equilibrio químico

EQUILIBRIO QUÍMICO
1- EQUILIBRIO QUÍMICO APLICADO A REACCIÓNS EN FASE GASOSA EN CONDICIÓNS IDEAIS.
Se introducimos H2 (g) e I2 (g) nun recipiente pechado e mantemos a temperatura constante
podemos apreciar que o hidróxeno e o iodo reaccionan, polo que as súas concentracións diminúen co
tempo.
Ó reaccionar o hidróxeno e o iodo vaise formando HI (g), polo que a súa concentración
aumenta co tempo.
1)
H2 (g) + I2 (g) 6 2 HI (g)
O HI (g) descomponse dando H2 (g) e I2 (g) .
2)
2 HI (g) 6 H2 (g) + I2 (g)
Chega un momento no que as concentracións do H2 (g) , I2 (g) e HI (g) permanecen
constantes, non porque cese a reacción senón porque o HI formado pola reacción 1) queda
compensado co que desaparece pola reacción 2) e o mesmo ocorre co H2 (g) e o I2 (g).
Esta
situación na que dende o punto de vista macroscópico non ocorre nada ( as variables termodinámicas
permanecen constantes ) recibe o nome de equilibrio químico. Non quere dicir esto que a nivel
microscópico non exista reacción; as moléculas de H2 (g) e de I2 (g)
continúan dando lugar a moléculas de HI (g), pero, ó mesmo tempo, estas disócianse dando H2 (g) e I2
(g), polo que o seu consumo e producción quedan compensados.
Esta reacción simbolízase por :
H2 (g) + I2 (g) W 2 HI (g)
2- DEFINICIÓN TERMODINÁMICA DE KP.
G = H - TS
H = U + pV
G = U + pV - TS
dG = dU + pdV + Vdp - TdS - SdT
a T= cte. dT = 0
dG = dU + pdV + Vdp - TdS
Para un proceso reversible dS=Q/T ; Q=TdS
dG = dU + pdV + Vdp - Q
Segundo o 1º pp. U = Q - W ; dU = Q - pdV ; Q = dU + pdV
dG = Q + Vdp - Q
Temos entonces que para un proceso reversible a temperatura constante :
dG = Vdp
Consideremos un estado inicial 1 e un estado final 2,
I GG((21)) dG = I pp((21)) Vdp
para un gas ideal pV = nRT ; V = nRT / p
I GG((21)) dG = I pp((21)) nRT / p dp = nRT I pp((21)) 1/p dp
G2 - G1 = nRT( ln p2 - ln p1) = nRT ln p2 /p1
Páxina 1 de 5
Para
p1 = pº = 1 atm ; G1 = Gº
p2 = p
; G2 = G
( en rigor p/1atm)
G - Gº = nRT ln p/1atm = nRT ln p
G = Gº + nRT ln p
( G en Joules)
Para un mol :
G = Gº + RT ln p
( G en J/mol)
Sexa o proceso
aA (g) + bB (g) W cC (g) + dD (g)
ΔG = Gfinal - Ginicial = Gproductos - Greactivos
ΔG = cGºC + cRT ln pc + dGºD + dRT ln pD - aGºA - aRT ln pA - bGºB - bRT ln pB
ΔG = cGºC + dGºD - aGºA - bGºB + cRT ln pc + dRT ln pD - aRT ln pA - bRT ln pB
ΔG = ΔGº + RT ln (pCc A pDd / pAa A pBb)
No equilibrio, ΔG = 0 e pi = ctes
0 = ΔGº + RT ln Kp
Se Kp >>1 está favorecida a formación dos productos.
Se Kp <<1 está favorecida a formación dos reactivos.
3- EXPRESIÓN DE KP A PARTIR DE ECUACIÓNS QUÍMICAS.
aA (g) + bB (g) W cC (g) + dD (g)
CaCO3 (s) W CaO (s) + CO2 (g)
C (s) + ½ O2 (g)
W
CO (g)
Na expresión das constantes de equilibrio soamente
entran as fases gasosas ou disolucións, non entran sólidos ou
líquidos puros.
4- KC E A SÚA RELACIÓN CON KP.
aA (g) + bB (g) W cC (g) + dD (g)
Páxina 2 de 5
5- CÁLCULO DE KP
A PARTIR DE DATOS TERMODINÁMICOS.
aA (g) + bB (g) W cC (g) + dD (g)
⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯
⎯→
Sº(i)
ΔS =ΣS ( p ) −ΣS ( r )
⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯
→
0
0
0
; Sºi
; T ;
¿Kp?
ΔHº B
Δ H 0 = ΣΔ H f 0 ( p ) − ΣΔ H f 0 ( r )
ΔHºf ( i)
Datos: ΔHºf (i)
C
Δ G 0 = Δ H 0 − TΔ S 0
⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯→
D
ΔSº
ΔGº
ΔG 0 = − RT ln K p
⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯
⎯→
KP
6- CÁLCULO DE Kp A PARTIR DA COMPOSICIÓN DE EQUILIBRIO.
a) Datos:
2A (g) W B (g) + C (g)
b) Datos:
mi
mi
c) Datos:
[i]
;
V
n = m/ M
r
⎯⎯⎯⎯⎯
→
;
;
ni
Y
pi
Kp = pBApC / pA²
T.
pV = nRT
⎯⎯⎯⎯⎯→
,
T.
c1)
c2)
⎯→ pi
[i] ⎯⎯⎯⎯
[i]
pi
Kp
P = cRT
Kp
KC
Kp
7- CÁLCULO DA COMPOSICIÓN DE EQUILIBRIO.
a)
4A
W
2B
;
B
n0(A)
0
/ mol
n
/ mol
Δni
/ mol
3º) -4nC
n
/ mol
n0(A) - 4nC
/ molAL-1
1C
A
n0
[i] = n/V
+
Datos: n0(A) ; V ; nC ;
¿KC?
C
0
nC
(n0(A) - 4nC )/ V
2º) +2nC
2nC
2nC / V
1º) +nC =(n-n0)
nC
nC / V
1- Nun reactor de 20 L introducimos 2 mol de nitróxeno e 4 mol de
hidróxeno. Quentámolos ata acadar a temperatura de 345ºC, e no equilibrio temos 2,28 mol de
amoníaco. Calcula KC para o proceso N2 + 3H2 W 2NH3 , a esa temperatura.
S)
12392 (mol/L)-2
Páxina 3 de 5
b)
b1)
W
AB2
n0
/ mol
n
/ mol
Δni
/ mol
n
/ mol
[i] = n/V
/ molAL-1
A
+
2B
;
Datos: n0 ; V ; nA ;
AB2
A
B
n0
0
0
¿KC? ¿α ?
nA
3º) -nA
1º) +nA
n0 - nA
( n 0 - nA ) / V
2º) +2nA
nA
2n
nA / V
2nA / V
α = grao de disociación = Número de moles disociados con relación ó número de moles inicialmente
presentes = número de moles disociados por cada mol inicialmente presente.
α
=
ndis
n0
n0 • α
=
ndis
α = núm. de mol de AB2 disociados / núm. de mol de AB2 iniciais ( = nA/n0 ; = x/n0 )
b2)
W
AB2
A
/ mol
n0
/ mol
Δni
c)
;
Datos: n0 ; V ; α ; ¿KC?
AB2
A
B
n0
0
0
1º) -n0α
2º) +n0α
3º) +2n0α
n0(1-α)
n0α
2n0α
/ molAL-1
c0 (1-α)
c0α
2c0α
AB2
W
A
+
AB2
n0
/ mol
Δni
/ mol
n
/ mol
[i] = n/V
2B
/ mol
n
[i] = n/V
+
/ molAL-1
2B
n0 - x
( n0 - x) / V
Datos: n0 ; V ; KC
A
n0
1º) -x
;
0
2º) +x
B
0
3º) +2x
x
2x
x/V
2x / V
Kc =
; ¿ nA ; α ?
[ A][ B] 2
[ AB ]
2
sustituese e despexase x
nA = x
;
α=
x
n0
Páxina 4 de 5
c) (Outro método)
AB2
W A
+ 2B;
AB2
n0
/ mol
n0
Δni
/ mol
1º) -n0α
n
/ mol
[i] = n/V
/ molAL-1
Datos: n0 ; V ; KC
A
0
B
0
2º) +n0α
3º) +2n0α
n0 (1-α)
n0α
2n0α
( n0 (1-α) / V
n0α / V
2n0α / V
; ¿ nA ; α ?
Kc =
[ A][ B] 2
[ AB ]
2
sustituese e despexase α
n A = n0 ⋅ α = x
1- O HI (g) disóciase segundo: HI (g) W ½ I2 (g) + ½ H2 (g) ; Kc = 0,148 a 490ºC. Nun matraz de 4,5
L quentamos 0,500 mol de HI ata a temperatura de 490ºC.¿Cantos mol de cada sustancia haberá no
equilibrio? ¿ Cal será o grao de disociación?
S- 0,382 ; 0,0589 ; 0,0589 ;; 0,236
1- Nun matraz de 5 L introducimos 1,25 mol de pentacloruro de fósforo. Quentámolos ata acadar a
temperatura de 300ºC. Sabendo que a esa temperatura o grao de disociación do pentacloruro de
fósforo vale 0,4 (= é do 40%), calcula KC para o proceso PCl5 W Cl2 + PCl3 , a esa temperatura.
S)
0,066 mol/L
8- PRINCIPIO DE LE CHATELIER. ESTUDIO CUALITATIVO DA MODIFICACIÓN DO ESTADO DE
EQUILIBRIO POR VARIACIÓN DA:
a) concentración dos reactivos. b) presión. c) temperatura. d) volume do reactor.
“ Se sobre un sistema químico en equilibrio exercemos unha perturbación, o sistema responde
desprazando o equilibrio no sentido no que se opón á perturbación” . É dicir, si o enfriamos o sistema
trata de que aumente a temperatura, si aumentamos a presión o sistema responde procurando que
diminúa, si aumentamos a concentración dos reactivos o sistema consumirá reactivos para que a sua
concentración diminúa, ...
a) Concentración dos reactivos. Se aumentamos a concentración dos reactivos o equilibrio
desprazase favorecendo a formación de productos ( á dereita), co que a concentración dos reactivos
diminúe.
Se diminuímos a concentración de reactivos o sistema desprázase á esquerda,
favorecese a formación dos reactivos.
Todo esto e consecuencia do valor constante da
“constante de equilibrio”.
b) Presión. Se aumentamos a presión total o equilibrio desprázase no sentido no que diminúe o
número de moles gaseosos. (O haber menor número de moles de gas a presión será menor). Se
diminuimos a presión total o equilibrio desprázase no sentido no que aumenta o número de moles
gaseosos. (O haber maior número de moles de gas a presión aumentará).
( As variacións de
presión non inflúen nas fases condensadas)
c) Temperatura. Se o proceso directo é exotérmico, ó aumentar a temperatura o equilibrio
desprázase cara á esquerda (o proceso inverso será endotérmico e absorberá calor), ó diminuír a
temperatura o equilibrio desprazarase cara a dereita (sentido no que se desprende calor).
Cando o proceso directo é endotérmico os
mesmos razoamentos levarnos ós
desprazamentos correspondentes.
d) Volume. Un aumento no volume do
reactor diminúe a presión total polo que o equilibrio
desprázase no sentido no que se favorece a formación do maior número de moles gaseosos. Se
diminuímos o volume do reactor debemos razoar de xeito similar.
1- Temos en equilibrio o sistema 2 A (g) + B (s) W C (g) + D (g) ; ΔH >0. Indica cara que lado se
despraza o equilibrio se: a) engadimos A. b) engadimos B (s). c) Aumentamos a temperatura. d) diminuimos a
presión total. e) Pasamos todo a un recipiente menor. f) Extraemos D do reactor.
S) a)6 b) 0 c)6 d) 0 e) 0 f)6
Páxina 5 de 5