UNIVERSIDAD NACIONAL DE DE CAJAMARCA

Escuela Profesional de Ingeniería de Minas

DOCENTE : Ing. MOSQUEIRA ESTRAVER, Hugo

INTEGRANTES: ASENCIO SANGAY ,Manuel Fernando FLORES PAREDES, John

MANTILLA MURGA, Daniel MIRANDA OCAS, Edwin Jhonatan TARRILLO RUBIO, Heber

ASIGNATURA: QUÍMICA II

EQUILIBRIO QUÍMICO

El Equilibrio Químico es un estado de un sistema reaccionante en el que 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 ambos permanece constante.

INTRODUCCIÓN

Comprender el concepto del equilibrio químico.

Generalizar la idea del equilibrio dinámico.

Extender la noción del equilibrio a los procesos en solución.

Interpretar casos especiales de equilibrio en solución.

OBJETIVOS

EQUILIBRIO QUÍMICOEs la denominación que se hace a cualquier reacción reversible cuando se observa que las cantidades relativas de dos o más sustancias permanecen constantes, es decir, el equilibrio químico se da cuando la concentración de las especies participantes no cambia, de igual manera, en estado de equilibrio no se observan cambios físicos a medida que transcurre el tiempo.

El equilibrio químico se establece cuando existen dos reacciones opuestas que tienen lugar simultáneamente a la misma velocidad

Esto, en términos de velocidad, puede expresar según consta en la figura. Asi pues si tenemos una reacción.

Sólo puede existir equilibrio en un sistema aislado: un sistema en el que ni la energía ni las sustancias entren o salgan continuamente.

Cuando se alcanza el estado de equilibrio, las propiedades observables del sistema (color, masa del reactivo sin reaccionar, temperatura, etc.), no varían con el tiempo.

Toda situación de equilibrio se altera cuando se modifica la temperatura, pero se restablece cuando el sistema vuelve a la temperatura original.

También puede haber modificaciones en el equilibrio con variaciones en la presión/volumen y con variaciones en la concentración de las sustancias participantes en la reacción.

Condiciones

LEY ACCION DE LAS MASAS

En un proceso elemental, el producto de las concentraciones en el equilibrio de los productos elevadas a sus respectivos coeficientes estequiométricos, dividido por el producto de las concentraciones de los reactivos en el equilibrio elevadas a sus respectivos coeficientes estequiométricos

CONSTANTE DE EQUILIBRIO: Kc

La primera formulación de esta ley se basó en evidencias puramente experimentales en el sistema NO2 /N2 O4

Las especies que intervienen en el cálculo de Kc son aquellas que pueden variar su concentración.

sustancias gaseosas o que están en disolución, tanto para equilibrios homogéneos como para heterogéneos

La ley que relacionaba las concentraciones de los reactivos y productos en el equilibrio con una magnitud, que se denominó constante de equilibrio.

La velocidad de la reacción directa o hacia la derecha, si es un proceso elemental, será:

Cuando la reacción esta en equilibrio .

CONSTANTE DE EQUILIBRIO (KP). RELACIÓN CON KC.

en una reacción tipo: a A + b B   c C + d D, se observa la constancia de  Kp viene definida por:

De acuerdo con la ecuación general de los gases tenemos

Vemos, pues, que KP puede depender de la temperatura siempre que haya un cambio en el nº de moles de gases.

Donde n = incremento en nº de moles de gases

(nproductos – nreactivos)

Características• El estado de equilibrio se caracteriza porque sus propiedades

macroscópicas no varían con el tiempo. • El estado de equilibrio no intercambia materia con el entorno.

Si, por ejemplo, la descomposición del carbonato de calcio.• El estado de equilibrio es un estado dinámico en el que se

producen continuos cambios en ambos sentidos a la misma velocidad, y por eso no varían sus propiedades macroscópicas. Así, si en el ejemplo de la descomposición del CaCO3 sustituimos una pequeña parte de CO2 por otra marcada con 14C, al cabo de cierto tiempo observaremos la existencia de Ca14CO3 marcado con carbono 14.

• La temperatura es la variable fundamental que controla el equilibrio. Así pues, a 450ºC a constante de equilibrio para la formación de HI es 57, sea cuál sea la concentración de las substancias reaccionantes.

COCIENTE DE REACCIÓN (Q)

• En una reacción cualquiera a A + b B  c C + d D se llama cociente de reacción a:

COCIENTE DE REACCIÓN (Q)

• Tiene la misma fórmula que la KC pero a diferencia de ésta, las concentraciones no tienen por qué ser las del equilibrio.

• Si Q = Kc entonces el sistema está en equilibrio.

• Si Q < Kc el sistema evolucionará hacia la derecha, es decir, aumentarán las concentraciones de los productos y disminuirán las de los reactivos hasta que Q se iguale con KC.

• Si Q > Kc el sistema evolucionará hacia la izquierda, es decir, aumentarán las concentraciones de los reactivos y disminuirán las de los productos hasta que Q se iguale con KC.

GRADO DE DISOCIACIÓN (α).

• Se utiliza en aquellas reacciones en las que existe un único reactivo que se disocia en dos o más moléculas más pequeñas.

• Es la fracción de un mol que se disocia (tanto por 1). En consecuencia, el % de sustancia disociada es igual a 100.

PRINCIPIO DE LE CHATELIER

Un sistema en equilibrio puede ser alterado si se modifican las condiciones que se establecieron para lograr el equilibrio. Esto es, puede haber cambios en las concentraciones de los reactivos y/o productos, la presión, el volumen y la temperatura del sistema y romper el equilibrio.

Estos cambios en los sistemas en equilibrio fueron estudiados por el Químico Industrial Henri Louis Le Chatelier, quien estableció: si un sistema en equilibrio es perturbado por un cambio de temperatura, presión o concentración, el sistema se desplazará en la dirección que contrarreste al mínimo dicha perturbación, lográndose un nuevo estado de equilibrio.

Cambios de concentración. Cuando se agrega una sustancia a un sistema en equilibrio, reactivo o producto, éste se desplazará en el sentido que lo contrarreste consumiendo la sustancia adicionada y conseguir un nuevo estado de equilibrio.

Si por el contrario, se extrae del sistema reactivo o producto, el sistema se dirigirá en la dirección que se forme más de la sustancia retirada.

Si se agrega NO y/o O2 o ambos, la reacción se desplaza en el sentido que se consuman, hacia la formación de NO2.

Se adiciona NO2, la reacción se desplaza hacia la formación de reactivos.

Si se retira NO y/o O2 o ambos, el sentido de la reacción que se favorece es hacia la formación de la sustancia o sustancias retiradas, hacia la izquierda.

Se extrae NO2, la reacción se orienta a la formación de éste, hacia la derecha.

PRINCIPIO DE LE CHATELIER

Un sistema en equilibrio puede ser alterado si se modifican las condiciones que se establecieron

para lograr el equilibrio. Esto es, puede haber cambios en las concentraciones de los reactivos y/o

productos, la presión, el volumen y la temperatura del sistema y romper el equilibrio.

Estos cambios en los sistemas en equilibrio fueron estudiados por el Químico Industrial Henri Louis

Le Chatelier, quien estableció: si un sistema en equilibrio es perturbado por un cambio de

temperatura, presión o concentración, el sistema se desplazará en la dirección que contrarreste al

mínimo dicha perturbación, lográndose un nuevo estado de equilibrio.

FACTORES QUE MODIFICAN EL EQUILIBRIO

Esto significa que si en una reacción química en equilibrio se modifican la presión, la temperatura o la concentración de alguna de las especies reaccionantes, la reacción evolucionará en uno u otro sentido hasta alcanzar un nuevo estado de equilibrio.

EFECTO DE LA TEMPERATURA

Es la única variable que, además de influir en el equilibrio, modifica el valor de su

constante. Si una vez alcanzado el equilibrio se aumenta la temperatura, el

sistema, siguiendo el Principio de Le Chatelier, se opone a ese aumento de

energía calorífica desplazándose en el sentido que absorba calor, es decir, hacia el

sentido que marca la reacción endotérmica.

Reacciones Exotérmicas

Reacciones Endotérmicas

A  +  B  Û  AB  +  calor

A  +  B  +  calor  Û  AB

EFECTO DE LA PRESIÓN Y DEL VOLUMEN

La variación de presión en un equilibrio químico influye solamente cuando en el

mismo intervienen especies en estado gaseoso o disuelto y hay variación en el

número de moles, ya que si Δn = 0, no influye la variación de presión o de volumen.

Si aumenta ρ, el sistema se desplazará hacia donde exista menor número de moles

para así contrarrestar el efecto de disminución de V, y viceversa.

EFECTO DE LAS CONCENTRACIONES

La variación de la concentración de cualquiera de las especies que intervienen en el equilibrio

no afecta en absoluto al valor de la constante de equilibrio; no obstante, el valor de las

concentraciones de las restantes especies en el equilibrio sí se modifica. Así, volviendo al

equilibrio anterior:

Una disminución del NH3, retirándolo a medida que se va obteniendo, hará que el

equilibrio se desplace hacia la derecha y se produzca más NH3, con el fin de que

Kc siga permaneciendo constante.

a) Si se agrega NO y/o O2 o ambos, la reacción se desplaza en el sentido que se consuman, hacia

la formación de NO2.

b) Se adiciona NO2, la reacción se desplaza hacia la formación de reactivos.

c) Si se retira NO y/o O2 o ambos, el sentido de la reacción que se favorece es hacia la formación

de la sustancia o sustancias retiradas, hacia la izquierda.

d) Se extrae NO2, la reacción se orienta a la formación de éste, hacia la derecha.

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QUIMICA II EQUILIBRIO QUIMICO

EJEMPLO1

• En el proceso de formación del amoniaco, realizado a 500 °C en un recipiente de 10 litros, se ha encontrado en el equilibrio la presencia de 6 moles de , 4 moles de y 1,12 moles de . ¿Cómo será el rendimiento de esa reacción a 500 °C?

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QUIMICA II EQUILIBRIO QUIMICO

EJEMPLO2

• Calcula los valores de y a 250 °C en la reacción de formación del amoniaco, sabiendo que si partimos de dos moles de N2 y cinco moles de H2, obtenemos tres moles de amoniaco. El volumen del recipiente de reacción es de 10 L.

GRACIAS