Equilibrio
químico
Unidad 1
Cinética Química y Biológica
Determinación de la constante de equilibrio químico en sistemas
ideales y no ideales, en reacciones homogéneas y heterogéneas, en
función de la temperatura.
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Equilibrio Químico: Cinética Química y Biológica - Prof. Gonzalez Soto, Diapositivas de Cinética Química y Catálisis
Una introducción al equilibrio químico, explorando conceptos clave como la constante de equilibrio, la ley de acción de masas y el principio de le châtelier. Se analizan las reacciones homogéneas y heterogéneas, así como el efecto de la temperatura y la presión en el equilibrio. También se incluyen ejemplos y actividades para comprender mejor los conceptos.
Tipo: Diapositivas
2024/2025
1 / 36
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Equilibrio
químico
Unidad 1 Cinética Química y Biológica Determinación de la constante de equilibrio químico en sistemas ideales y no ideales, en reacciones homogéneas y heterogéneas, en función de la temperatura.
Reacciones homogéneas: Transcurren solamente en una fase (normalmente entre gases o entre líquidos miscibles entre sí). Reacciones heterogéneas: Requieren, al menos, la presencia de más de una fase para transcurrir del modo en que lo hacen (normalmente, bifásicas, fluido-fluido o fluido-sólido).
Definiciones:
Equilibrio Químico:
- Es el estado de un sistema reaccionante en el que no se observan cambios a medida que transcurre el tiempo, a pesar de que siguen reaccionando entre sí las sustancias presentes.
- En la mayoría de las reacciones químicas, los reactivos no se consumen totalmente para obtener los productos deseados, sino que, por el contrario, llega un momento en el que parece que la reacción ha concluido. Podemos comprobar analizando los productos formados y los reactivos consumidos, que la concentración de todos Figura 1. Velocidades de formación y permanece constante. descomposición del HI
Dirección del desplazamiento del equilibrio: Derecha (Figura 2 a): Cuando se tiene mayor cantidad de productos (C y D) que de reactivos (A y B). Izquierda (Figura 2b): Cuando la concentración de los reactivos(A y B) es mayor que la de los productos (C y D) Figura 2. Dirección del desplazamiento del equilibrio (a) derecha, b) izquierda D Ejemplo: Considere la obtención de trióxido de azufre a partir de dióxido de azufre y oxígeno a 1000 °C según: 1 Figura 3. Representación del equilibrio para la formación del SO 3 (a) y para la descomposición (b)
Constante de equilibrio:
La constante de equilibrio
Esta constante, Kc, es la que se denomina constante de equilibrio. Kc es siempre constante y no depende de las concentraciones de las sustancias reaccionantes en el equilibrio. Kc siempre es igual a Kd/Ki, el cociente de dos cantidades que en sí mismas son constantes a una temperatura dada. Las constantes de velocidad dependen de la temperatura, entonces la Kc es también una función de la temperatura de reacción. Constante de equilibrio La magnitud de Kc nos informa sobre la proporción entre reactivos y productos en el equilibrio químico: Kc > 1 en el equilibrio resultante la mayoría de los reactivos se han convertido en productos. Kc ∞, en el equilibrio prácticamente solo existen los productos. Kc<1, indica que, cuando se establece el equilibrio, la mayoría de los reactivos quedan sin reaccionar, formándose solo pequeñas cantidades de productos.
Ejemplo 2 En el sistema N 2 O 4 (g)= 2NO 2 a 25 °C se encuentra que las concentraciones en el equilibrio son 0.0457 de NO 2 y 0.448 de N 2 O 4 , ambas expresadas en moles/L. ¿Cómo será el rendimiento de esa reacción? Como el valor de la Kc a 25 °C es menor que 1 significa que el equilibrio está desplazado a la izquierda
Actividad 1
Para cada uno de los siguientes equilibrios: a) formula la constante de equilibrio y b)determina la dirección en la que se encuentra desplazado el equilibrio.
Predicción del sentido de una reacción entre (cociente de reacción, Q)
- Ejemplo 3:
- Al comienzo de una reacción en un reactor de 3.5 L, a una temperatura de 200°C existen 0.249 moles 3.21 X 10-2 2 moles de hidrógeno y 6.42 X 10 -4 moles de amoniaco. Si el valor de la constante de equilibrio para el proceso de formación del amoniaco vale a esta temperatura 0.65 indica
La constante de equilibrio de
las presiones Kp
Unidad 1 Equilibrio Químico
Constante de equilibrio para reacciones gaseosas y kp (constante de las presiones)
Ejemplo
y el segundo término por K g , donde; Con estas definiciones, la ecuación resulta: Ka=Kp*K g Kp, es la constante de presiones de equilibrio de una reacción gaseosa y K g es la constante de los coeficientes de actividad
Relación entre la Kc y la Kp
Ejemplo 8. La constante de equilibrio a una temperatura de 800 °C para la reacción: CH4 (g) + H2O(g) = CO(g) +3H (g) vale, Kc=18 Calcula: a) el valor de kp para la misma reacción. b) sí las presiones parciales del metano y del vapor de agua valen 15 atmósferas al comienzo del proceso ¿cuáles serán las presiones parciales de todas las especies cuando se alcance el equilibrio b) CH 4 (g) + H 2 O(g) = CO(g) +3H 2 (g) 15-x 15-x x 3x