módulo 2 teoría equilibrio químico
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EL EQUILIBRIO QUÍMICO
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Imaginemos un viaje en un colectivo “especial” cuyos pasajeros son moléculas
de las sustancias A (rojas) y B(azules) Salen de la terminal 4 moléculas de A y 4
de B
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En la primera parada baja 1 molécula de A y una de B pero suben 1 nueva
molécula de A y 1 de B
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Aunque efectivamente haya movimiento de pasajeros, desde el punto de vista de
cantidad y tipo de pasajeros el sistema permanece inalterado. Esta situación describe lo que
se conoce como equilibrio dinámico.
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A las reacciones que ocurren en un único sentido, se las llama irreversibles
La mayoría de las reacciones ocurren en ambos sentidos: reversibles.
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La expresión matemática querepresenta al Equilibrio Químico, se conoce como Ley de Acción de Masas y se enuncia como: La
relación entre las concentraciones molares de los productos y los reactivos,
elevadas a sus coeficientes estequiométricos. Para cualquier reacción:
a A + b B c C + d DKc= [C]c . [D]d
[A]a . [B]b
kc (constante de equilibrio) es un valor constante que solo depende de la temperatura
¡ATENCIÓN!: Sólo se incluyen las especies gaseosas y/o en disolución. Las especies en estado sólido o líquido tienen concentración constante,
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En las reacciones en que intervengan gases es mas sencillo medir presiones parciales que concentraciones:
2 SO2(g) + O2(g) 2 SO3(g)
Kp = Kc. (R T)Δn
siendo Δn:moles de productos menos moles de reactivos
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Si K <<< 1, entonces la reacción es muy reversible y se dice que se encuentra desplazada a la
izquierda.Por ejemplo, para la siguiente reacción:
2 HI (g) H2 (g) + I2 (g)
A 350°C el valor de kc=0,019, mientras que a 490 °C es de 0,022. Esto significa que a 490 °C, la reacción está más
desplazada hacia los productos; aunque a ambas temperaturas la reacción directa es muy poco favorable, ya
que por ser kc menor que 1, en el equilibrio hay mayor cantidad de reactivos que de productos.
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Si K >>> 1, la reacción tiene un rendimiento alto y se dice que esta
desplazada a la derecha.Por ejemplo, la formación de cloruro de
hidrógeno:Cl2 + H2 2 HCl
A 27°C el valor de kc= 3,17 . 1016, un valor tan alto como para considerar la reacción
directa como prácticamente completa.
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Variación de la concentración en el tiempo
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Evolución hacia el equilibrioEn muchas oportunidades se desconoce si el sistema está en equilibrio. Si no lo está, es de gran utilidad
investigar hacia dónde se desplazará
espontáneamente la reacción para alcanzar ese
equilibrio.Para determinarlo se calcula el cociente de
reacción(simbolizado con Qc) que se calcula de
manera análoga a Kc, pero con las concentraciones en
cualquier instante de la reacción.
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Evolución hacia el equilibrio
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PRINCIPIO DE LE CHATELIEREn 1898 el químico francés Henry
Louis Le Chatelier presentó su principio de los equilibrios:
“Si a un sistema en equilibrio se le produce una perturbación externa, el sistema evolucionará de forma tal de
contrarrestar el efecto de esa perturbación”
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Pero…¿Qué tipo de perturbaciones puede sufrir un sistema en equilibrio, considerando el caso en que todas las
sustancias que participan son gaseosas?
Cambios en las concentraciones de reactivos y/o productos.Cambios en la presiónCambios en el volumen del recipienteCambios en la temperatura
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Cambios en las concentracionesSi se agregan reactivos a un sistema en equilibrio, este reaccionará de manera de contrarrestar ese cambio, desplazándose hacia la formación de productos, y, al contrario, el agregado de productos provocará la evolución del sistema hacia los reactivos.Cuando se quiere desplazar el equilibrio hacia la formación de productos, es decir, favorecer la reacción directa, es conveniente, además de agregar reactivos, extraer los productos que se vayan formando, de manera de seguir forzando al sistema a modificarse para intentar retornar a la situación de equilibrio.
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Equilibrios y cambios en la presión
Cuando se producen cambios en la presión de un sistema en equilibrio, por ejemplo, si aumenta, el
sistema se desplazará de forma tal de disminuir esa elevación de la presión.¿Pero cómo lo realiza?
Según la ecuación de los gases idealesP = n R T/V
Si la temperatura y el volumen permanecen constantes, la presión resulta directamente proporcional al número
de moles n. Entonces P aumenta cuando aumenta n
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Veamos el siguiente ejemplo:2 SO2 (g) + O2 (g) 2 SO3 (g)
reactivos: 3 moles; productos: 2 molesSi se aumenta la presión, el sistema
evolucionará para disminuirla, entonces se desplazará hacia los productos ya que la
cantidad de moles es menor.Cuando la suma de los coeficientes
estequiométricos de los productos es igual a la de los reactivos, las variaciones en la presión
no alteran el equilibrio del sistema.
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Equilibrio y cambios en el volumen
Si la temperatura es constante, según la ley de Boyle y Mariotte, el volumen y la presión de un
gas son inversamente proporcionales.Entonces un aumento del volumen del
recipiente, se trata, según el principio de Le Chatelier, como una disminución de la presión,
por lo que el sistema se desplazará hacia donde se produzca un mayor número de
moles.
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Temperatura, equilibrio y constantes
Reacción exotérmica: se produce con liberación de calor al medio.Reacción endotérmica: toma calor del medio para producirse.Si una reacción es exotérmica hacia los productos, es endotérmica hacia los reactivos y viceversa.Si se aumenta la temperatura, el sistema se desplazará hacia donde la reacción sea endotérmica.Si se disminuye la temperatura, se desplazará hacia donde la reacción sea exotérmica.
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¿Qué son los catalizadores?Son sustancias que modifican la velocidad de las
reacciones químicas, aunque sin alterar el equilibrio.A nivel industrial, es muy importante aumentar la
velocidad de los procesos químicos para reducir los costos de obtención de los productos.
Muchas reacciones de producción de gases emplean catalizadores metálicos, como el platino, el paladio y
el hierro; y los automóviles modernos vienen equipados con dispositivos en los caños de escape, llamados convertidores catalíticos, que facilitan la conversión de gases tóxicos para el ambiente en
gases inocuos.
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Síntesis de amoníaco de HaberEl químico alemán Fritz Haber, con la
colaboración de Carl Bosch, desarrolló un método económico para sintetizar el gas amoníaco, por lo que recibió el
Premio Nobel de Química en 1918.El amoníaco es muy importante para la
industria, porque es materia prima para la obtención de desengrasantes para la cocina, medicamentos, colorantes, fertilizantes, etc.
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El proceso industrial global de obtención de amoníaco, una reacción
exotérmica reversible, puede representarse como:
N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)¿Cuáles serían las condiciones ideales
de reacción?Temperaturas:………………………………Presiones:……………………………………
Retirar productos o agregar?
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En la práctica se emplean:Altas presiones, cercanas a las 500 atmTemperatura de trabajo: relativamente
alta, (500 °C), ya que a pesar de que desfavorece la reacción directa, con
temperaturas menores la velocidad de la reacción es muy baja, las moléculas de los
reactivos demoran en encontrarse y chocar eficazmente para convertirse en los
productos.