equilibrio reacciones quimicas

Capítulo 17: EquilibrioEl enlace de las reacciones químicas

17.1 La naturaleza dinámica del estado de equilibrio 17.2 El cociente de reacción y la constante de equilibrio

17.3 Expresión de equilibrios con unidades de presión: la relación entre Kc y Kp

17.4 Dirección de la reacción: comparación de Q y K

17.5 Cómo resolver problemas de equilibrio

17.6 Condiciones de reacción y el estado de equilibrio: el principio de Le Châtelier

Alcanzando el equilibrio a los niveles macroscópico y molecular

2 NO2 (g) N2O4 (g)

Fig. 17.1

El estado de equilibrio

En el equilibrio: velocidaddir = velocidadinv

velocidaddir = kdir[N2O4] velocidadinv = kinv[NO2]2

Para el equilibrio dióxido de nitrógeno - tetróxido de dinitrógeno :

N2O4 (gas incoloro) = 2 NO2 (gas café)

kdir[N2O4] = kinv[NO2]2 kdir [NO2]2

kinv [N2O4]=

1) K pequeña N2 (g) + O2 (g) 2 NO(g) k = 1 x 10 -30

2) k grande 2 CO(g) + O2 (g) 2 CO2 (g) k = 2.2 x 1022

3) k intermedia 2 BrCl(g) Br2 (g) + Cl2 (g) k = 5

El intervalo de constantes de equilibrio

Fig. 17.2

Fig. 17.3

El cambio en Q durante la reacción N2O4-NO2

Co

nce

ntr

ació

nA

par

ien

cia

de

NO

2

Capítulo 17: EquilibrioEl enlace de las reacciones químicas

17.1 La naturaleza dinámica del estado de equilibrio 17.2 El cociente de reacción y la constante de equilibrio

17.3 Expresión de equilibrios con unidades de presión: la relación entre Kc y Kp

17.4 Dirección de la reacción: comparación de Q y K

17.5 Cómo resolver problemas de equilibrio

17.6 Condiciones de reacción y el estado de equilibrio: el principio de Le Châtelier

Alcanzando el equilibrio a los niveles macroscópico y molecular

2 NO2 (g) N2O4 (g)

Fig. 17.1

El estado de equilibrio

En el equilibrio: velocidaddir = velocidadinv

velocidaddir = kdir[N2O4] velocidadinv = kinv[NO2]2

Para el equilibrio dióxido de nitrógeno - tetróxido de dinitrógeno :

N2O4 (gas incoloro) = 2 NO2 (gas café)

kdir[N2O4] = kinv[NO2]2 kdir [NO2]2

kinv [N2O4]=

1) K pequeña N2 (g) + O2 (g) 2 NO(g) k = 1 x 10 -30

2) k grande 2 CO(g) + O2 (g) 2 CO2 (g) k = 2.2 x 1022

3) k intermedia 2 BrCl(g) Br2 (g) + Cl2 (g) k = 5

El intervalo de constantes de equilibrio

Fig. 17.2

Fig. 17.3

El cambio en Q durante la reacción N2O4-NO2

Co

nce

ntr

ació

nA

par

ien

cia

de

NO

2

Cálculo de Kc a partir de los datos de concentración–II

[HI] = M = (0.800 - 2 x 0.0884) M = 0.623 M

[H2] = x = 0.0884 M = [I2]

Kc = = = 0.0201[H2] [I2]

[HI]2

( 0.0884)(0.0884)(0.623)2

Por tanto, la constante de equilibrio para la descomposición de yodurode hidrógeno a 458°C es sólo 0.020L, lo que significa que la descomposición no fue muy rápida en estas condiciones de temperatura.Tuvimos las concentraciones iniciales, y una en el equilibrio, luego obtuvimos las demás para calcular la constante de equilibrio.

Concentraciones inicial y en equilibrio para elsistema N2O4-NO2 a 100°C

Inicial Equilibrio Proporción

[N2O4] [N2O4] [N2O4][NO2] [NO2] [NO2]2

0.1000 0.0000 0.0491 0.1018 0.211

0.0000 0.1000 0.0185 0.0627 0.212

0.0500 0.0500 0.0332 0.0837 0.211

0.0750 0.0250 0.0411 0.0930 0.210

Tabla 17.1 (pág. 733)

Escritura del cociente de reacción o expresión de acción de masas

Q = expresión de la acción de masas o cociente de reacción

Q = Producto de las concentraciones de los reactivosProducto de las concentraciones de los productos

Para la reacción general : a A + bB cC + dD

Q =[C]c [D]d

[A]a [B]b

Ejemplo: El proceso Haber para la producción de amoniaco:

N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)

Q =[NH3]2

[N2][H2]3

Escritura del cociente de reacción a partir de la ecuación balanceada

Problema: Escriba el cociente de reacción para las siguientes reacciones: (a) La descomposición térmica de clorato de potasio: KClO3 (s) = KCl(s) + O2 (g)

(b) La combustión de butano en oxígeno: C4H10 (g) + O2 (g) = CO2 (g) + H2O(g)

Plan: Primero balanceamos las ecuaciones, luego construimos el cociente de reacción como está descrito en la ecuación 17.4.Solución: (a) 2 KClO3 (s) 2 KCl(s) + 3 O2 (g) Qc =

[KCl]2[O2]3

[KClO3]2

(b) 2 C4H10 (g) + 13 O2 (g) 8 CO2 (g) + 10 H2O(g)

Qc =[CO2]8 [H2O]10

[C4H10]2 [O2]13

Cómo escribir el cociente de reacción para una reacción total–I

Problema: el gas oxígeno se combina con gas nitrógeno en los motores de combustión interna para producir óxido nítrico, que cuando sale a la atmósferase combina con más oxígeno para formar dióxido de nitrógeno.

(1) N2 (g) + O2 (g) 2 NO(g) Kc1 = 4.3 x 10-25 (2) 2 NO(g) + O2 (g) 2 NO2 (g) Kc2 = 6.4 x 109

(a) Demuestre que la Qc total para esta secuencia de reacciones es la misma que el producto de las Qc de las reacciones individuales.(b) Calcule Kc para la reacción total.Plan: Primero escribimos la reacción total sumando las dos reacciones, luego escribimos la Qc. Después multiplicamos las Kc individuales para obtener la K total.

(1) N2 (g) + O2 (g) 2 NO(g) (2) 2 NO(g) + O2 (g) 2 NO2 (g)

total: N2 (g) + 2 O2 (g) 2 NO2 (g)

Cómo escribir el cociente de reacción para una reacción total–II

Qc (total) =[NO]2

[N2][O2]2

Para los pasos individuales:

(1) N2 (g) + O2 (g) 2 NO(g) Qc1 =

(2) 2 NO(g) + O2 (g) 2 NO2 (g) Qc2 =

[NO]2

[N2] [O2]

[NO]2 [O2][NO2]2

Qc1 x Qc2 = x =[NO]2

[N2] [O2][NO2]2

[NO]2 [O2][NO2]2

[N2][O2]2

(a) continuación:

¡Son iguales!

(b) K = Kc1 x Kc2 = (4.3 x 10-25)(6.4 x 109) = 2.8 x 10-15

La forma de Q para las reacciones directa e inversa

La producción de ácido sulfúrico depende de la conversión de dióxido de azufre en trióxido de azufre antes de que el trióxido de azufre reaccione con agua para formar ácido sulfúrico.

2 SO2 (g) + O2 (g) 2 SO3 (g)

Qc(dir) =[SO3]2

[SO2]2[O2]

2 SO3 (g) 2 SO2 (g) + O2 (g)Reacción inversa :

Qc(inv) = =[SO2]2[O2][SO3]2

1Qc(dir)

at 1000K Kc(dir) = 261

entonces: Kc(dir) = = = 3.83 x 10 -31

Kc(inv)

1

261

The Reaction Quotient for a Heterogeneous System

Fig. 17.4

El cociente de reacción para un sistema heterogéneo

igual

igual K

Tabla 17.2 (pág. 739) Maneras de expresar elcociente de reacción Q

Forma de la ecuación química Forma de Q Valor de K

Reacción de referencia : A B Q(ref) = K(ref) =

Reacción inversa : B A Q = = K =

Reacción como suma de dos pasos:

[B][A]

[B]eq

[A]eq

(1) A C

(2) C BQtotal = Q1 x Q2 = Q(ref) Ktotal = K1 x K2

= x == K(ref)[C] [B] [B]

[A] [C] [A]Coeficientes multiplicados por n Q = Qn

(ref) K = Kn(ref)

[A] [C][C] [B]Q1 = ; Q2 =

Reacción con un componente Q’ = Q(ref)[A] = [B] K’ = K(ref)[A] = [B]sólido o líquido puro, como A(s)

1 [A]Q(ref) [B]

1K(ref)

Cómo expresar K con unidades de presión

Para los gases, PV=nRT se puede reordenar para: P = RTnV

o: =n PV RT

Ya que = Molaridad, y R es una constante si la temperatura es constante, entonces la concentración molar es directamente proporcional a la presión.

nV

Por tanto, para el equilibrio entre compuestos gaseosos podemos expresar el cociente de reacción en términos de presiones parciales.

Para: 2 NO(g) + O2 (g) 2 NO2 (g)

Qp = P 2

NO2

P 2NO x PO2

Si no hay cambio en el número de moles de losreactivos y productos, entonces n = 0, luego Kc = Kp , o si hay cambio en el número demoles de reactivos o productos, entonces:

Kp = Kc(RT) ngas

Reaction Direction and the Relative Sizes of Q and K

Fig. 17.5

Dirección de las reacciones y tamaños relativos de Q y K

Reactivos Productos Equilibrio: sin cambio neto

Reactivos Productos

Avance de

la reacción

Avance de

la reacción

Cálculo de Kc a partir de los datos de concentración-I

Problema: El yoduro de hidrógeno se descompone a temperaturas moderadas por la reacción siguiente:

Cuando se colocaron 4.00 moles de HI en un recipiente de 5.00 L a 458°C, la mezcla en equilibrio contenía 0.442 moles de I2. ¿Cuál es el valor de Kc ?Plan: Primero calculamos las concentraciones molares, y luego las ponemos enla expresión de equilibrio para buscar su valor.Solución: Para calcular las concentraciones de HI e I2, dividimos las cantidades de estos compuestos entre el volumen del recipiente.

2 HI(g) H2 (g) + I2 (g)

Concentración inicial de HI = = 0.800 M4.00 mol 5.00 L

Conc. equilibrio de I2 = = 0.0884 M0.442 mol 5.00 L

Conc. (M) 2HI(g) H2 (g) I2 (g)

Inicial 0.800 0 0Cambio - 2x x xEquilibrio 0.800 - 2x x x = 0.0884

Cálculo de Kc a partir de los datos de concentración–II

[HI] = M = (0.800 - 2 x 0.0884) M = 0.623 M

[H2] = x = 0.0884 M = [I2]

Kc = = = 0.0201[H2] [I2]

[HI]2

( 0.0884)(0.0884)(0.623)2

Por tanto, la constante de equilibrio para la descomposición de yodurode hidrógeno a 458°C es sólo 0.020L, lo que significa que la descomposición no fue muy rápida en estas condiciones de temperatura.Tuvimos las concentraciones iniciales, y una en el equilibrio, luego obtuvimos las demás para calcular la constante de equilibrio.