equilibrio quimico, Apuntes de Derecho

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Equilibrio Químico

Tema 3

2

ÍNDICE de CONTENIDOS

Concepto de equilibrio

−

Ley de Acción de Masas:Constante de equilibrio (K)

−

Aproximación cinética alequilibrio

Constante de equilibrio

Equilibrios homogéneos:

Fase líquida (Kc)Fase gaseosa (Kp)

− Relación entre Kc y Kp–

Equilibrios heterogéneos

Expresión de K según seesprese la reacción

Equilibrio termodinámico

Cociente de reacción (Q)

Relación entre ∆G y K

Dependencia de K con latemperatura

Ecuación de Van’t Hoff

Factores que afectan alequilibrio:

Principio de

Le

Châtelier

Concentración

Presión

Volumen

Temperatura

a A + b B

⇔

c C + d D

Si

Kc

es alta (>10)

en el equilibrio la reacción está desplazada

hacia la derecha (

⇒ ⇒

⇒ ⇒

), formación de productos

Si

Kc

es baja (<0,1)

en el equilibrio la reacción está

desplazada hacia la izquierda (

⇐⇐⇐⇐

), formación de los reactivos

Constante de equilibrio

[

]

[

]

[

]

[

]

b

a

d

c

C

B

A

D

C

K

En el

equilibrio

se cumple

(adimensional)

Concepto de equilibrio

Ley de Acción de Masas: Constante de equilibrio

K

eq

solo depende de la T para una reacción dada

A + 2 B

AB

2

v

d

v

i

v

d

=

k

d

[A][B]

2

v

i

=

k

i

[AB

2

]

Equilibrio

:

v

d

= v

i

⇒

k

d

[A][B]

2

=

k

i

[AB

2

]

Reacción elemental

:

Concepto de equilibrio

Aproximación cinética al equilibrio

[

]

[

][

]

2

2

d

C

i

k

AB

A

B

K

k

=

=

2 NO

2

(

g

)

2 NO (

g

) + O

2

(

g

)



En fase gaseosa:

K

c

y

K

P

También se puede usar

2

2

2

2

NO

O

NO

p

P

P

P

K

⋅

=

[

]

[

]

[

]

2

2

2

2

NO

O

NO

K

C

todas las especies en la misma fase

Constante de equilibrio

Equilibrios homogéneos: Fase gaseosa (Kp y Kc)

a A

(g)

+ b B

(g)

c C

(g)

+ d D

(g)

[

]

[

]

[

]

[

]

b

a

d

c

C

B

A

D

C

K

⋅

⋅

=

[

]

T R A T R V

n

P

A

A

⋅ ⋅ = ⋅ ⋅ =

b

B

a

A

d

D

c

C

p

P

P

P

P

K

[

]

(

)

[

]

(

)

[

]

(

)

[

]

(

)

b

b

a

a

d

d

c

c

b

B

a

A

d

D

c

C

p

RT

B

RT

A

RT

D

RT

C

P

P

P

P

K

⋅

⋅ = ⋅ ⋅ = [

]

[

]

[

]

[

]

(

)

(

) (

) b a d c b a

d

c

P

RT

B

A

D

C

K

−

⋅

⋅

⋅

=

(

)

n

C

P

RT

K

K

∆ ⋅ = g n ∆ C K

atm L

R

mol K

Constante de equilibrio

Relación entre Kp y Kc

A + B

E + F



Si una reacción se puede expresar como suma de dos o másreacciones, la Kc global es el producto de las Kc individuales

[

]

[

]

[

] [

]

B

A

F

E

K

C

A + B

C + D

C + D

E + F

A + B

E + F

[

]

[

]

[

] [

]

1

C

C

D

K

A

B

⋅

=

⋅

[

]

[

]

[

] [

]

2

C

E

F

K

C

D

⋅

=

⋅

1

2

C

C

C

K

K

K

=

⋅

Constante de equilibrio

Expresión de K según se exprese la reacción

A

B

G

H

a

b

g

h



Constante de equilibrio y ajuste de la reacción

[

] [

]

[

] [

]

g

h

C

a

b

G

H

K

A

B

=

G

H

A

B

g

h

a

b

[

] [

]

[

] [

]

'

a

b

C

g

h

A

B

K

G

H

=

' C

C

K

K

A

B

G

H

a

b

g

h

A

B

G

H

a

b

g

h

[

] [

]

[

] [

]

g

h

c

a

b

G

H

K

A

B

=

[

]

[

]

[

]

[

]

2

2

2

2

´

g

h

c

a

b

G

H

K

A

B

=

c

c

K ´

K

2

Al escribir una constante de equilibrio hay que especificar la ecuación balanceada



Constante de equilibrio y sentido de la reacción

Constante de equilibrio

Expresión de K según se exprese la reacción

aA + bB

cC + dD

G

no espontáneo

G

es

G

pontáneo

equilibrio

Equilibrio Termodinámico

G

H

T

S

∆

= ∆

−

∆

Avance de la reacción

inicia

l

G

0

G

∆

=

G

intermedio

equilibrio

CaCO

3

(

s

)

CaO

(

s

)

• CO

2

(

g

)

∆

H

0

= 177.8 kJ

∆

S

0

= 160.5 J/K

∆

G

=

∆

H

T

∆

S

a 25

0

C,

∆

G

0

= 130.0 kJ

∆

G

0

= 0 a 835

0

C

Proceso en equilibrio de CO

2

0

0 0

G

no espontáneo

G

es

G

pontáneo

equilibrio

∆

→

∆

<

∆

=

→ →

No espontánea en condicionesestándar

Equilibrio en condicionesestándar (1 atm)

K

P

= 1

2

P

CO

K

P

=

Equilibrio Termodinámico

Energía libre y avance de reacción

∆∆∆∆

G

0

< 0

∆∆∆∆

G

0

> 0

G

0

R

G

0

P

G

0

R

G

0

P

Concentraciones no

estándar



Reacciones en estado líquido



Reacciones en estado gaseoso

0

2 1

2

1

1

1

ln

c

c

K

H

K

R

T

T





∆

= −

−









0

2 1

2

1

1

1

ln

p

p

K

H

K

R

T

T





∆

= −

−









0

0

0

ln

G

RT

K

H

T

S

∆

= −

= ∆

−

∆

0

0

ln

H

S

K

RT

R

0

1

0

1

ln

H

S

R

R

K

T

0

2

0

2

ln

H

S

R

R

K

T

0

1

1

2

2

1

1

ln

ln

H R

K

T

K

T





∆

−

= −

−









Dependencia de K con la Temperatura

Ecuación de

Van´t Hoff

“

Si

se

altera

un

sistema

en

equilibrio,

el

sistema

evoluciona

hacia

una

nueva

situación

de

equilibrio

oponiéndose a la perturbación”

(1884)

Alteración del equilibrio

:

Principio de Le Châtelier

(1859-1936)

Henry Louis Le Châtelier

“Todo sistema en equilibrio químico estable sometido a lainfluencia de una causa exterior que tiende a hacer variar sutemperatura o su condensación (presión, concentración,número de moléculas por unidad de volumen) en su totalidad osolamente en alguna de sus partes sólo puede experimentarunas modificaciones interiores que, de producirse solas,llevarían a un cambio de temperatura o de condensación designo contrario al que resulta de la causa exterior.”

Traducción de la versión original

Si

[A] y/o [B]

aumenta

Si

[C] y/o [D]

aumenta

Alteración del equilibrio:

Principio de Le Châtelier

Concentración



Si varían simultáneamente las concentraciones de

r

eactivos

y

productos

se debe calcular el cociente de reacción (

Q

)

a A + b B

c C + d D

Q

=

[C]

c

[D]

d

[A]

a

[B]

b

Si

Q

K

Si

Q

<< K

izquierda hasta que

Q

= K

derecha hasta que

Q

= K

En el equilibrio

:

Q

=

K

(Al contrario si hay disminución)

T constante