1. IYL Equilibrio Químico Reacción Química A + B ---> C + D Reactantes Productos aA + bB ---> cC + dD Reacción Irreversible aA + bB <==> cC + dD Reacción Reversible

2. IYL Velocidad de Reacción Ley de Guldberg y Waage (Ley de Acción de Masas) aA + bB <==> cC V 1  [ A ] a · [ B ] b V 1   [ A ] a · [ B ] b V -1  C ] c V -1    C ] c V 1 V -1

3. IYL Velocidad de Reacción Ley de Vant’ Hoff De acuerdo a la regla empírica y aproximada de Vant’ Hoff, un aumento de 10°C puede duplicar la velocidad de reacción T V R

4. IYL Equilibrio Químico 2 Al (OH) 3 (s) ---> Al 2 O 3 (s) + 3 H 2 O (g) Sistema Abierto Tº 2 Al (OH) 3 (s) <==> Al 2 O 3 (s) + 3 H 2 O (g) Sistema Cerrado Tº V 1 = k 1 [ Al (OH) 3 ] 2 V -1 = k -1 [ Al 2 O 3 ] [ H 2 O ] 3

5. IYL k 1 [ Al (OH) 3 ] 2 = k -1 [ Al 2 O 3 ] [ H 2 O ] 3 k 1 [ Al 2 O 3 ] [ H 2 O ] 3 k -1 [ Al (OH) 3 ] 2 ___ _______________ = K = [ Al 2 O 3 ] [ H 2 O ] 3 [ Al (OH) 3 ] 2 _________________

6. IYL V R t V 1 V -1 V 1 = V -1 En el equilibrio V 1 = V -1

7. IYL Características Equilibrio Químico 1.- Dinámico, la formación de productos y la regeneración de reactantes siempre esta ocurriendo: 2.- Principio de Le Chatelier: los sistemas tienden espontáneamente al equilibrio CH 3 COOH (ac) <==> CH 3 COO - (ac) + H + (ac) K = [ CH 3 COOH ] [ CH 3 COO - ] [ H + ]

8. IYL 3.- La naturaleza y propiedades del Equilibrio Químico son independientes del camino por el cual se alcanza V 1 = k 1 [ NO 2 ] [ CO ] V -1 = k -1 [ NO ] [ CO 2 ] El Equilibrio Químico puede alcanzarse a partir del oxido de nitroso o por la reacción del monóxido nitroso. En el equilibrio las propiedades de este serán las mismas independientes del camino por el cual se alcanza. NO 2 (g) + CO (g) <==> NO (g) + CO 2 (g) k 1 k -1

9. IYL 4.- Existe un compromiso entre un estado de Mínima Energía y un estado de Máxima Entropía H 2 (g) <==> H (g) + H (g) HI (g) <==> H (g) + I (g) N 2 (g) + O 2 (g) <==> 2 NO (g) ??? En reacciones mas complejas, se consideran parámetros termodinámicos como energías libre y cambios de entalpía para saber si la reacción procede o no.

10. IYL Constante de Equilibrio aA + bB <==> cC + dD V 1 = k 1 [ A ] a [ B ] b V -1 = k -1 [ C ] c [ D ] d V 1 = V -1 k 1 [ A ] a [ B ] b = k -1 [ C ] c [ D ] d = K c = [ C ] c [ D ] d [ A ] a [ B ] b k 1 k -1 K c = constante de equilibrio en función de las concentraciones de reactantes y productos

11. IYL Cómo escribir la constante de equilibrio? 1.- Considerar el estado físico de las especies participantes de la reacción. CaCO 3 (s) <==> CaO (s) + CO 2 (g) K c = [ CaO ] [ CO 2 ] [ CaCO 3 ] cte. cte. K c = [ CO 2 ]

12. IYL 2.- Participación del solvente en la reacción. CH 3 COOH (ac) + CH 3 OH (ac) <==> CH 3 COOCH 3 (ac) + H 2 O (l) K c = [ CH 3 COOCH 3 ] [ H 2 O ] [ CH 3 COOH ] [ CH 3 OH ] cte. Equilibrio en medio acuoso: K c = [ CH 3 COOCH 3 ] [ CH 3 COOH ] [ CH 3 OH ]

13. IYL CH 3 COOH (l) + CH 3 OH (l) <==> CH 3 COOCH 3 (l) + H 2 O (l) [ CH 3 COOCH 3 ] [ H 2 O ] [ CH 3 COOH ] [ CH 3 OH ] K c = CH 3 COOH (ac) + CH 3 OH (ac) <==> CH 3 COOCH 3 (ac) + H 2 O (g) K c = [ CH 3 COOCH 3 ] [ H 2 O ] [ CH 3 COOH ] [ CH 3 OH ] Equilibrio en solventes puros:

14. IYL Valor Numérico de la Constante de Equilibrio Si K > 1 =>  (Productos) >  (Reactantes) HCl (g) + LiH (s) <==> H 2 (g) + LiCl (s) K = 8 · 10 30 El valor de K es la tendencia de los reactantes a convertirse en productos y viceversa  (Productos)  (Reactantes) K =

15. IYL Valor Numérico de la Constante de Equilibrio Si K < 1 =>  (Productos) <  (Reactantes) BaSO 4 (s) <==> Ba 2+ (ac) + SO 4 2- (ac) K = 1 · 10 -10 Si K = 1 ???  (Productos)  (Reactantes) K =

16. IYL Factores que afectan el estado de Equilibrio Químico. Principio de Le Chatelier 1.- Concentración Zn (s) + Cu 2+ (ac) <==> Zn 2+ (ac) + Cu (s) Los cambios de concentración modifican las concentraciones relativas de reactantes y productos pero el valor de la constante permanece [ Zn 2+ ] [ Cu 2+ ] K = = 2 · 10 37

17. IYL 2.- Temperatura Reacción Exotérmica :  H < 0 Reacción Endotérmica :  H > 0 i) Reacción Exotérmica aA + bB <==> cC + dD + Q Si la temperatura aumenta la formación de productos y el valor de la constante de equilibrio disminuye ii) Reacción Endotérmica aA + bB + Q <==> cC + dD Si la temperatura aumenta la formación de productos y el valor de la constante de equilibrio aumenta El calor Q como integrante del sistema

18. IYL Función de Estado : sólo depende del estado inicial y final del sistema Ecuación de Estado P · V = n · R · T  T = T f - T i Variación de Entalpía :  H : es el calor liberado o absorbido cuando se efectúa una reacción química a presión constante C (grafito) + O 2 (g) <==> CO 2 (g)  H = - 94 kcal / mol Reacción exotérmica  H de la reacción Reacción Exotérmica Reactantes Productos Energía Reactantes Energía Productos Termoquímica o Termodinámica Química

19. IYL H 2 (g) + I 2 (g) <==> 2 HI (g)  H = 12.8 Kcal / mol Reacción endotérmica Energía Productos Energía Reactantes Reactantes Productos  de la reacción Reacción Endotérmica  H R = E. Productos - E. Reactantes  H R = Entalpía Productos - Entalpía Reactantes  H R = Variación de la Entalpía de la Reacción

20. IYL  H f : Entalpía de Formación  H R : Entalpía de Reacción  H R =  H f (Productos) -  H f (Reactantes) Energía Libre de Gibbs (G) El cambio de entalpías nos permite decir que ocurre con la absorción o liberación de calor, pero no indica el sentido de la reacción. Si la reacción representa la formación de un mol de un compuesto a partir de sus elementos, el cambio de Entalpía recibe el nombre de  H de formación (  H f ) Reactantes <==> Productos La variación de energía total esta dado por el cambio de entalpía. Pero en el equilibrio tiende a una mínima energía y máxima entropía. Por lo tanto el  H es igual a un factor energético mas un factor entrópico.

21. IYL Reacción Espontánea : son reacciones que cursan con una disminución de la energía libre. E. Libre Reactantes E. Libre Productos  G R < 0 H = G + T · S H=Entalpía G=Energía libre de Gibbs T=Temperatura ºK S=Entropía  H =  G + T  S  G =  H - T  S

22. IYL Reacción no Espontánea: son reacciones que cursan con una disminución de la energía libre. E. Libre Reactantes E. Libre Productos  G R > 0

23. IYL  G proceso = E. Libre Productos - E. Libre Reactantes  G R =  G f (Productos) -  G f (Reactantes)  G f : Energía libre de Formación  G R : Energía libre de Reacción Reactantes <==> Productos Siendo la variación  G de una reacción la diferencia entre las energías libres de los productos y reactantes Si el proceso representa la formación de un compuesto a partir de sus elementos la variación de energía libre será  G de formación

24. IYL Energía Libre de Gibbs y Equilibrio Químico aA + bB + ··· <==> pP + qQ + ···  G > 0 ==> Reacción no Espontánea  G < 0 ==> Reacción Espontánea  G = 0 ?  G = 0 ==> Estado de Equilibrio

25. IYL  G y Constante de Equilibrio Condiciones Estándar de Reacción Reactantes (1 atm., 1 M, 298ºK) <==> Productos (1 atm., 1 M, 298ºK)  Gº : cambio de energía libre estándar.  G : cambio de energía libre fuera de condiciones normales de reacción. En condiciones normales G = G 0 + n R T ln c En el equilibrio  G º = - R · T · ln K ln K = -  G º / RT K = e -  Gº / RT K = 10 -  Gº / 2.3 RT R: 1.987 cal

26. IYL  Gº < 0 ;  Hº < 0 : Reacción espontánea y exotérmica  Gº < 0 ;  Hº > 0 : Reacción espontánea y endotérmica  Gº > 0 ;  Hº < 0 : Reacción no espontánea y exotérmica  Gº > 0 ;  Hº > 0 : Reacción no espontánea y endotérmica