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• Ailine Amaranta

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UNIDAD 2 EQUILIBRIO HOMOGENEO

 Procesos  espontáneos  no

espontáneos

 Reversibles  irreversibles

La Temperatura puede determinar la espontaneidad

Ley cero de la Termodinámica

Entalpía  espontaneidad?  ΔH0

endotérmico

 Reacciones

exotérmicos favorece pero no garantiza la espontaneidad

ΔG=ΔH-TΔS  Todos

los sistemas tienden al desorden

Disolución  Energía

de enlace

 Atracción  Puentes

electrostática

de hidrógeno

 Polarización

Equilibrio  energía

 Equilibrio

estable

 Equilibrio

inestable

 Equilibrio

indiferente

Espontaneidad  En

sistemas aislados  uso de S

 En

sistemas no aislados  G y A

G = H − TS A = E - TS

para sistema a P y T constantes

para sistemas a V y T constantes

Cociente de reacción aA + bB  cC + dD

𝐶 𝑄= 𝐴

𝑐 𝑎

𝐷 𝐵

𝑑 𝑏

Concentración molar, presión parcial en atm, concentración de sólidos y líquidos puros =1, para agua =1

∆𝐺𝑟 = ∆𝐺𝑟𝑜 + 𝑅𝑇 ln 𝑄

K=

𝐶 𝑐𝑒𝑞 𝐷 𝑑 𝑒𝑞 𝑏 𝐴𝑎 𝐵 𝑒𝑞 𝑒𝑞

 Cociente

de reacción comparado con la constante de equilibrio permite definir la dirección de desplazamiento de reacción en el equilibrio

EQUILIBRIO  Cuando

un sistema se encuentra en equilibrio químico, un cambio en uno de los parámetros de equilibrio produce una modificación en una dirección que, de no existir otros factores comprendidos en dicha modificación, llevaría a un cambio de signo opuesto al del parámetro considerado

Henry-Louis Le chatelier

Principios de Le Chatelier 

Un sistema, sometido a un cambio, se desplaza para absorber el cambio de tal manera que no se desplace del equilibrio.



Concentración: - A mayor concentración en los productos el equilibrio se desplaza a los reactivos y viceversa



Presión: solo a compuestos gaseoso, ↑ P la reacción se desplaza hacia donde hay menor numero de moles y viceversa. PV=RnT a↑ moles ↑presión



Temperatura: H es positiva, la reacción es endotérmica. Si H es negativa, la reacción es exotérmica

Consideraciones 

↑presión, equilibrio menor número de moles.



Si una reacción es endotérmica, al aumentar la temperatura, el equilibrio se desplazará hacia la derecha (mayor formación de productos). –



Si una reacción es exotérmica, al aumentar la temperatura, el equilibrio se desplaza hacia la izquierda (mayor formación de reactivos)

Gases ideales, equilibrio homogéneo  Para gases ideales

A(g) ↔ B(g)  El avance de la reacción se puede supervisar mediante la

cantidad 𝛏 (grado de reacción) 𝑑𝐺 = 𝜇𝐴 𝑑𝑛𝐴 + 𝜇𝐵 𝑑𝑛𝐵 𝑑𝐺 = 𝜇𝐵 − 𝜇𝐴 𝑑𝛏

𝜕𝐺 𝜕𝛏

= 𝜇𝐴 − 𝜇𝐵 𝑇,𝑃

𝜕𝐺 𝜕𝛏

=0 𝑇,𝑃

Consideraciones  ΔrG0  ΔrG=0

la reacción inversa es espontánea el sistema esta en equilibrio

aA(g) ↔ bB(g) 𝑃𝑖 𝜇𝑖 = + 𝑅𝑇 𝑙𝑛 𝑜 𝑃 𝑃𝐴 𝑜 𝜇𝐴 = 𝜇𝐴 + 𝑅𝑇 𝑙𝑛 𝑜 𝑃 𝑃𝐵 𝑜 𝜇𝐵 = 𝜇𝐵 + 𝑅𝑇 𝑙𝑛 𝑜 𝑃 ∆𝑡 𝐺 = 𝑏𝜇𝐵 − 𝑎𝜇𝐴 𝜇𝑖𝑜

∆𝑡 𝐺 =

𝑏𝜇𝐵𝑜

−

𝑎𝜇𝐴𝑜

P°= 1 bar μ°i = potencial químico estándar del componente i

𝑃𝐵 𝑃𝐴 + 𝑏𝑅𝑇 𝑙𝑛 𝑜 − 𝑎𝑅𝑇 𝑙𝑛 𝑜 𝑃 𝑃

∆𝑡 𝐺 𝑜 = 𝑏𝜇𝐵𝑜 − 𝑎𝜇𝐴𝑜 𝑃𝐵 𝑜 𝑃 𝑜 ∆𝑡 𝐺 = ∆𝑡 𝐺 + 𝑅𝑇 𝑙𝑛 𝑃𝐴 𝑃𝑜 𝑃𝐵 𝑜 𝑃 𝑜 0 = ∆𝑡 𝐺 + 𝑅𝑇 𝑙𝑛 𝑃𝐴 𝑃𝑜

0 = ∆𝑡 𝐺 𝑜 + 𝑅𝑇 𝑙𝑛𝐾𝑃

𝑏 𝑎

𝑏 𝑎

Energía total de Gibbs contra el grado de reacción en la reacción aA(g)↔bB(g), suponiendo que

∆𝑡 𝐺 𝑜 < 0

Dos constantes de equilibrio a diferente temperatura

𝐾 𝑇2

∆𝐻𝑟𝑜 1 1 = 𝐾 𝑇1 ∙ 𝑒𝑥𝑝 − 𝑅 𝑇1 𝑇2

𝑜 𝑜 ∆𝐻𝑟𝑜 = 𝐻𝑝𝑟𝑜𝑑 − 𝐻𝑟𝑒𝑎𝑐



Para procesos endotérmicos (∆𝐻𝑟𝑜 >0) K aumenta con la temperatura



Para procesos exotérmicos (∆𝐻𝑟𝑜 < 0) k disminuye con la temperatura