Cintica y Equilibrio Qumico

1
Cinética y EquilibrioQuímico

• Curso puente

2
INTRODUCCIÓN

• El concepto de equilibrio es fundamental para
  conocer y entender la química y el comportamiento
  de las sustancias.
• En la constante de equilibrio se refleja la
  tendencia que tienen las sustancias de
  reaccionar, así como también, la dirección y
  magnitud del cambio químico.
• Todas las reacciones químicas pueden ser
  descriptas bajo una condición de equilibrio.

3

• Todos los sistemas químicos alcanzan en el tiempo
  la condición de equilibrio
• El estado de equilibrio químico es de naturaleza
  dinámica y no estática.

4
El equilibrio en sistemas quimicos

• Cuando se coloca en un recipiente de volumen
  conocido a temperatura constante una muestra de
  2N2O5(g), éste se descompone
• 2N2O5(g) 4NO2(g) O2(g)
• Cuando la concentración de los productos aumenta
  los mismos se convierten en reactantes
• 4NO2(g) O2(g) 2N2O5(g)

5
Reacciones Reversibles

• Finalmente, las dos reacciones evolucionan de
  modo tal que sus velocidades se igualan,
  estableciéndose un equilibrio químico.
• Bajo estas condiciones la reacción es reversible
  y se representa de la siguiente manera
• 2N2O5(g) 4NO2(g) O2(g)
• En una reacción reversible, la reacción ocurre
  simultáneamente en ambas direcciones.
• Lo anterior se indica por medio de una doble
  flecha
• En principio, casi todas las reacciones son
  reversibles en cierta medida.

6
Constante de equilibrio, Keq

• Una vez alcanzado el equilibrio las
  concentraciones de reactantes y productos no
  cambian en el tiempo.
• El equilibrio dinámico establece que a medida
  que el reactante se descompone, los productos se
  combinan entre sí para mantener las
  concentraciones constantes, las cuales se
  relacionan en la siguiente ecuación (productos en
  el numerador, reactivos en el denominador)

7
Velocidad de reacción

• La velocidad de reacción es una magnitud positiva
  que expresa cómo cambia la concentración de un
  reactivo o producto con el tiempo.

8

• La velocidad de reacción es directamente
  proporcional a la concentración de los reactivos.
  
• Las reacciones son el resultado de las colisiones
  entre moléculas de reactivos. Cuanto mayor es
  moléculas, mayor es el número de colisiones por
  unidad de tiempo, por lo que la reacción es más
  rápida. Cuando el reactivo limitante se consume,
  la velocidad es cero.

9
- Expresión de la velocidad de reacción para la
descomposición de N2O5
Velocidad k N2O5
k constante de velocidad
10
Expresión general de Keq

• Considere la siguiente reacción
• aA bB cC dD
• Cc x Dd
• Aa x B
  
• ( mol/litro )

Keq
11

• Las constantes de equilibrio proporcionan
  información muy útil sobre si la reacción se
  desplaza hacia la formación de productos o hacia
  la formación de reactivos.
• Keq gt 1, se desplaza hacia la formación
  productos
• Keq lt 1, se desplaza hacia la formación de
  reactivos

12
Ejemplo de equilibrio químico
El equilibrio del sistema N2O4-NO2
N2O4 congelado es incoloro
A temperatura ambiente el N2O4 se descompone en
NO2 (marrón)
El equilibrio químico es el punto donde las
concentraciones de todas las especie son
constantes
13

• El punto en el cual la velocidad de
  descomposición
• N2O4(g) ? 2NO2(g)
• es igual a la velocidad de dimerización
• 2NO2(g) ? N2O4(g)
• es un equilibrio dinámico.
• El equilibrio es dinámico porque la reacción no
  ha parado Las velocidades de los dos procesos
  son iguales

14

• En el equilibrio, el N2O4 reacciona para formar
  una determinada cantidad NO2, y esta misma
  cantidad de NO2(g) reacciona para volver a formar
  N2O4.

N2O4(g) 2NO2(g)
15
Teoría de las colisiones
Las reacciones químicas se producen por los
choques eficaces entre las moléculas de reactivos
Veamos la reacción de formación del HI a partir
de I2 e H2
I
I
H
H
H
HI HI
H
eficaz
I
I
H
Choque
I
H
I
H
No eficaz
I
H
I
I2 H2
I
H
I
H
I2 H2
Además del choque adecuado las moléculas tienen
que tener una energía suficiente, esta energía
mínima se denomina energía de activación.
16
Principio de Le Chatelier

• Establece que si un sistema en equilibrio es
  sometido a una perturbacion o tensión, el sistema
  reaccionará de tal manera que disminuirá el
  efecto de la tensión.
• Hay 3 formas de alterar la composición en el
  equilibrio de una mezcla de reacción en estado
  gaseoso para mejorar el rendimiento de un
  producto

17
(No Transcript)
18

• CO(g) 3H2(g)
  CH4(g) H2O(g)

Qué sucederá si se elimina el vapor de agua en
la reacción anterior?
Keqgt 1 el equilibrio se desplaza hacia la
derecha
19
Efecto del cambio de temperatura

• La temperatura tiene un efecto significativo
  sobre la mayoría de reacciones químicas.
• Las velocidades de reacción normalmente se
  incrementan al aumentar la temperatura.
  Consecuentemente, se alcanza más rapidamente el
  equilibrio.
• Los valores de la constante de equilibrio (Keq)
  cambian con la temperatura.

20

• Consideremos al calor como un producto en la
  reacción exotérmica o como un reactivo en las
  reacciones endotérmicas.
• Según lo anterior, podemos observar que si se
  aumenta la temperatura en una reacción exotérmica
  es lo mismo que si agregaramos más producto, por
  lo que la reacción se desplaza hacia la
  izquierda.
• Si se aumenta la temperatura en una reacción
  endotérmica es similar a agregar más reactivos,
  por lo que la reacción se desplaza hacia la
  derecha.

21

• Para una reacción endotérmica
• Incrementar la temperatura sería análogo a
  agregar más reactivos.
• De acuerdo al principio de Le Chatelier, cuando
  la temperatura aumenta, el equilibrio se desplaza
  hacia la formación de productos.
• Si se disminuye la temperatura, el equilibrio se
  desplaza hacia la formación de reactivos.

22

• Para una reacción exotérmica.
• Incrementar la temperatura sería análogo a
  agregar más producto.
• De acuerdo al principio de Le Chatelier, si se
  aumenta la temperatura el equilibrio se
  desplazará hacia la formación de reactivos.
• Si se disminuye la temperatura, el equilibrio se
  desplaza hacia la formación de productos.

23
Dependencia de la Keq de la temperatura

• La constante de equilibrio depende de la
  temperatura a la que se lleva a cabo la reacción
  química.
• En la tabla se observa como varía la Keq con la
  temperatura para la siguiente reacción.
• CO(g) 3H2(g) CH4(g)
  H2O(g) DH -206.2 kJ

24
Complejo activado
Complejo activado
Energía de activación
Energía de activación
Energía potencial
Energía potencial
Productos
Reactivos
?Hgt0
?Hlt0
Reactivos
Productos
Transcurso de la reacción
Transcurso de la reacción
Reacción exotérmica
Reacción endotérmica
25
Efecto del cambio de presión

• Los cambios de presión pueden afectar los
  sistemas gaseosos homogéneos en equilibrio.
• Los cambios de presión no afectan sistemas
  homogéneos solidos o liquidos, pero afectan los
  sistemas heterogéneos en los que interviene un
  gas.
• Los cambios que se producen en la presión interna
  no afectan el equilibrio.
• Un aumento en la presión externa hace evolucionar
  al sistema en la dirección del menor número de
  moles de gas y viceversa.

26

• Un aumento en la presión externa hace evolucionar
  al sistema en la dirección del menor número de
  moles de gas y viceversa.
• Un aumento en la presión del siguiente sistema
• N2(g) 3H2(g) 2NH3(g)
• obliga a que el sistema se desplace hacia la
  derecha, hay cuatro moles a la izquierda y solo
  dos a la derecha.

27
CO(g) 3H2(g)
CH4(g) H2O(g)
Al aumentar la presión, el equilibrio se
desplaza hacia la derecha (menor número de moles)
28
Efecto de un catalizador

• Los catalizadores modifican las velocidades de
  reacción sin consumirse.
• Si se agrega un catalizador a un sistema en
  equilibrio este puede modificar la velocidad
  directa e inversa, pero no modifica la posición
  del equilibrio ni tampoco la constante de
  equilibrio.
• El catalizador actúa cambiando la trayectoria de
  la reacción, disminuyendo la energía de
  activación necesaria y aumentando la velocidad de
  reacción.

29
Tipos de catálisis
Catálisis

• Catálisis homogénea
• Todas las especies de la reacción están en
  disolución.
• Catálisis heterogénea
• El catalizador está en estado sólido.
• Los reactivos que se pueden encuentrar es estado
  gas o en disolución son adsorbidos sobre la
  superficie.
• Los sitios activos en la catálisis de superficie
  tienen una gran importancia.

30
Reacción no catalizada Reacción catalizada
Complejo activado
Complejo activado
Energía de activación
Energía de activación
E.A
Energía potencial
Energía potencial
Productos
Reactivos
?Hgt0
?Hlt0
Reactivos
Productos
Transcurso de la reacción
Transcurso de la reacción
Reacción exotérmica
Reacción endotérmica
Los catalizadores cambian la energía de
activación de una determinada reacción, y por lo
tanto incrementan la velocidad de reacción
31
E.A sin catalizador E.A con catalizador
negativo E.A con catalizador positivo
Los catalizadores negativos aumentan la energía
de activación
Complejo activado
Complejo activado
Los catalizadores positivos disminuyen la energía
de activación
Energía de activación
Energía de activación
Energía
Energía
E.A
E.A
Productos
Reactivos
?Hgt0
?Hlt0
Reactivos
Productos
Transcurso de la reacción
Transcurso de la reacción
Reacción exotérmica
Reacción endotérmica
32
Equilibrio homogéneo y heterogéneo

• En el equilibrio homogéneo todos los componentes
  están en una misma fase, en el heterogéneo en más
  de una fase
• Las concentraciones de las sustancias que están
  en fase sólida o líquida se igualan a 1. Por lo
  que Keq depende únicamente de las sustancias en
  estado gaseoso.

33
Equilibrio homogéneo y heterogéneo

• Para el equilibrio
• Ba2(ac) CO3 2- (ac) Ba(CO3)(s)
• KPS (Ba2)(CO3 2- )
• Las concentraciones de las sustancias que están
  en fase sólida o líquida se igualan a 1. Por lo
  que Keq depende únicamente de las sustancias en
  disolución (CONSTANTE
• del PRODUCTO DE SOLUBILIDAD (KPS).

34
Fin.