Equilibrio Químico: Ley del Equilibrio Químico y Constantes de Equilibrio, Esquemas y mapas conceptuales de Química

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Si todos los reactivos y productos de una reacción son gases, la expresión de la ley de acción de masas puede escribirse en términos de las presiones parciales, definiendo una nueva constante de equilibrio denominada Kp: N2 (g) + 3 H2 (g) ↔ 2 NH3 (g)      eq 3 HN 2 NH p 22 3 pp p K          V: volumen total de la mezcla ci: concentración molar del gas Tema 7. Equilibrio Químico Francisco ValeroQUÍMICA 2º BACHILLER Equilibrios gaseosos Escribe la expresión de Kp para las reacciones siguientes: N2O4 (g) → 2 NO2 (g) Solución:     eqON 2 NO p 42 2 p p K          F2 (g) + 2 NO (g) → 2 FNO (g) Solución:      eq 2 NOF 2 FNO p pp pK 2          N2H4 (g) + 2 O2 (g) → 2 NO (g) + 2 H2O (g) Solución:        eq 2 OHN 2 OH 2 NO p 242 2 pp pp K          Tema 7. Equilibrio Químico Francisco ValeroQUÍMICA 2º BACHILLER Dada una reacción química cualquiera:     ba dc c RT RTK              eq ba dc RTBRTA RTDRTC       eq b B a A d D c C p pp ppK        = = Puesto que p = c·R·T    badc cp RTKK    gn c RTK  Δng: número de moles de productos menos número de moles de reactivos, todos en estado gaseoso. Los valores de Kp y Kc sólo dependen de la temperatura. a A (g) + b B (g) → c C (g ) + d D (g) eq b B a A d D c C p pp ppK        Relación entre las constantes Kc y Kp Tema 7. Equilibrio Químico Francisco ValeroQUÍMICA 2º BACHILLER Equilibrios heterogéneos • Una reacción se dice que es homogénea cuando todos los reactivos y productos se mezclan uniformemente formando una única fase. • Una reacción se denomina heterogénea cuando en la mezcla de reacción pueden distinguirse varias fases. Ejemplo: Equilibrios entre gases. Ejemplo: Descomposición térmica del bisulfuro amónico. NH4HS (s) ↔ NH3 (g) + H2S (g) En el equilibrio existen dos fases: una sólida, el NH4HS y otra gaseosa formada por la mezcla homogénea del NH3 y el H2S.      eq4 23 c )s(HSNH )g(SH)g(NHK        Equilibrio heterogéneo Tema 7. Equilibrio Químico Francisco ValeroQUÍMICA 2º BACHILLER Constantes de equilibrio en sistemas heterogéneos La concentración de un sólido o de un líquido puro, a una temperatura dada, tiene un valor constante que no depende de la cantidad de sustancia. • En la expresión de la constante Kc para un equilibrio heterogéneo, no aparecen las concentraciones de los sólidos ni las de los líquidos puros. • La constante Kp correspondiente a un equilibrio heterogéneo sólo incluye las presiones parciales de las sustancias gaseosas. Ejemplo: NH4HS (s) ↔ NH3 (g) + H2S (g) La concentración molar de NH4HS permanece constante, de forma independiente al número de gramos presentes; por tanto el término [NH4HS(s)] se puede incorporar a la constante de equilibrio Kc y obtener una nueva constante, Kc’, que vale: Kc’ = Kc ·[NH4HS(s)] = Cuando se da el valor de la constante de equilibrio de una reacción heterogénea siempre se refiere a Kc’, aunque se omita el símbolo prima.       eq23 gSHgNH Tema 7. Equilibrio Químico Francisco ValeroQUÍMICA 2º BACHILLER Expresión de Kc y Kp en sistemas heterogéneos Escribe las expresiones de Kc y Kp para el equilibrio heterogéneo correspondiente a la disociación del cloruro de fosfonio. Problema: PH4Cl (s) ↔ PH3 (g) + HCl (g) Solución: En la expresión de acción de masas no aparecen las concentraciones de los sólidos; por tanto:    eq3c HClPHK  K p= {pPH3 pHCl}eq Teniendo en cuenta la relación entre las dos constantes: 2 c n cp )RT(K)RT(KK g   Pues : 20)11( ng Tema 7. Equilibrio Químico Francisco ValeroQUÍMICA 2º BACHILLER Principio de Le Châtelier Si un sistema, inicialmente en equilibrio, se perturba al modificar alguna condición experimental, se observa en él una evolución que le lleva de nuevo al equilibrio. El principio de Le Châtelier permite predecir el sentido de dicha evolución: “Un sistema en equilibrio químico, sometido a una perturbación externa, reacciona en el sentido necesario para que la causa perturbadora quede, en lo posible, contrarrestada.” Henry Louis Le Châtelier (1888) Efecto de un catalizador Un catalizador acelera por igual las reacciones directa e inversa; por tanto, no afecta a la composición del sistema en equilibrio. Su único efecto es hacer que el equilibrio se alcance antes, pero sin modificar el valor de la constante de equilibrio. Este principio ha tenido una gran influencia en la industria química posterior, al guiar la fabricación de productos químicos con el máximo rendimiento posible. Tema 7. Equilibrio Químico Francisco ValeroQUÍMICA 2º BACHILLER Adición o eliminación de un reactivo o producto Consideremos la reacción: H2 (g) + I2 (g) ↔ 2 HI (g) Cuando se alcanza el equilibrio      eq22 2 c IH HIKQ          • Si se añade hidrógeno: a) Aumenta [H2], mientras que [I2] y [HI] permanecen constantes; Q disminuye dejando de ser igual a Kc, rompiéndose el equilibrio químico. c) El equilibrio se desplaza hacia la derecha: b) De acuerdo con el principio de Le Châtelier, el sistema reacciona en el sentido de contrarrestar el aumento de la concentración de H2, consumiendo parte del H2 añadido, al reaccionar con el I2, produciendo más HI.  H2 (g) + I2 (g) 2 HI (g) Tema 7. Equilibrio Químico Francisco ValeroQUÍMICA 2º BACHILLER Cambios de volumen Mezcla en equilibrio Equilibrio roto Equilibrio final En un equilibrio químico con reactivos y/o productos gaseosos, una variación en el volumen (y por tanto en la presión) del sistema desplaza el equilibrio en el sentido en que la variación de los moles gaseosos anule la variación de la presión. Ejemplo: PCl5 (g) ↔ PCl3 (g) + Cl2 (g) Si se disminuye el volumen, aumenta la presión del recipiente. Dicho aumento se contrarresta si parte del PCl3 se combina con Cl2 dando PCl5, para reducir el número total de moles gaseosos y con ello, la presión total. El equilibrio se desplaza hacia la izquierda. PCl5 (g) ← PCl3 (g) + Cl2 (g)