Equilibrio Químico

Equilibrio Químico

1. EQUILIBRIO

   • Estado en el que no se observan cambios en un sistema reaccionante conforme el tiempo que transcurre.

2. La velocidad de formación de productos es igual a la velocidad de descomposición de los mismos para regenerar los reactivos

   • Concentraciones constantes
   • Dinámico
   • Todo proceso en un sistema cerrado y temperatura constante alcanza un estado de equilibrio
   • Tratamiento Cinético
     • Constante de Equilibrio (K)
       • Ley de acción de masas
         • En una reacción química reversible en equilibrio químico el cociente entre las concentraciones de los productos y de los reactivos elevadas a sus respectivos coeficientes estequiométricos es una cantidad constante
       • Kc: en función de las concentraciones molares de reactivos y productos
       • Kp : en función de las presiones parciales de reactivos y productos
       • Kx : en función de las fracciones molares
         • Relación
           • Leyes de los gases ideales
             • Kp = Kc . (RT) ^ Δ(g)
           • Ley de Dalton
             • Kp = Kx . Pt ^Δn(g)
       • Grado los reactivos se transforman en productos
         • Si es grande , hay más productos que reactivos en el equilibrio, y se dice que el equilibrio está desplazado a la derecha
         • Si es chico, hay más reactivos que productos en el equilibrio, y se dice que el equilibrio está desplazado a la izquierda.
         • Si es similar a uno las concentraciones de reactivos y productos son similares
       • Cociente de reacción
         • El cociente de reacción será igual a la constante de equilibrio, Keq, sólo si el sistema está en equilibrio: Q = Keq sólo en el equilibrio
         • Si Q es menor que Keq, la reacción avanza de izquierda a derecha hasta que Q  Keq
         • Si Q es mayor que Keq, la reacción avanza de derecha a izquierda hasta que Q  Keq
       • Kc de la reacción global surge del producto de las constantes de equilibrio de las reacciones individuales
     • Equilibrio Heterogéneo
       • Las concentraciones de sólidos y líquidos puros se consideran constantes, por convención no se incluyen en la expresión de K
       • Presentes en sustancias de dos o más fases.
     • Equilibrio Homogéneo
       • Existe solo una fase y las cantidades que de reactivos y productos se pueden expresar como presiones parciales, concentraciones o fracciones molares.
       • Las concentraciones de líquidos puros se consideran constantes y no son incluidas en la expresión de la constante de equilibrio.
     • PRINCIPIO DE LE CHÂTELIER
       • Si un sistema en equilibrio es perturbado por un cambio de temperatura, presión o concentración de uno de los componentes, el sistema desplazará su posición de equilibrio de modo que se contrarreste el efecto de la perturbación.
         • Cambios en la concentración
           • si un sistema químico está en equilibrio y se agrega una sustancia (ya sea un reactivo o un producto), la reacción se desplazará de modo que se restablezca el equilibrio consumiendo parte de la sustancia agregada. A la inversa, eliminar una sustancia provocará que la reacción se desplace en el sentido que forma más de esa sustancia.
         • Cambios en el volumen y presión de gases
           • A temperatura constante, reducir el volumen (aumentar la presión) de una mezcla gaseosa en equilibrio provoca que el sistema se desplace en la dirección que reduce el número de moles de gas. A la inversa, un aumento de volumen (disminución de la presión) provoca un desplazamiento en la dirección que produce más moléculas de gas
         • Cambios en la temperatura
           • ENDOTÉRMICA
             • Aumentar T da por resultado que Keq aumente.
           • EXOTÉRMICA
             • Aumentar T da por resultado que Keq disminuya.
           • Cuando se aumenta la temperatura, es como si se hubiese agregado un reactivo, o un producto, al sistema en equilibrio. El equilibrio se desplaza en el sentido que consume el calor.
   • Tratamiento Termodinámico
     • Relación de Keq con
       • Energía Libre ΔG
         • Fuera del equilibrio
           • ∆Gr = ∆Gr° + R . T ln Q
         • En equilibrio
           • ∆Gr°= - R .T .ln K
         • In k = (ΔSr° / R ) - (ΔHr°/ RT)
           • Endotérmica
             • K>1 si ∆Sr° >> 0 y T es baja
           • Exotérmica
             • K>>1, cuando ∆Sr° y T sea baja
       • La Termodinámica
         • Ecuación de van't Hoff
           • ΔH = independiente de T ; P y V constantes
             • In (K2/K1) = (ΔH/R) . (ΔT/ (T2. T1))
           • Gráfica ln Kp vs. T
             • Endotérmica
               • Al aumentar la T también aumenta Kp y por lo tanto la cantidad de producto de la reacción
             • Exotérmica
               • Al aumentar la T disminuye el valor de Kp y por lo tanto la cantidad de producto de la reacción
   • Propiedades independientes de la dirección