Equilibrio de Reacciones Objetivo Determinar e interpretar el valor de la constante de equilibrio en diversas reacciones químicas.

Equilibrio de Reacciones

Objetivo Determinar e interpretar el valor de

la constante de equilibrio en diversas reacciones químicas.

Dos casos:

Reactivos Productos

(Rxn Irreversible)

Reactivos Productos

(Rxn Reversible)

Cuando una Reacción Química llega al estado de equilibrio las concentraciones de reactivos y

productos permanecen constantes en el tiempo.

Sin embargo a nivel molecular existe gran actividad entre la

formación de producto y reactivo

(Interacción de moléculas)

En las reacciones reversibles el reactante no se convierte completamente en producto.

Constante de Equilibrio

Una reacción en estado de equilibrio químico se puede representar por la

siguiente ecuación

La magnitud de la contante de equilibrio puede informar si en una reacción el equilibrio esta favorecida la formación de productos o reactivos.

Solo se deben considerar las concentraciones de especies que se encuentran en estado acuoso o gaseoso.

No las especies en estado sólido y líquido.

La constante de equilibrio se expresa en términos de concentración y de

presiones parciales de especies que participan en una reacción:

Keq KC o Kp

Expresar la constante de equilibrio de las siguientes reacciones:

Para la siguiente reacción:

a)Expresar la Constante de equilibrio.b)Calcular su valor a 25 y 52ºC e indiquen su

significado.

“Si mediante una acción externa se perturba el estado de equilibrio de un sistema, en esta caso de una reacción química, el EQUILIBRIO se desplaza en

dirección que tienda a reducir el cambio o perturbación”

Principio de Le Chatelier

Los factores que afectan el equilibrio y que se consideran perturbaciones en el sistema son:

Concentración.Presión.Volumen.

Temperatura.

Cambio de Concentración.

El Equilibrio se desplaza hacia la

formación de Producto.

•Adición de Reactivo.

•Extracción

de Producto.

El Equilibrio se desplaza hacia la

formación de Reactivo.

•Adición de Producto.

•Extracción

de Reactivo.

Cambios de Presión y Volumen

A mayor presión y menor volumen

El equilibrio se desplaza hacia reactivos.

A menor presión y mayor volumen.

El equilibrio se desplaza hacia productos.

Efecto de la Temperatura

Afecta no tan solo la condición de equilibrio sino que además el valor de la constante.

Reacciones Exotérmicas

• A mayor tº el equilibrio va hacia Reactivos (lo contrario hacia productos)

Reacciones Endotérmicas

• A mayor tº el equilibrio va hacia Productos (lo contrario hacia reactivos)

Para la siguiente reacción:

H2S(g)+ O2(g) H2O(g) + SO2(g) Justifica como se verá afectado el equilibrio en los siguientes casos:

a)Al aumentar el volumen del recipiente a temperatura constante

b)Al extraer SO2(g)

c)Al incrementar la temperatura manteniendo el volumen constante

Objetivo:

Determinar velocidades a las que se llevan a cabo las reacciones químicas e

Identificar los factores que regulan estas velocidades

CINÉTICA

oEstudia las velocidades con que ocurren las reacciones.

oEspecifica los Factores que afectan la velocidad de

reacción.

CINÉTICAVelocidad de reacciónA B

Velocidad de reacción

La velocidad de una reacción se mide a través de la velocidad con que desaparecen los reactivos o que se forman los productos.

Para una reacción: A B

tt

A) (moles -

B) (moles media Velocidad

Ecuación General de VelocidadLey Cinética:

Es una relación de la concentración de las especies reactantes.

La forma general de la expresión de velocidad es:

V = k ·[A]m · [B]n

En donde:m corresponde al orden de la reacción con respecto al reactante A

n el orden respecto al reactante B.Se entiende por orden de una reacción la potencia al cual hay que elevar la concentración de los reactantes.

m + n será el orden total de la reacción

k es la constante de velocidad específica

V = k · [A]m · [B]n

H2(g) + I2(g) 2 HI(g) v = k · [H2 · [I2 ◦ Reacción de segundo orden (1 + 1)◦ De primer orden respecto al H2 y de primer

orden respecto al I2.

H2(g) + Br2(g) 2 HBr(g) v = k · [H2 · [Br2 ½

◦ gReacción de orden 3/2 (1 + ½)

◦ De primer orden respecto al H2 y de orden ½

respecto al Br2.

Ejemplo: Órdenes de reacción total y parciales de las reacciones:

2,26 x 10 -2

1,13 x 10 -2

2,26 x 10 -2 0,60

0,60

0,30

Teoría de colisiones

Postula que las reacciones químicas son el resultado de choques entre las moléculas reactantes.

Estas colisiones deben alcanzar una energía mínima, conocida como Energía de Activación, que les permita romper los enlaces y formar los nuevos enlaces

Antes de la colisión Colisión (a) Colisión Efectiva

Después de la colisión

Antes de la colisión Después de la colisión

Colisión (b) Colisión Inefectiva

Objetivo:

Identificar los factores que regulan las Velocidades DE UNA REACCION

Las reacciones químicas se producen por los choques eficaces entre las moléculas de reactivos

I

I

H

H

Choque eficaz

No eficaz

I

I

I

I

H

H

H

H

I

I

H

H

I

I

H

H

I2 + H2

HI + HI

I2 H2

Veamos la reacción de formación del HI a partir de I2 e H2

Además del choque adecuado las moléculas tienen que tener una energía suficiente

Energía de Activación

¿Dónde habrá Reacción?

• Para poder reaccionar, las moléculas de reactivos deben chocar entre sí, con la energía y la orientación apropiadas.

• A mayor concentración de reactivos hay mayor número de colisiones y mayor formación de producto: mayor velocidad de reacción.

• A mayor Temperatura, las moléculas se mueven más rápido, hay más colisiones de alta energía y por lo tanto se acelera la reacción.

Colisiones reactivas y no reactivas

Energía de activación

En

erg

ía p

ote

ncia

l

Transcurso de la reacción

Reactivos H < 0

Energía de activación

Transcurso de la reacción

Reactivos

H > 0

En

erg

ía p

ote

ncia

lReacción exotérmica Reacción endotérmica

Productos

Productos

PERFIL DE REACCION

Factores que influyen en la velocidad de reacción

1.- Estado físico de los reactivos

2.- Concentración de los reactivos

3.- Temperatura

4.- Catalizadores

Las reacciones son más rápidas si los reactivos son gaseosos o están en disolución. En las reacciones heterogéneas la velocidad dependerá de la superficie de contacto entre ambas fases, siendo mayor cuanto mayor es el estado de división.

Un incremento de la temperatura provoca un incremento en la energía cinética de las moléculas, lo que hace que sea mayor el número de moléculas que alcanza la energía de activación.

La velocidad de la reacción se incrementa al aumentar la concentración de los reactivos, ya que aumenta el número de choques entre ellos.

CONCENTRACIÓN DE LOS REACTIVOS