K C < 10 -2 concentración tiempo
  12. 12. <ul><li>Com podem saber si en un moment donat estem a l’equilibri? </li></ul><ul><li>Calculant el quocient de concentracions Qc (la seva expresió és la mateixa de Kc, però no sabem si les concentracions es troben a l’equilibri) </li></ul><ul><ul><li>Qc=Kc la reacció està a l’equilibri </li></ul></ul><ul><ul><li>Qc>Kc Hi ha més C i D del que hauria d’haver-hi es desplaçarà cap a Reactius </li></ul></ul><ul><ul><li>Qc<Kc Hi ha més A i B del que hauria d’haver-hi es desplaçarà cap a Productes </li></ul></ul>
  13. 13. Valor de la constant a partir d’altres constants d’equilibri <ul><li>Una reacció pot ser escrita com a combinació algebràica d’altres (Llei de Hess), doncs si es tracten de reaccions reversibles la seva Kc també pot ser escrita com una combinació algebraica d’altres K’c </li></ul><ul><li>Fem els exemples del llibre pag. 85 </li></ul>
  14. 14. 4.3 Constant d’equilibri (K p ) <ul><li>A les reaccions en que intervenen gasos és més senzill mesurar lés pressions parcials que les concentracions. </li></ul><ul><li>Per una reacció qualsevol </li></ul><ul><ul><li>a A (g) + b B (g)  c C (g) + d D (g) </li></ul></ul><ul><li>També es pot definir una constant de pressions K p </li></ul>
  15. 15. <ul><li>Intentem relacionar mitjançant la llei dels gasos ideals PV= n RT les dues constants d’una reacció on intervenen gasos </li></ul><ul><li>P= n/V. RT=   RT </li></ul><ul><li>p c c · p D d  C  c (RT) c ·  D  d (RT) d K p = ———— = —————————— =Kc. (RT)  n </li></ul><ul><li>p A a · p B b  A  a (RT) a ·  B  b (RT) b </li></ul><ul><li>on  n = increment en nº de mols de gasos (n productes – n reactius ) </li></ul>4.4 Relació entre les constants Kc i Kp
  16. 16. Valors de K c i K p . <ul><li>El valor d’ambdues constants pot variar entre límits bastant grans: </li></ul><ul><li>La reacció està molt desplaçada a productes </li></ul><ul><li>H 2 (g) + Cl 2 (g)  2 HCl (g) K c (298 K) = 2,5 ·10 33 </li></ul><ul><li>Es tracta d’un veritable equilibri </li></ul><ul><li>H 2 (g) + I 2 (g)  2 HI(g) K c (698 K) = 55,0 </li></ul><ul><li>La reacció està molt desplaçada a reactius (gairebé no es formen productes) </li></ul><ul><li>N 2 (g) + O 2 (g)  2 NO (g) K c (298 K) = 5,3 ·10 –31 </li></ul>
  17. 17. 4.5 Grau de dissociació (  ). <ul><li>S’utilitza normalment en reaccions a les quals hi ha un únic reactiu que es dissocia en dos o més. </li></ul><ul><li> = nreaccionen/ n inicials=  reacciona  /  inicial  </li></ul><ul><li>Així expressat el grau de dissociació és un tant per ú. </li></ul><ul><li>El % de sustancia dissociada és igual a 100 ·  . </li></ul>
  18. 18. 4.6 Factors que modifiquen l’equilibri <ul><li>Si un sistema es toba en equilibri (Q = K c ) i es produeix una perturbació: </li></ul><ul><ul><li>Canvi en la concentració d’algun/s dels reactius o productes. </li></ul></ul><ul><ul><li>Canvi en la pressió o volum </li></ul></ul><ul><ul><li>Canvi en la temperatura. </li></ul></ul><ul><li>El sistema deixa d’estar en equilibri i tracta de tornar a ell, desplaçant-se en el sentit que compensi la pertorbació produïda. </li></ul><ul><li>PRINCIPI DE LE CHATELIER : </li></ul><ul><li>“ Un canvi o pertorbació en qualsevol de les variables que determinen l’estat d’equilibri químic produeix un desplaçament de la reacció en esl sentit de contrarrestar o minimitzar l’efecte causat per la pertorbació ” </li></ul>
  19. 19. a) Canvi en la concentració d’algun dels reactius o productes . <ul><li>Si un cop establert l’equilibri es modifica la concentració d’algun reactiu o producte l’equilibri desapareix. </li></ul><ul><li>Les concentracions inicials d’aquest nou equilibri són les de l’equilibri previ més les variacions que s’hagin introduït (augment o disminució de concentració) </li></ul><ul><li>Lógicament, la constant és la mateixa , per la qual cosa: </li></ul><ul><ul><li>si augmentem la [ reacti u s] l’equilibri tendirà a contrarrestar aquest augment i es desplaçarà cap a productes </li></ul></ul><ul><ul><li>Si disminuim la [ reacti u s] l’equilibri tendirà a contrarrestar aquesta disminució i es desplaçarà cap a reactius. </li></ul></ul>
  20. 20. b) Canvi en la pressió o en el volum (només per equilibris on intervinguin gasos) <ul><li>Si un cop establert l’equilibri en el que interveng ui n gas o s es modifica la pressió: </li></ul><ul><ul><li>Si augmenta la P l’equilibri tendirà a contrarrestar aquest augment desplaçant-se cap a on hi hagi menys mols de gas </li></ul></ul><ul><ul><li>Si disminueix la P l’equilibri tendirà a contrarrestar aquesta disminució desplaçant-se cap a on hi hagi mes mols de gas </li></ul></ul><ul><ul><li>En el cas que el nombre de mols gas sigui el mateix a reactius i a productes l’equilibri NO pot contrarrestar una alteració de la P o el V. </li></ul></ul><ul><li>En el cas de modificar el volum com P.V= nRT, es a dir P i V son inversament proporcionals pensarem </li></ul><ul><ul><li>Si augmenta V, la P disminuirà i podrem aplicar els criteris anteriors </li></ul></ul><ul><ul><li>Si disminueix V, la P augmetna i podrem aplicar els criteris anteriors. </li></ul></ul>
  21. 21. c) Canvi en la Temperatura <ul><li>Si un cop establert l’equilibri es modifica la Temperatura : </li></ul><ul><ul><li>Si augmentem la T l’equilibri es desplaça en el sentit que es consumeixi aquest calor, es a dir´: </li></ul></ul><ul><ul><ul><li>Si la reacció és endotermica cap a productes (consumeix Q) </li></ul></ul></ul><ul><ul><ul><li>Si la reacció és exotèrmica cap a reactius </li></ul></ul></ul><ul><ul><li>Si disminuim la T l’equilibri es desplaça en el sentit que la reacció desprengui calor, es a dir´: </li></ul></ul><ul><ul><ul><li>Si la reacció és exotèrmica cap a productes (es despren Q) </li></ul></ul></ul><ul><ul><ul><li>Si la reacció és endotèrmica cap a reactius </li></ul></ul></ul>
  22. 22. d) Efecte dels catalitzadors <ul><ul><li>Un catalitzador és una substància que augmenta la velocitat de les reaccions. </li></ul></ul><ul><ul><li>A nivell industrial aconseguir produïr el màxim en el mínim de temps equival a més guanys. </li></ul></ul><ul><ul><li>Un catalitzador NO modifica l’equilibri (les concentracions o pressions seràn les mateixes) però permet que s’arribi més ràpidament al mateix. </li></ul></ul>
  23. 23. 4.7 Relació entre la constant d’equilibri i l’energia lliure de Gibbs <ul><ul><li>L’energia lliure de Gibbs informa sobre la exponteneïtat o no d’una reacció, si recordem: </li></ul></ul><ul><ul><ul><li> G =  H - T  S </li></ul></ul></ul><ul><ul><ul><li> S és l'entalpia del sistema </li></ul></ul></ul><ul><ul><ul><li>T, la temperatura en ºK </li></ul></ul></ul><ul><ul><ul><li> H l'entalpia del sistema. </li></ul></ul></ul><ul><li>Criteri espontaneïtat: </li></ul><ul><ul><li> G<0 procès espontani </li></ul></ul><ul><ul><li> G>0 procès no espontani </li></ul></ul>
  24. 24. <ul><li>L’expressió matemàtica que relaciona  G i Kc és la següent (no es fa la demostració matemàtica, massa complexa pel curs) </li></ul><ul><ul><ul><li> G =  Gº +RTLnK </li></ul></ul></ul><ul><ul><ul><li>Com a l’equilibri  G=0: </li></ul></ul></ul><ul><ul><ul><li> Gº = -RTLnK </li></ul></ul></ul><ul><ul><ul><li>Atenció¡¡ com  Gº es treballa en el S.I en J </li></ul></ul></ul><ul><ul><ul><ul><li>la R haurà de ser 8,31 J/(ºK.mol) </li></ul></ul></ul></ul><ul><ul><ul><ul><li>El valor de K vindrà donat en el S.I (Pa o mol/m 3 ) </li></ul></ul></ul></ul>

×