Introducció

Equilibri químic

Equilibri físic: diagrama de fases

Entropia i energia lliure de Gibbs

4

Introducció

Equilibri químic

Constants d’equilibri Kc i Kp

Càlculs

Equilibri físic: diagrama de fases

|Introducció

Reaccions químiques reversibles i irreversibles

Concepte d’equilibri químic

4.1 |Reaccions químiques reversibles i irreversibles

Les reaccions en què acaben exhaurint-se els reactius o el reactiu que hi és en defecte (reactiu limitant) s’anomenen reaccions irreversibles, perquè tenen lloc en un sol sentit.

Exemple: CH4 (g) + 2 O2 (g) CO2 (g) + 2 H2O (g)

Les reaccions que poden tenir lloc en tots dos sentits s’anomenen reaccions reversibles. Aquestes se simbolitzen amb una doble fletxa.

Exemple: I2 (g) + H2 (g) 2 HI (g)

2 HI (g) I2 (g) + H2 (g)

En aquestes reaccions no s’acaben mai del tot els reactius inicials i s’obté sempre al final una mescla de totes les substàncies.

I2 (g) + H2 (g) 2 HI (g)

4.2 |Equilibri químic

Es considera que l’equilibri químic és una situació dinàmica perquè la reacció no s’atura, sinó que continuen tenint lloc tots dos processos de dreta a esquerra i d’esquerra a dreta, però amb idèntica velocitat (veure gràfic de l’esquerra).

v1 és la velocitat de la reacció entre eliode i l’hidrogen. Aquesta velocitat ésmàxima a l’inici de la reacció i disminueixamb el temps. v2 és la velocitat de la reaccióde descomposició del iodur d’hidrogen.Aquesta velocitat és nul·la a l’instant inicial,però augmenta amb el temps.Al cap d’un cert temps les dues velocitatssón iguals i el sistema ha assolit l’estatd’equilibri.

La gràfica mostra com varien amb eltemps les concentracions dels tres gasos.Inicialment les concentracions de I2 i H2

són màximes i la de HI és nul·la. Passat untemps t1 el sistema ha assolit l’equilibri; apartir d’aquest moment lesconcentracions de I2 i H2 i també la de HIromanen constants si no es modifiquenles condicions externes del sistema.

Un cop el sistema ha assolit l’equilibri químic, els productes i els reactius resten dins el recipient amb unes concentracions invariables amb el temps, si no es modifiquen les condicions externes del sistema.

(veure gràfic de la dreta)

Constants d’equilibri químic i càlculs

Constant d’equilibri, Kc

Classificació dels equilibris químics

Constant d’equilibri, Kp

Factors que influeixen en l’equilibri químic

Principi de Le Chatelier

4.3 |Constant d’equilibri, Kc

Per una reacció general: a A + b B c C + d D

Si en un recipient tancat a una temperatura constant, t, es mesclen a mols de l’espècie química A amb b mols de l’espècie química B, no reaccionen totalment sinó que només ho fa una fracció dels mols presents.

La fracció de concentracions de productes i reactius un cop assolit l’equilibri, elevades al respectiu coeficient estequiomètric, dóna un valor constant que s’anomena constant d’equilibri: Kc

c d

c a b

C DK

A B

Un cop assolit l’equilibri en cada cas, es calcula:

En tots surt un resultat similar, amb un valor proper a 55.

[HI]2

[I2]·[H2]Kc =

4.3|Constant d’equilibri, Kc

El valor de Kc és característic per a cada sistema reaccionant i només depèn de la temperatura.

Quan varia la temperatura canvia el valor numèric de la constant d’equilibri i, per tant, s’estableix un nou estat d’equilibri diferent de l’anterior.

Si el valor numèric de Kc és molt gran, la mescla en equilibri conté elevades proporcions de productes respecte a reactius i la reacció és gairebé completa.

Contràriament, si el valor numèric de Kc és molt petit, la mescla en equilibri conté una proporció elevada de reactius respecte a productes.

4.4. |Càlculs en equilibris químics

Fer exemples de càlculs en equilibris: exemples 1, 2 i 3 de les pàg. 114-117 llibre.

RESUM:

-Es recomana fer un quadre amb els mols de cada espècie a l’inici i un cop arribat a l’equilibri (també es pot fer el quadre amb concentracions).

-Les concentracions a l’equilibri de les diverses substàncies estan relacionades entre sí segons l’estequiometria de la reacció. S’expressa en funció d’una incògnita “x” què hi haurà de més o de menys de cadascuna.

-Les concentracions a l’equilibri complexen l’expressió de la constant Kc.

-En el cas que inicialment hi siguin presents totes les espècies, cal comparar el quocient Qc obtingut de les concentracions inicials amb el valor de la constant d’equilibri Kc. D’aquesta comparació es dedueix en quin sentit evolucionarà la reacció fins a assolir l’equilibri:

El sistema està en equilibri si els valors són iguals: Qc = Kc

El sistema NO està en equilibri si els valors són diferents: Qc Kc

• Si Qc < Kc és que falten productes i sobren reactius, evoluciona a la dreta.

• Si Qc > Kc és que sobren productes i falten reactius, evoluciona a l’esquerra.

FER EXERCICIS: 1, 2, 3, 4, 5, 6 i 7 de la pàg. 151 del llibre

4.5 |Classificació dels equilibris químics

Tots els possibles casos d’equilibris químics es poden agrupar en dues classes: equilibris moleculars i equilibris iònics. En els primers, les espècies químiques que prenen part en el procés són molècules. L’equilibri iònic és quan hi intervenen ions.

Els equilibris, tant moleculars com iònics, poden tenir lloc en sistemes homogenis (equilibris homogenis) o heterogenis (equilibris heterogenis).

En l’expressió de la Kc dels sistemes heterogenis (sòlid pur – gas o líquid pur – gas) només hi figuren les concentracions dels gasos, ja que les concentracions de les fases sòlides o líquides pures són constants.

En cas de substàncies en solució, la concentració és variable i sí que apareixen en l’expressió de la constant.

4.6 |Constant d’equilibri, Kp

La constant d’equilibri d’una reacció en la qual intervenen gasos, pot expressar-se en funció de les pressions parcials de cada gas en la mescla gasosa en equilibri.

Per una reacció general: a A(g) + b B(g) c C(g) + d D(g)

c dC D

p a bA B

p pK

p p

Relació entre Kc i Kp: Kp = Kc (R T)Δn

on Δn = (c + d) – (a + b)

i cal usar el valor R= 0’082 atm·L/K·mol

(per coherència d’unitats, ja que les concentracions estan en mol/L)

**Veure exemples 4 i 7 pàg. 119-124

FER EXERCICIS: 8, 9, 10, 12 i 27 de la pàg. 152-154 del llibre

4.7 |Grau de dissociació,

Per als equilibris en què una sola substància inicial es descompon parcialment, es defineix:

Grau de dissociació, : fracció entre els mols de substància que s’han dissociat entre els mols de substància inicial.

Moltes vegades s’expressa el percentatge de dissociació:

% dissociació = · 100

**Veure exemple 5 pàg. 120-122

FER EXERCICIS: 13 i 15 de la pàg. 152-153 del llibre

=mols dissociats

mols inicials