tema 5 (2016)

Apunte Catalán
Universidad Universidad de Barcelona (UB)
Grado Nutrición Humana y Dietética - 1º curso
Asignatura Química general
Año del apunte 2016
Páginas 10
Fecha de subida 10/09/2017
Descargas 0
Subido por

Vista previa del texto

TEMA 5. EQUILIBRI QUÍMIC I REACCIONS EN DISSOLUCIÓ SOLUBILITAT La solubilitat és la màxima quantitat de solut que es dissoldrà en una quantitat donada de dissolvent a una temperatura específica. Depèn de diversos factors:    Naturalesa del dissolvent i del solut: - Quant més similar siguin entre ells major serà la probabilitat que un sigui soluble en l’altre.
- Similar dissol a similar (p. Ex.: NaCl en aigua, sucre en aigua, benzè en tetraclorur de carboni).
Temperatura: - En general, la solubilitat de sòlids en líquids s’incrementa amb la temperatura.
- La solubilitat de gasos en líquids gairebé sempre disminueix amb la temperatura.
Pressió: - Té poc efecte sobre la solubilitat de líquids i sòlids.
- La solubilitat d’un gas en un líquid s’incrementa amb la pressió (p.ex.: CO2 en begudes carbonatades).
NATURALESA DEL DISSOLVENT I DEL SOLUT Dues substàncies amb forces intermoleculars similars seran solubles mútuament.
Les molècules no polar són solubles en dissolvents no polars.
Ex.: CCl4 en C6H6 Les molècules polars són solubles en dissolvents polars.
Ex.: C2H5OH en H2O Els compostos iònics són solubles en dissolvents polars.
Ex.: NaCl en H2O CONCENTRACIÓ: PERCENTATGES I ALTRES UNITATS Concentració: quantitat de solut que hi ha en una quantitat determinada de dissolvent o de dissolució.
Percentatge en massa (m /m) % en massa = massa de solut x100 massa de solut + massa de dissolvent Percentatge en volum (v/v) % en volum = volum de solut x100 volum de dissolució Percentatge massa/volum (m/v) % massa massa de solut = x100 volum volum de dissolució Molaritat (M) M= massa de solut volum de dissolució (L) m= mols de solut massa de dissolvent (kg) Molalitat (m) Fracció molar (X) X= molde de A suma de mols de tots els components PROCÉS DE DILUCIÓ Dilució: procés pel que es preparen dissolucions menys concentrades a partir d’una de més concentrada.
Mi x Vi = ni = nf = Mfx Vf Mols de solut abans de la dilució (i) = = mols de solut després de la dilució (f) DILUCIONS EN SÈRIE Una dilució en sèrie és la reducció progressiva, pas a pas, de la concentració d’una substància en dissolució. Les dilucions en sèrie s’utilitzen per crear dissolucions molt diluïdes amb precisió.
REACCIONS QUÍMIQUES Per què tingui lloc una reacció hi ha d’haver contacte entre els àtoms, ions o molècules que han de reaccionar.
Aquest contacte es promou amb la utilització d’un dissolvent (sovint aigua).
La major part de reaccions tenen lloc en dissolució.
A mesura que els reactius es transformen en productes s’observen evidencies del canvi químic (canvi de color, formació d’un precipitat, despreniment d’un gas, absorció o despreniment de calor,...).
Hi ha tres tipus de reaccions en dissolució aquosa:  Reaccions àcid-base: En dissolució aquosa els àcids donen H+ i les bases OHHCl (aq) + NaOH (aq) Cl- (aq) + Na+ (aq) + H2O  Reaccions de precipitació: Ions es combinen per originar compostos insolubles que precipiten AgNo3 (aq) + NaI (aq) AgI (s) + NaNO3  Reaccions redox: Uns àtoms perden electrons (s’oxiden) mentre que altres en guanyen (es redueixen). Oxidació i reducció sempre tenen lloc simultàniament.
Fe2O3 (s) + 3 CO (g) 2 Fe (l) + 3 CO2 (g) REACCIONS EN DISSOLUCIÓ Tots els soluts que es dissolen en aigua s’agrupen en dues categories: electròlits i no electròlits.
Un electròlit és conductor de l’electricitat en dissolució aquosa, mentre que el no-electròlit no condueix l’electricitat en dissolució aquosa.
Una manera de diferenciar dos dissolucions aquoses és emprar un dispositiu que mesura les seves conductivitats elèctriques. La capacitat d’una dissolució per conduir l’electricitat depèn del nombre d’ions que conté. Una dissolució electrolítica conté ions que serveixen com transportadors de càrrega, la qual cosa ocasiona que la bombeta s’encengui.
No-electròlit electròlit feble Electròlit fort ELECTRÒLITS O NO? Quan un compost molecular es dissol en aigua, la dissolució generalment consisteix en molècules intactes disperses a través de la dissolució.
C6H12 O6 (s) C6H12O6 En dissolució aquosa no hi ha cations (+) ni anions (-) Quan un compost iònic es dissol, els ions són envoltats per molècules d’aigua.
Es diu que els ions estan solvatats.
NaCl (s) Na+ (aq) + Cl- En dissolució aquosa hi ha cations (+) i anions (-) Electròlit fort: 100% dissociació.
ELECTRÒLITS FORTS O FEBLES? Dues categories d’electròlits, forts i febles, difereixen quant a la seva capacitat de conduir l’electricitat. Els electròlits forts són aquells soluts que hi ha completament en dissolució com ions (compostos iònics com el NaCl i alguns compostos molecular con el HCl).
La solvatació dels ions en aigua n’afavoreix la solubilitat.
ELECTRÒLITS FEBLES Els electròlits febles són aquells soluts que existeixen en dissolució majoritàriament en forma de molècules, amb només una petita fracció en forma de ions donat que la dissociació és incompleta. Ex.: CH3COOH Ionització de l’àcid acètic: La ionització de l’àcid acètic s’escriu amb doble fletxa per indicar que la reacció és reversible (la reacció pot tenir lloc en els dos sentits).
CH3COOH CH3COO- (aq) + H+ L’àcid acètic és un electròlit feble degut a la seva ionització parcial en aigua. En contrast, en una dissolució d’HCl dels ions H+ i Cl- no tendeixen a tornar a combinar-se per formar HCl molecular.
EQUILIBRI QUÍMIC Equilibri: estat en el qual no hi ha canvi en la composició d’espècies al llarg del temps ja que dos processos oposats tenen lloc a la mateixa velocitat.
Poques reaccions químiques es donen en una sola direcció. La majoria són reversible, almenys en cert grau. A l’inici d’un procés reversible, la reacció porta a la formació de productes. Tan aviat com es formen algunes molècules de producte, comença el procés invers: aquestes molècules reaccionen i formen molècules de reactiu. L’equilibri químic s’assoleix quan les velocitats de les reaccions en un sentit i en un altre s’igualen, i les concentracions dels reactius i productes romanen constants.
En les reaccions químiques irreversibles es consumeixen tots els reactius per formar els productes de reacció.
Però en la majoria de reaccions dels reactius no es consumeixen totalment per obtenir els productes, a causa de la possibilitat d’aquests últims de reaccionar entre si formant de nou reactius. Es denominen reaccions reversibles i transcorren en tots dos sentits.
CONSTANT D’EQUILIBRI (KC) Quan s’arriba a l’equilibri, la velocitat de la reacció és igual a la velocitat de la reacció inversa.
aA+bB cC+dD donat que es tracta de reaccions elementals, la velocitat de la reacció directa serà: Vd = Kd [A]a · [B]b I la de la reacció inversa: Vi = Ki [C]c · [D]d Quan s’arriba a l’equilibri : Vd= Vi per tant: Kd Kd [A]a · [B]b = Ki[C]c · [D]d Kf [C]C [D]d = [A]a[𝐵]𝑏 Com que la temperatura a la qual es realitza el procés, les constants de velocitat directa i inversa no varien, es pot escriure: Kc = [C]c [𝐷]𝑑 [𝐴]𝑎 [𝐵]𝑏 L’equació de la Kc és l’expressió matemàtica de la llei d’acció de masses.
Aquesta llei estableix que per a una reacció reversible en equilibri i a una temperatura constant, una relació determinada de concentracions de reactius i productes té un valor constant K (la constant d’equilibri).
Les constants d’equilibri no tenen unitats.
Per tant, la constat d’equilibri es defineix mitjançant un quocient, el numerador s’obté multiplicant les concentracions d’equilibri dels productes, cadascuna de les quals està elevada a un potència igual al seu coeficient estequiomètric en l’equació balancejada. El denominador s’obté aplicant aquest mateix procediment per a les concentracions d’equilibri dels reactius.
Quan es cita el valor de la constant d’equilibri s’ha d’especificar l’equació de la reacció igualada i la temperatura.
La magnitud de la constant d’equilibri indica si una reacció en equilibri és favorable als productes o als reactius.
K >> 1 equilibri desplaçat cap als productes K<< 1 equilibri desplaçat cap als reactius.
QUOCIENT DE REACCIÓ La Llei d’Acció de Masses pot aplicar-se en qualsevol moment, encara que no s’hagi assolit l’equilibri. En aquest cas la seva expressió és: [C]c [𝐷]𝑑 𝑄= [𝐴]𝑎 [𝐵]𝑏 En aquesta expressió les concentracions no són les de l’equilibri. El valor del quocient de reacció, proporciona informació de com evolucionarà el procés, comparant-lo amb la constant d’equilibri.
   Si Q <Kc, el sistema evolucionarà cap als productes (dreta) Si Q >Kc, el sistema evolucionarà cap als reactius (esquerra) Si Q = Kc, la reacció està en equilibri.
EQUILIBRI HOMOGENI El terme equilibri homogeni s’aplica a les reaccions en què totes les espècies reactives es troben en la mateixa fase.
GASOS: N2O4 (g) [NO2]2 2 NO2 (g)Kc = [N2O4] Les concentracions de reactius i productes en les reaccions de gasos també es poden expressar en termes de les seves pressions parcials.
P(NO2)2 Kp = P(N2O4) En general, Kc no és igual que Kp donat que les pressions parcials de reactius i productes no són iguals a les seves concentracions molars.
Kc≠ KpKp = Kc (RT)Dn R= 0.0821 atm·L / K·mol Dn= mols de productes (gas) – mols de reactius (gas) = (c+d) – (a+b) LÍQUIDS CH3COO- (aq) + H3O+ (aq) CH3COOH (aq) + H2O (l) 𝐾𝑐 = [CH3COO− ][H3O+ ] [CH3COOH] EQUILIBRI HETEROGENI Una reacció reversible en la qual intervenen reactius i productes en diferents fases condueix a un equilibri heterogeni. Per exemple, quan el carbonat de calci s’escalfa en un recipient tancat, s’estableix el següent equilibri: CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g) El CaCO3 i el CaO es mantenen constants.
Kc = [CO2] Kp = PCO2 La “concentració” d’un sòlid és una propietat intensiva i no depèn de la quantitat de substància present. Per aquesta raó l’equació de la constant d’equilibri es simplifica.
La concentració de sòlids i de líquids purs no queda inclosa en l’expressió de la constant d’equilibri.
FACTORS QUE AFECTEN L’EQUILIBRI Quan en una reacció química en equilibri es modifica la pressió, la temperatura o la concentració d’alguna de les espècies reaccionants, la reacció evoluciona en un o altre sentit fins a aconseguir un nou estat d’equilibri.
La influència d’aquests factors es pot predir qualitativament pel Principi de Le Chatelier. “si en un sistema en equilibri es modifica algun dels factors que influeixen en el mateix, el sistema evoluciona en el sentit en què es contraresti aquesta modificació.
Ex.: canvis en la concentració: N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 Addició de NH3 implica que l’equilibri es desplaça cap a l’esquerra.
PRINCIPI DE LE CHÂTELIER CANVIS EN LA CONCENTRACIÓ Si en l’equilibri de formació de l’amoníac anterior es retira l’amoníac a mesura que es forma, la reacció es desplaçarà cap a la dreta augmentant el rendiment de la mateixa, el mateix efecte es produiria augmentant les concentracions de nitrogen o hidrogen. Aquestes variacions són conseqüència de que aquestes modificacions no afecten el valor de la constant d’equilibri.
CANVI Augment de la concentració de productes Disminució de la concentració de productes Augment de la concentració de reactius Disminució de la concentració de reactius DESPLAÇAMENT DE L’EQUILIBRI Reactius Productes Productes Reactius CANVIS DE VOLUM I PRESSIÓ La variació de pressió només influeix si en l’equilibri intervenen gasos o substàncies dissoltes i hi ha variació en el nombre de mols. Si augmenta la pressió, l’equilibri es desplaça cap al sentit on hi hagi menor nombre de mols per contrarestar la disminució de volum, i viceversa.
En equilibris heterogenis, per valor l’efecte de la pressió i del volum, només cal considerar les espècies gasoses o dissoltes.
A (g) + B (g) C (g) CANVI Augment de la pressió Disminució de la pressió Augment del volum Disminució del volum DESPLAÇAMENT DE L’EQUILIBRI Menys mols de gas Més mols de gas Més mols de gas Menys mols gas CANVIS DE TEMPERATURA (A VOLUM CONSTANT) La temperatura és l’únic factor que, a més d’influir en l’equilibri, modifica el valor de la constant.
Si un cop assolit l’equilibri s’augmenta la temperatura, el sistema s’oposa a aquest augment i es desplaça absorbint l’augment d’energia calorífica, és a dir en el sentit en què la reacció és endotèrmica.
Una disminució de temperatura, fa que l’equilibri es desplaci en el sentit en què la reacció és exotèrmica, per contrarestar la disminució d’energia calorífica.
CANVI Augment de temperatura Disminució de temperatura PROCÉS AFAVORIT Endotèrmic (ΔHº = +X) Exotèrmic (ΔHº = -X) VARIACIÓ DE K K augmenta K disminueix ÚS DE CATALITZADORS Els catalitzadors augmenten la rapidesa d’una reacció en reduir l’energia d’activació de la reacció, però no modifica la constant d’equilibri, i tampoc desplaça la posició d’un sistema en equilibri. Si un catalitzador s’afegeix a una barreja de reacció que no està en equilibri, només provocarà que la barreja abast més ràpid l’equilibri.
El catalitzador disminueix l’energia d’activació tant per la reacció directa com per la inversa.
RESUM: PRINCIPI DE LE CHÂTELIER CANVI Concentració Pressió Volum Temperatura Catalitzador DESPLAÇAMENT DE L’EQUILIBRI Si Si* Si* Si No CANVI DE LA CONSTANT D’EQUILIBRI No No No Si No *Depèn del nombre relatiu de mols dels reactius i productes gasosos.
...

Comprar Previsualizar