El equilibrio Químico
Relator: Enric Ripoll 2019
Procesos físicos en equilibrio
Programa de química gratuito
La constante de equilibrio
Formas de expresar a constante de equilibrio
- Equilibrios homoxéneos: Kc, Kp, Kx
- Relación entre Kc e Kp
- Equilibrios heteroxéneos
Actividades
A kp
Nas reaccións nas que interveñan gases é máis sinxelo medir presións parciais que concentracións :
a A + b B ↔ c C + d D
e obsérvase a constancia de Kp ven definida por:
Magnitude de Kc e Kp
H 2 (g) + Cl 2 (g) ↔ 2 HCl (g) K c (298 K) = 2,5 ·10 33
A reacción está moi desprazada á dereita .
H 2 (g) + I 2 (g) ↔ 2 HI (g) K c (698 K) = 55,0
Trátase dun verdadeiro equilibrio.
N 2 (g) + O 2 (g) ↔ 2 NO (g) K c (298 K) = 5,3 ·10 –31
Constante de equilibrio, actividades
Nunha reacción calquera
a A + b B ↔ c C + d D
chámase cociente de reacción a:
Ten a misma fórmula que a Kc pero a diferenza que as concentracións non teñen porque ser as do equilibrio.
Cociente de reacción
Recuerda:
Cociente de reacción
Cociente de reacción
Se Q = Kc entón o sistema está en equilibrio.
Se Q < Kc o sistema evolucionará cara a dereita, é dicir, aumentarán as concentracións dos produtos e diminuirán as dos reactivos até que Q se iguale con Kc.
Se Q > Kc o sistema evolucionará cara á esquerda, é dicir, aumentarán as concentracións dos reactivos e diminuirán as dos produtos até que Q se iguale con Kc
Cociente de reacción
Cociente de reacción
Cociente de reacción, actividades
Equilibrios heterogéneos
Equilibrios en varias etapas
Grado de disociación α
α. Se usa en las reacciones donde un único reactivo se disocia en dos o más productos.
Se define como el número de moles disociado dividido por el número de moles inicial: nd/no
Si lo multiplicamos por 100, tenemos el tanto por cien de la sustancia disociada.
Grado de disociación α
El grado de disociación, nomalmente, depende de la concentración de la sustancia.
Relación entre Kc e o grao de disociación
Sea una reacción A ↔ B + C.
Si llamamos “c” = [A] inicial y suponemos que en principio solo existe sustancia “A”, tendremos que:
Equilibrio: A ↔ B + C
Conc . Inic . ( mol/l ): c 0 0
conc . eq ( mol/l ) c(1– α ) c · α c ·α
[ B ] · [ C ] c · α · c · a c · α 2
K c = ———— = ————— = ———
[ A ] c · (1– α ) (1– α )
En caso de que la sustancia esté poco disociada ( K c muy pequeña):
α << 1 e K c aprox. c · α 2
Actividades
Actividades
Relación entre Kc e o grao de disociación
K c = ———— = ————— = ———
[ A ] c · (1– α ) (1– α )
Relación entre Kc e o grao de disociación
Sexa unha reacción A ↔ B + C.
Se chamamos “c” = [A]inicial e supoñemos que en principio só existe substancia “A”, tendremos que:
Equilibrio: A ↔ B + C
Conc. Inic. (mol/l): c 0 0
conc. eq(mol/l) c(1– α) c ·α c ·α
[B] · [C] c ·α · c ·a c ·α2
Kc = ———— = ————— = ———
[A] c · (1– α) (1– α)
No caso de que a substancia esté pouco disociada (Kc moi pequeña): a << 1 e Kc aprox. c ·a2
Si un sistema se encuentra en equilibrio (Q = Kc ) y se produce una perturbación:
◦ Cambio na concentración dalgún dos reactivos ou produtos.
◦ Cambio na presión (ou volume)
◦ Cambio na temperatura.
O sistema deixa de estar en equilibrio e trata de volver a el.
Factores que modifican el equilibrio
Principio de le Châtelier
“Un cambio o perturbación en cualquiera de las variables que determinan el estado de equilibrio químico produce un desplazamiento del equilibrio en el sentido de contrarrestar o minimizar el efecto causado por la perturbación”.
Resumen
Δ [reactivos] > 0 →
Δ [reactivos] < 0 ←
Δ [productos] > 0 ←
Δ [productos] < 0 →
Δ T > 0 (exotérmicas) ←
Δ T > 0 (endotérmicas) →
Δ T < 0 (exotérmicas) →
Δ T < 0 (endotérmicas) ←
Δ p > 0 Hacia donde menor nº moles de gases
Δ p < 0 Hacia donde más nº moles de gases
Actividades
Reaccións de precipitación
Son reaccións de equilibrio heteroxéneo sólido-líquido.
A fase sólida contén unha sustancia pouco soluble (normalmente un sal)
A fase líquida contén os ions producidos na disociación da substancia sólida.
Normalmente o disolvente adoita tratarse de auga.
Solubilidade
É a máxima concentraciación molar de soluto nun determinado disolvente, é dicir, a molaridad da disolución saturada de devandito soluto .
Depende de:
◦ A temperatura. Normalmente é maior a maior temperatura debido á maior enerxía do cristal para romper unións entre iones .
◦ Enerxía reticular. Si a enerxía de solvatación é maior que a reticular U favorécese a disolución. A maior carácter covalente maior U e menor solubilidade .
◦ A entropía. Ao diluírse un sal prodúcese un sistema máis desordeado polo que, aínda que energéticamente non estea favorecida a disolución, esta pode chegar a producirse.
Una reacción de precipitación
Precipitación fraccionada
En el vaso de precipitados tienes una disolución de nitrato de plomo(II) y de nitrato de plata. En la bureta hay una disolución de yoduro de potasio. Vierte (pulsando sobre la bureta) poco a poco el yoduro de potasio sobre el contenido del vaso de precipitados. A partir de qué pulsación se puede considerar que la disolución está sobresaturada respecto del yoduro de plata? A partir de qué pulsación se puede considerar que la disolución está sobresaturada respecto del yoduro de plomo? Si retiráramos los dos precipitados y sec ásemos el sobrenadante, ¿Qué nueva sal obtendríamos?
El producto de solubilidad
Relación entre producto de solubilidad y la solubilidad
Efecto del ion común
Efecto del ion común
Efecto del ion común
Precipitación fraccionada
