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Equilibrio químico y cinética
PSU QUÍMICA ELECTIVO 2018
Equilibrio químico con respecto a la velocidad
Equilibrio químico con respecto a la concentración
Equilibrio químico
En una reacción química, generalmente los reactivos no se consumen por
completo, sino que se obtiene una mezcla donde coexisten reactivos y
productos. Cuando dejan de producirse modificaciones en un sistema químico, se
dice que se ha alcanzado el estado de equilibrio.
Nivel microscópico
Equilibrio dinámico, tanto los reactivos como los
productos se forman con la misma velocidad que
se descomponen.
Nivel macroscópico
A una temperatura determinada, las
concentraciones de las distintas sustancias no
varían con el tiempo.
Constante de Equilibrio (Kc o K eq) Son parámetros matemáticos que permiten predecir si una reacción reversible está desplazada hacia la formación de los reactantes o productos
Si Kc > 1 la reacción está desplazada hacia la formación de productos (mientras más grande sea el valor de Kc más desplazada estará.
Si Kc < 1 la reacción está desplazada hacia la formación de los reactantes
(mientras mas pequeño sea el valor de Kc más desplazada estará)
Si Kc = 1 la reacción estará en equilibrio químico (la concentración de reactantes y productos permanece constante en el tiempo).
LAS CONSTANTES DE EQUILIBRIO DEPENDEN DE LA TEMPERATURA
(este concepto se explicará en el principio de le Chatelier)
Para cualquier equilibrio químico del tipo:
a A + b B c C + d D
Constante de equilibrio Kc ¿Cómo se calcula? Ley de acción de masas
N2O4 (g) 2NO2 (g)
Kc = [NO2]2
[N2O4] Kp = NO2 P2
N2O4 P
aA (g) + bB (g) cC (g) + dD (g)
Kp = Kc(RT)Dn
Dn = moles de productos gaseosos – moles de reactantes gaseosos
= (c + d) – (a + b)
En la mayoría de los casos:
Kc Kp
Constante de equilibrio en sistemas gaseosos (Kp)
Sea un proceso químico representado por la ecuación
La ecuación anterior es la expresión matemática de la ley
de acción de masas (LAM).
Ley de acción de masas y constante de equilibrio Kc
c d
c a b
C DK =
A B
a A + b B c C + d DVd
Vi
Una vez alcanzado el equilibrio, . Esta relación se puede expresar
de la forma
El cociente Kc se denomina constante de equilibrio.
Ley de acción de masas y constante de equilibrio Kc
• Es un valor característico de cada equilibrio y solo cambia con la temperatura.
• Es un valor independiente de las cantidades iniciales de reactivos y productos.
• Las concentraciones que intervienen en la constante de equilibrio se expresan en
mol/L (M).
Para la siguiente reacción
N2 (g) + 3H2 (g) 2NH3 (g)
La expresión de Kc es
2
3
c 3
2 2
NHK =
N H
Solo se incluyen las especies gaseosas y/o en disolución.
Equilibrios homogéneos. Se aplica a las reacciones en que todas las especies (reactantes y productos se encuentran en la misma fase.
La concentración de un sólido es una propiedad intensiva y no depende de la cantidad de sustancia presente , por ejemplo la concentración molar de un sólido es la misma ya sea para un gramo que para una tonelada , se omite en la expresión de Kc
Lo mismo ocurre en un líquido puro , por ejemplo la concentración del agua liquida es prácticamente constante (55,555 M)
Escriba las expresiones de Kc para las siguientes reacciones químicas
Cálculos de Kc y concentraciones en el equilibrio
Sólo se deben considerar especies gaseosas en la reacción
2. Principio de Le Châtelier
Variación en la temperatura
Una variación de la temperatura modificará siempre el valor de la
constante de equilibrio de un sistema. El equilibrio se desplazará en el
sentido que compense dicha variación.
Libera calor (en sentido directo) Reacción
exotérmica ∆H < 0
↑ T Desplazamiento hacia los reactantes (absorción de calor).
↓T Desplazamiento hacia los productos (liberación de calor).
Absorbe calor (en sentido directo) Reacción
endotérmica ∆H > 0
↑ T Desplazamiento hacia los productos (absorción de calor).
↓T Desplazamiento hacia los reactantes (liberación de calor).
Ejemplos
¿Hacia dónde se desplazará el equilibrio al aumentar la temperatura?
2 2 H O (g) + C (s) CO (g) + H (g) ∆H > 0
2 2 H O (g) + C (s) + CO (g) + H (g)T
Los catalizadores no modifican la constante de equilibrio;
favorecen que se alcance el equilibrio con mayor o menor rapidez,
pero no afectan a las concentraciones de las sustancias presentes.
Al ser una reacción endotérmica, podemos situar la temperatura (T) en el
lado de los reactantes, por lo que un aumento de esta, desplazará el
equilibrio hacia los productos.
Ejercitación
D
:
Pregunta oficial PSU
Fuente : DEMRE - U. DE CHILE, Modelo de PSU Ciencias Química Admisión 2016.
ALTERNATIVA CORRECTA
E
Velocidad de reacción
1. Velocidad de reacción
Corresponde al cambio en la concentración de un reactivo o de un
producto con respecto al tiempo. Se mide en unidades de M/s.
A B
La velocidad se expresa como
Donde ∆[A] y ∆[B] son los cambios en la concentración (molaridad) en
un determinado periodo ∆t (tiempo).
Δ A Δ Bvelocidad = o velocidad =
Δt Δt
Debido a que la concentración de A disminuye durante el
intervalo de tiempo, ∆[A] es una cantidad negativa.
Para una reacción
1. Velocidad de reacción
La ecuación cinética o ley de velocidad expresa la relación de la velocidad
de una reacción con la constante de velocidad de los reactivos, elevados
a alguna potencia.
La ley de la velocidad tiene la forma
Donde x e y son números que se determinan experimentalmente y definen
el orden de la reacción.
En general, x e y no son necesariamente iguales a los
coeficientes estequiométricos a y b.
1.1 Ecuación cinética
aA + bB cC + dD
Para una reacción
x y
velocidad = K A B
1. Velocidad de reacción
1. Reacciones químicas de primer orden
Corresponden a reacciones cuya velocidad depende de la concentración
de un reactivo elevada a la primera potencia.
1.2 Orden de reacción
2. Reacciones químicas de segundo orden
Corresponden a reacciones cuya velocidad depende de la concentración
de uno de los reactivos elevada a la segunda potencia, o de la
concentración de dos reactivos diferentes, cada uno elevado a la primera
potencia.
2d A d Av = =k A o v = =k A B
dt dt
d Av = =k A
dt
Ejercicios
La reacción del óxido nítrico (NO) con hidrógeno (H2) a 1280 °C es
2 2 22NO (g) + 2H (g) N (g) + 2H O (g)
A partir de los siguientes datos, medidos a dicha temperatura, determine la
ley de la velocidad.
Experimento [NO] [H2]
Velocidad inicial
(M/s)
1 5,0 x 10-3 2,0 x 10-3 1,25 x 10-5
2 10,0 x 10-3 2,0 x 10-3 5,0 x 10-5
3 10,0 x 10-3 4,0 x 10-3 10,0 x 10-5
Ejercicios
Los experimentos 1 y 2 muestran que al duplicar la concentración de NO,
manteniendo constante la de H2, la velocidad se cuadruplica.
Segundo orden respecto de NO
Los experimentos 2 y 3 muestran que al duplicar la concentración de H2 a
una concentración constante de NO, la velocidad se duplica.
Primer orden respecto de H2
Velocidad = k [NO]2 [H2]
Se observa que la reacción es de primer orden respecto de H2, a pesar de
que el coeficiente estequiométrico del H2 en la ecuación balanceada es 2.
Reacción de
tercer orden
global (2+1).
Experimento [NO] [H2]
Velocidad inicial
(M/s)
1 5,0 x 10-3 2,0 x 10-3 1,25 x 10-5
2 10,0 x 10-3 2,0 x 10-3 5,0 x 10-5
3 10,0 x 10-3 4,0 x 10-3 10,0 x 10-5
Ejercitación Ejercicio 3
“guía del alumno”
D ASE
Experiencia V0 (M/s)
1 0,10 0,20 32
2 0,10 0,10 8
3 0,30 0,10 24
1. Velocidad de reacción
1.3 Velocidad de reacción y temperatura
Que la reacción se lleve a cabo o no
depende de
La dirección de colisión
entre partículas. La energía asociada a la
colisión.
Solo la orientación correcta
permite que los enlaces se
puedan romper.
Los choques necesitan de una
energía mínima para iniciar la
ruptura de enlaces.
1. Velocidad de reacción
1.3 Velocidad de reacción y temperatura
Energía de activación
Para que una reacción ocurra, las
moléculas que chocan deben tener una
energía cinética total igual o mayor que
la energía de activación (Ea), que es la
mínima cantidad de energía que se
requiere para iniciar una reacción química.
Complejo activado
Al chocar las moléculas, forman un
complejo activado (también denominado
estado de transición), que es una especie
formada temporalmente por las moléculas
de reactivo, antes de formar el producto.
A mayor temperatura, mayor
es la energía cinética de las
moléculas.
Ejercitación Ejercicio 6
“guía del alumno”
C Comprensión
La etapa limitante de una reacción química está impuesta por la energía
A) de los productos.
B) total de la reacción.
C) de activación.
D) de los catalizadores.
E) inversa de la reacción.
2. Catalizadores
Su efecto es aumentar la velocidad de la reacción.
No aparecen nunca en la ecuación estequiométrica.
No alteran la posición del equilibrio ni el calor de reacción.
Son sustancias que, actuando en pequeñas proporciones, disminuyen la
energía de activación de la reacción y/o provocan una correcta orientación
al choque de las especies reactantes, de forma que este sea eficaz.
2. Catalizadores
2.1 Tipos de catálisis
Catálisis heterogénea
Los reactivos y catalizadores están en fases distintas. El catalizador es un sólido y
los reactivos son gases o líquidos (ej.: convertidor catalítico).
Catálisis homogénea
Los reactivos y catalizadores están dispersos en
una sola fase, generalmente líquida.
Tiene ventajas por sobre la C. heterogénea:
puede realizarse en condiciones atmosféricas y
los catalizadores son más baratos.
Catálisis enzimática
Las enzimas son catalizadores biológicos
altamente específicos. Realizan una catálisis
homogénea: sustrato y enzima están en
disolución acuosa.
Se forma un complejo enzima-sustrato (ES).
2. Catalizadores
A altas temperaturas, dentro de
un motor, el nitrógeno y el
oxígeno gaseoso reaccionan
para formar óxido nítrico.
2 2N (g) + O (g) 2NO (g)
En la atmósfera, el NO se combina rápidamente con el O2 para formar NO2.
También se producen monóxido de carbono (CO) y varios hidrocarburos,
todos ellos gases contaminantes.
C. C. tiene dos propósitos
Oxidar el CO y los hidrocarburos que no se
quemaron a CO2 y H2O
Reducir el NO y el NO2 a N2 y O2
2.2 Convertidor catalítico
Ejercicio 13
“guía del alumno” Pregunta HPC
D ASE
Las enzimas son catalizadores biológicos que aceleran las reacciones químicas, disminuyendo la energía de
activación de las reacciones. Cuando una enzima pierde su estructura tridimensional por cambios bruscos de
temperatura o pH, se produce una pérdida de su actividad. Este proceso se denomina desnaturalización.
A continuación se muestra un gráfico con la actividad de dos enzimas en función de la temperatura.
A partir del gráfico, podemos inferir que
I) a 50°C las reacciones en el cuerpo humano se vuelven más lentas.
II) a 70°C ambas enzimas se encuentran desnaturalizadas.
III) distintas enzimas pueden presentar su máxima actividad a diferentes temperaturas.
A) Solo I. D) Solo I y III.
B) Solo II. E) I, II y III.
C) Solo I y II.
3. Factores que modifican la velocidad
Velocidad
afectada por
Concentración
Presión
Estado físico
Catalizadores
Temperatura
Una mayor cantidad
de partículas favorece
los choques.
Mayor temperatura
implica más energía
cinética y más
choques.
Favorecen la colisión,
sin ser consumidos en
la reacción.
En sólidos, está
asociada a superficie
de contacto.
En gases, actúa de
forma similar a la
concentración.
Ejercitación Ejercicio 7
“guía del alumno”
D Comprensión
Si se disminuye la concentración de los reactantes en una reacción química, se
consigue
A) aumentar la velocidad de la reacción.
B) aumentar los choques entre las moléculas de reactantes.
C) aumentar los choques entre las moléculas de productos.
D) disminuir la velocidad de la reacción.
E) reestablecer el equilibrio químico.
Pregunta oficial PSU
ALTERNATIVA CORRECTA
D
Fuente : DEMRE - U. DE CHILE, Modelo Prueba de Ciencias Química, Admisión PSU 2017.
En un ensayo enzimático realizado en condiciones ideales, la velocidad de
reacción fue siempre independiente de la concentración de sustrato. Al
respecto, ¿cuál es el orden de esta reacción?
A) Primer orden
B) Orden mixto
C) Segundo orden
D) Orden cero
E) Tercer orden