QUI-3-Equilibrio

TEMA 3. EQUILIBRIO QUÍMICO

A) CINÉTICA QUÍMICA:

1.- Introducción:

En el tema anterior se estudió la espontaneidad de las reacciones químicas, así como si estas eran endotérmicas o exotérmicas, o aumentaban o disminuían el orden, pero no se indicó nada sobre la velocidad con que se producen, por ejemplo, la reacción de formación del agua a partir de sus elementos es muy exotérmica y espontánea y no se da por ser muy lenta, 2H2 +O2→ 2H2O, lo mismo le sucede a la reacción de combustión del carbono

C + O2→ CO2.

La reacción de formación del agua a partir de sus iones tiene una entalpía mucho mayor que a partir de sus elementos, pero esta reacción es muy rápida ∆H(formación del agua a partir de sus iones) > > ∆H(formación del agua a partir de sus elementos) 2H+ + O2-→ H2O muy rápida.

La velocidad de una reacción química no depende de las funciones de estados estudiadas en el tema anterior.

En las reacciones químicas se pueden distinguir dos aspectos:

ƒ La velocidad con que se produce: Lo estudia → La Cinética Química

ƒ El resultado de la misma: Lo estudia → El Equilibrio Químico

2.-Velocidad de Reacción

:

(Vd = velocidad de la reacción directa) (d[ ]/dt =moles/litros.segundo) Sea la siguiente reacción química irreversible:

aA + bB Æ cC

El término de velocidad ‘V’ se puede entender pensando en 2 posibles situaciones: Como velocidad de desaparición de reactivos o bien como velocidad de aparición de productos. La velocidad de descomposición de A y B (el signo menos se coloca por ser reactivo, y su concentración esta disminuyendo con el tiempo):

[ ]

A d

V_A = −

[ ]

dt B d V_B = −

La velocidad de formación del producto C (la concentración de C por ser un producto está aumentando, por eso no lleva el signo menos)

[ ]

C d V_C =

La velocidad de reacción

[ ]

[ ]

[ ]

V = − = − =

Ejemplo: Indica la velocidad de reacción de cada reactivo y producto, y la velocidad de la reacción del siguiente equilibrio: N2 + 3H2 ↔ 2NH3

[ ]

[ ]

[

]

V_N 2 _H 2 _NH 3

3 2 2 = − = − =

[ ]

[ ]

[

]

2 ₌ − ₌

− =

3.- Ecuación de velocidad (ecuación diferencial de velocidad):

Sea la siguiente reacción química:

aA + bB → cC

Donde A y B son los Reactivos y C producto de la reacción, y ‘a’, ‘b’ y ‘c’, son los coeficientes estequiométricos de la reacción.

Se define la ecuación diferencial de velocidad de la de la reacción (directa) del siguiente modo:

Vd = Kd[A]α[B ]β

Donde [A] y [B] son concentraciones de las especies reactivas. Kd es la constante de velocidad de la reacción directa que sólo depende de la temperatura.

Se define además el orden global de la reacción como la suma de ‘α’ y ‘β’. y los órdenes parciales con el término correspondiente a ‘α’ o a ‘β’. Así:

Orden global = α + β .

Orden parcial respecto a A = α Orden parcial respecto a B = β

Los órdenes de reacción α y β, no tienen que ser iguales a los coeficientes estequiométricos (a y b) y pueden existir órdenes fraccionarios. Los órdenes de reacción serán iguales a los coeficientes estequiométricos cuando la reacción sea elemental (Una reacción es elemental cuando transcurre en una sola etapa)

Si el orden global es igual a 1 se dice que la reacción es de primer orden (monomolecualar). Si es de orden 2 se dice que es de segundo orden (bimolecular), etc.

Si la reacción es reversible existe también la ecuación de velocidad de la reacción inversa Vi = Ki[C]γ

Determinación experimental del orden de reacción y de la constante de velocidad de reacción. Ejemplo. Dada la siguiente tabla obtenida de forma experimental

Experiencias [A] [B] Velocidad

1º 0,01 0,01 2,2.10-4

2º 0,02 0,01 4,4.10-4

3º 0,02 0,02 17,6.10-4

Determinar el orden de reacción de cada reactivo, orden total y la constante de velocidad de la siguiente reacción 2A +3BÆ Productos

Vd = Kd[A]α[B ]β 2,2.10-4= Kd[0.01]α[0.01 ]β 4,4.10-4= Kd[0.02]α[0.01 ]β 17,6.10-4= Kd[0.02]α[0.02 ]β Resolviendo el sistema: α = 1, β=2, Kd=2,2.102

Orden global = 1+2=3 .

Orden parcial respecto a A = 1 Orden parcial respecto a B = 2 Kd = 2,2.102

La ecuación diferencial de velocidad para esta reacción: Vd = 2,2.102[A][B ]2 4.- Teoría de colisiones.

En una reacción química se tienen que romper los enlaces de los reactivos y formarse los nuevos enlaces de los productos, para que eso ocurra es necesario que las moléculas entren en contacto, es decir que choquen. Ésta es la idea y el punto de partida de la teoría de las colisiones (basada en la teoría cinética).

Dos moléculas pueden chocar entre sí y no verificar la reacción, para que el choque sea eficaz y se produzca la reacción química se tiene que verificar:

1) Que las moléculas posean suficiente energía cinética para que al chocar puedan romperse algunos enlaces, estas moléculas se llaman “moléculas activadas” y la energía mínima requerida se llama “energía de activación”

2) Que el choque se verifique con una orientación adecuada. Aunque las moléculas tenga la suficiente energía puede suceder que el choque no sea eficaz, por tener lugar con una orientación desfavorable.

H2 + I2Æ 2HI

5.- Teoría del complejo activado.

formación del HI se puede representar como sigue:

I H

I H

I H

I H

I H

I H

↔ ↔ →

↔ ↔ →

+ _{b b b}

b

Reactivos. Complejo Productos Activado

Reactivos → Estado activado → Productos

La energía de activación se define como la energía adicional que deben adquirir las moléculas de las substancias reaccionantes para formar el complejo activado necesario para la reacción.

Si la energía de activación es muy grande la reacción será muy lenta y si es muy pequeña la velocidad será muy grande.

Si la reacción es reversible existe la energía de activación inversa. La energía de activación inversa se define como la energía adicional que deben adquirir las moléculas de los productos para formar el complejo activado necesario para producir los reactivos.

R

P

R

6.- Factores que determinan la velocidad de reacción.

La velocidad de una reacción depende:

1) De la concentración de los reactivos: La velocidad depende del número de choques eficaces, cuanto mayor sea la concentración más posibilidad de choques eficaces.

2) Composición de las sustancias reaccionantes. Cuanto menor sea el número de enlaces que se tengan que romper y más débiles sean los enlaces más rápida será la reacción.

Fe3+ + Cr2+ → F2+ + Cr3+ muy rápida (no tienen que romperse enlaces) 2NO + 2O2 → 2NO2 lenta (tienen que romperse enlaces)

CH4 + O2 → CO2 + H2O muy lenta (tiene que romperse más enlaces y estos son más fuertes)

3) Del estado en que se encuentren los reactivos. En estado gaseoso hay más posibilidad de choque que en estado líquido, por lo tanto, las reacciones serán más rápidas. Los sólidos tienen menos superficie de contacto y las reacciones serán más lentas.

4) De la temperatura. Al aumentar la temperatura aumenta la energía cinética y por lo tanto los choques son más eficaces, y se producirá un aumento de la velocidad de reacción.

La velocidad de reacción se ve afectada en la práctica con variaciones de presión y de temperatura. Sin embargo dichos cambios son mucho más significativos a las fluctuaciones de la temperatura y por lo tanto se suele hacer el estudio dando prioridad a esta variable y despreciando los cambios que experimenta a las variaciones de presión (esto se apoya en el supuesto de que los cambios de presión aplicados en el sistema son pequeños y por lo tanto se pueden considerar despreciables). Sin embargo es muy sensible a la temperatura. La ecuación que relaciona la temperatura con la velocidad de una reacción (K = constante de velocidad) es la ecuación de Arrhenius que se expresa mediante:

RT Ea

e A K

−

⋅

=

Donde ‘A’ es el factor de frecuencia, ‘Ea’ es la energía de activación, R es la constante de los gases y ‘T’ es la temperatura.

Al aumentar la temperatura aumenta la constante de velocidad y por lo tanto la velocidad de la reacción.

5) De los Catalizadores: Los Catalizadores son sustancias que aun en pequeñas cantidades modifican la velocidad de reacción, sin sufrir ellas mismas ninguna alteración química

permanente. Los catalizadores forman compuestos intermedios que se descomponen enseguida generando el catalizador por lo que éste no se consume. De esta forma el catalizador cambia el curso ordinario de la reacción y hace que ésta trascurra por un camino diferente por lo que modifica la energía de activación.

En las reacciones reversibles los catalizadores modifican tanto la velocidad de la reacción directa como la de la inversa.

Los catalizadores negativos (inhibidores) aumentan la energía de activación por lo que la velocidad de reacción disminuye.

Los catalizadores no modifican las funciones termodinámicas (∆H, ∆S, ∆G). ni la composición de un equilibrio.

Tipos de Catalizadores:

a) Catálisis Homogénea (catalizadores portadores): Cuando la reacción catalizada tiene lugar en una sola fase (catalizador y reactivo en el mismo estado de agregación). Ejemplo la reacción de destrucción de la capa de Ozono. O3 + O --( Cl, Br, NO, OH, H, CO) →2 O2

b) Catálisis Heterogénea (catalizadores de contacto) Si el catalizador se encuentra en diferente estado que los reactivos. En muchas reacciones entre gases se utilizan catalizadores sólidos. Ejemplos: La reacción de obtención de amoniaco por el método Haber 3H2 + N2 --- (Fe, K2O, Al2O3) → 2NH3

En los tubos de escape de los coches se utilizan catalizadores metálicos, que reducen la cantidad de sustancias contaminantes en los gases de escape. Cuando los gases de escape pasan por el catalizador (bolitas de metal recubiertas de Pt o Pd), estos metales actúan como sustancias catalizadoras, que favorecen las reacciones químicas y transforman el monóxido de carbono en dióxido de carbono, y los hidrocarburos en vapor de agua. Los coches con catalizadores deben utilizar gasolina sin plomo, el plomo recubre las bolitas metálicas y el catalizador deja de actuar correctamente.

7.- Mecanismos de Reacción.

La mayoría de las reacciones químicas no se realizan tal como se indica en la reacción global (estequiométrica) si no que trascurren a través de varios procesos intermedios consecutivos o etapas, cada uno de los cuales se llama proceso elemental o reacción elemental. El conjunto de los procesos elementales se llama “Mecanismo de Reacción”

Ejemplo: Consideremos la siguiente reacción global: 4HBr + O2Æ 2H2O + 2Br2

La ecuación de velocidad obtenida experimentalmente indica que es una reacción de 2º orden Vd = Kd[HBr] [O2], por lo que el mecanismo propuesto para la reacción anterior es:

1) HBr + O2→HOOBr lenta

2) HOOBr + HBr → HOBr + HOBr rápida

3a) HOBr + HBr → H2O + Br2 rápida

3b) HOBr + HBr → H2O + Br2 rápida

4HBr + O2Æ 2H2O + 2Br2 reacción global (suma de las reacciones elementales)

De todas las reacciones elementales que forman el mecanismo de reacción, la más lenta es la que determina la velocidad de reacción, en este caso la primera.

Ejercicios:

1) En el proceso A + 2B Æ C + 3D, la velocidad inicial de la reacción es v = 4 mol.l- s-. Calcular las velocidades iniciales de consumo de A y B y las velocidades iniciales de formación de C y D

2) La reacción A + 2B Æ 2C + D, es de primer orden respecto a cada uno de los reactivos. Escribe la ecuación cinética de velocidad, calcula el orden total de reacción e indica las unidades de K

3) En la descomposición de un ciclo alcano gas, encontramos ∆H = -250 Kj/mol y

Ea = 90 Kj/mol. La presencia de platino reduce Ea a 27 Kj/mol. a) ¿La reacción inversa es exotérmica o endotérmica? b) Para el proceso inverso calcula la energía de activación con y sin catalizador.

4) Para la siguiente reacción 2NO2 + F2 Æ2NO2F se ha propuesto el siguiente mecanismo en dos etapas: a) NO2 + F2Æ NO2F + F Lenta

b) F + NO2Æ 2NO2F Rápida ________________________

2NO2 + F2Æ2NO2F

B) EQUILIBRIO QUÍMICO

1.- Concepto de equilibrio Químico:

El equilibrio se puede estudiar: desde el punto de vista cinético o termodinámico)

El equilibrio es una reacción reversible en la que permanecen invariables las concentraciones de reactivos y productos, y en la que la variación de energía libre de Gibbs de los reactivos es igual a la de los productos.

∆

∆

∆

∆

∆G

∆

Nosotros estudiaremos el equilibrio desde el punto de vista cinético

Suponga la siguiente reacción reversible y elemental (Una reacción es elemental cuando transcurre en una sola etapa)

aA + bB ↔ cC + dD

En el instante inicial solo hay reactivos, las concentraciones de los productos son nulas, la velocidad de reacción para formar C y D será máxima y va disminuyendo a medida que las cantidades de A y B van disminuyendo.

Si consideramos la reacción inversa, en el momento inicial la velocidad para formar A y B será nula e irá aumentando al formarse cada vez más C y D.

Si la velocidad de reacción directa va disminuyendo y la velocidad de reacción inversa va aumentando, llegará el instante en el que esas 2 velocidades se igualen. En dicho momento se dice que se ha alcanzado el equilibrio químico (El estado de equilibrio solo puede existir en un sistema cerrado y reversible)

Todas las sustancias se consumen a la misma velocidad con que se forman (es un equilibrio dinámico), por lo cual la composición del sistema permanece invariable.

Velocidad directa = Vd = Kd (A)a(B)b Velocidad inversa = Vi = Ki(C)c(D)d

El equilibrio se alcanza cuando ambas velocidades coinciden:

Vd = Vi ↔ Kd(A)a(B)b = Ki (C)c(D)d Kc = Kd/Ki

(Vd = Vi Condición de equilibrio desde el punto de vista cinético)

Siendo Vd la velocidad de la reacción directa y Vi la velocidad de la reacción inversa.

LAM (ley de acción de masa) en el equilibrio el producto de las concentraciones molares de los productos elevadas a una potencia igual a sus coeficientes estequiométricos, dividido por el producto de las concentraciones molares de los reactivos, elevadas a una potencia igual a sus coeficientes estequiométricos, es cte para una Tª dada. Esta constante se denomina constante de equilibrio y se representa por Kc.

b a

d c

] B [ ] A [

] D [ ] C [ Kc

⋅ ⋅

= (La Kc sólo es función de la temperatura)

La cte de equilibrio puede expresarse también en función de las presiones parciales en el equilibrio. En este caso la cte se representa por Kp .

b B a A d D c C P P P P Kp ⋅ ⋅

= (La Kp sólo es función de la temperatura)

P presión parcial. Que se puede obtener por la ley de Dalton PA.V = nART o bien por las

fracción molar, PA = XAPT; (PTV = nTRT); (PT = PA+ PB + PC +PD); Donde: PA = presión parcial de A en el equilibrio; PT = Presión total;

nT = moles totales en el equilibrio (nT= nA + nB + nC +nD)

X es la fracción molar que equivale al cociente entre el nº de moles en el equilibrio de un

componente y el nº total de moles. XA =

T A

n n

Las 2 ctes de equilibrio Kc y Kp se pueden relacionar entre sí, lo que facilitará enormemente la resolución de problemas. _Kp=Kc⋅(RT)∆n

Donde ∆n = (c + d) – (a + b)

Esquema para la realización de problemas:

3H2 + N2 <=> 2NH3

Moles iniciales _{a b 0}

Moles que reaccionan (-) y

moles que se están formando (+) -3x -x 2x

Moles en el equilibrio a - 3x b - x 2x + 0

    −     −     = ⋅ = v x b v x 3 a v x 2 ] N [ ] H [ ] NH [ Kc ₃ 2 2 2 2 2 3

Donde “a” son los moles iniciales de hidrógeno Donde “b” son los moles iniciales de nitrógeno

Donde “-3x” son los moles que reaccionan de hidrógeno Donde “-x” son los moles que reaccionan de nitrógeno

(El signo menos es para indicar que los moles están disminuyendo) Donde “2x” son los moles que se han formado de amoniaco

Donde “a-3x” son los moles en el equilibrio de hidrógeno. Donde “b-x” son los moles en el equilibrio de nitrógeno. Donde “2x” son los moles en el equilibrio de amoniaco.

Grado de disociación se representa por “α” y se define como la fracción de mol que se

disocia. iniciales moles reaccionan que moles = α ; a x 3 ) H ( ₂ =

α ;

2.- Cociente de concentraciones: QC nos relaciona las concentraciones de los productos

elevadas a sus respetivos coeficientes dividido por las concentraciones de los reactivos elevadas a sus coeficientes antes de alcanzar el equilibrio, es decir, son concentraciones que no están en el equilibrio. El cociente de concentraciones lo utilizaremos para ver hacia donde se desplaza el equilibrio cuando nos den cantidades de todas las sustancias que intervienen en la reacción.

aA + bB ↔ cC + dD

b a d c C ] B [ ] A [ ] D [ ] C [ Q ⋅ ⋅

= _{a b}

d c ] B [ ] A [ ] D [ ] C [ Kc ⋅ ⋅ =

Si QC > KC El equilibrio se desplaza de producto a reactivo (R ← P)

Si QC < KC El equilibrio se desplaza de reactivo a producto (R → P)

Si QC = KC El sistema está en equilibrio. (R ↔ P)

3.- Relación entre la energía libre de Gibbs y la cte de equilibrio

∆

∆

∆

∆G

Cuanto más espontánea sea un proceso en condiciones estándar, mayor será el valor de la constante de equilibrio, y viceversa.

∆G

∆G

4. Equilibrios heterogéneos

Se dice que un equilibrio es heterogéneo cuando coexisten en él sustancias que se encuentran en distinta fase, por ejemplo, sólidos y gases; sólidos y líquidos; líquidos y gases; etc.

Un equilibrio heterogéneo es el siguiente:

2 CO (g) ↔ C (s) + CO2 (g)

Las presiones parciales de las sustancias sólidas a Tª cte, son constantes, por lo tanto, la presión parcial del C (s) puede englobarse en la cte de equilibrio Kp resultando:

2 CO CO

P P

Kp= 2

Como la concentración de los sólidos puros viene a ser la misma por unidad de volumen equivalente a la densidad, la cual es cte para una Tª dada, la concentración del C (s) se puede considerar cte e incluirse en la cte de equilibrio, con lo cual:

[CO2]

AgCl(solido) ↔ Ag+(disolución) + Cl-(disolución) Kc = [Ag+] [Cl-]

En este caso por tratarse de sustancias en disolución no existe Kp

Por tanto, como regla general aplicable a los equilibrios heterogéneos, se puede decir que en las ctes de equilibrio solamente intervienen las sustancias gaseosas o líquidos en disolución. (Los sólidos y líquidos puro no aparecen en la expresión de la constante, porque su concentración permanece invariable y su valor esta incluido en la constante de equilibrio)

5.- FACTORES QUE AFECTAN AL EQUILIBRIO. LEY DE LE-CHATELIER

Las variables que rigen a un equilibrio químico son 3: concentración de los componentes, presión y temperatura.

El equilibrio se puede desplazar variando algunas de esas magnitudes. El sentido hacia el cual se desplaza el equilibrio viene dado por la ley de Le-Chatelier. Esta ley dice:

Siempre que en un sistema en equilibrio se modifiquen las condiciones de presión, Tª o concentración, el sistema evoluciona en el sentido de restablecer las condiciones iniciales.

Ejemplo:

Sea la reacción: N2 + 3 H2 ↔ 2 NH3 ∆H = - 46,2 Kj/mol

• Concentraciones:

Si aumenta [N2] : La reacción irá hacia la derecha obteniéndose NH3

Si disminuye [N2]: La reacción irá hacia la izquierda obteniéndose N2

Si aumenta [H2]: La reacción irá hacia la derecha obteniéndose NH3

Si disminuye [H2]: La reacción irá hacia la izquierda obteniéndose H2 y N2

Si aumenta [NH3]: La reacción irá hacia la izquierda. Obtengo H2 y N2

Si disminuye [NH3]: La reacción irá hacia la derecha obteniéndose NH3

En la obtención de amoniaco, se trabaja con altas concentraciones de N2 y H2 y se extrae el NH3 a medida que se obtiene.

• Presión (Volumen):

Si aumenta la presión, disminuye el volumen del recipiente, por lo tanto la reacción irá hacia donde tengamos menos volumen (menos moles estequiométricos), al aumentar la presión disminuye el volumen y las moléculas estarán más juntas, por lo que el sistema evolucionará hacia donde tenga menos moléculas para restablecer las condiciones iniciales y si disminuye la presión, aumenta el volumen, la reacción se desplazará hacia donde tengamos más volumen (más moles estequiométricos) al disminuir la presión aumenta el volumen y las moléculas estarán más separadas, por lo que el sistema evolucionará hacia donde tenga más moléculas para restablecer las condiciones iniciales:

Si la presión aumenta (PTotal), disminuye el volumen V(recipiente) por lo que la reacción va hacia la derecha obteniéndose NH3 (se desplaza hacia donde hay menos moles estequiométricos)

Si la presión disminuye (PTotal) aumenta el volumen V(recipiente) por lo que la reacción va hacia la izquierda y obtengo N2 y H2 (se desplaza hacia donde hay más moles estequiométricos)

Por tanto, para obtener amoniaco se debe trabajar a altas presiones.

En general: Al aumentar la presión (o disminuir el volumen) el equilibrio se desplaza hacia donde menos moles estequiométricos tenga. Al disminuir la presión (o aumentar el volumen) el equilibrio se desplaza hacia donde más moles estequiométricos tenga.

• Temperatura:

Si aumento la Tª : El equilibrio se desplaza hacia donde se absorbe calor. Favorezco la reacción endotérmica. La reacción irá hacia la izquierda, por lo tanto obtengo N2 y H2.

Si disminuyo la Tª: El equilibrio se desplaza en el sentido que se desprenda calor. Favorezco la reacción exotérmica. La reacción irá hacia la derecha, por lo tanto obtengo NH3.

Por lo tanto en una fábrica de obtención de amoniaco se trabajará a bajas temperaturas.

En general: Al aumentar la temperatura el equilibrio se desplaza en el sentido endotérmico (y si disminuye en el exotérmico)

De todo los factores que modifican la composición del equilibrio solamente la temperatura modifica el valor de la constate.

Si la reacción es exotérmica: al aumentar la temperatura disminuye la constante y si disminuye la temperatura aumenta la constante.

Ejercicios:

1- A partir del siguiente equilibrio químico: 2 A (g) ↔ B(g) + C (g)

Indica, razonando la respuesta, si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:

a) El número de moles de C aumenta si disminuimos la presión del recipiente que contiene la mezcla gaseosa en equilibrio.

b) El número de moles de B aumenta si eliminamos moles del compuesto C del matraz a medida que se van formando.

c) El número de moles de los productos aumentará si añadimos un catalizador. d) A 25ºC y 1 atm de presión, el valor de Kp > Kc.

2- Sabiendo que la reacción: 2 NO (g) + O2 (g) ↔ N2 O4 (g) posee un ∆H =-41 Kcal. Indica razonadamente si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:

a) Las constantes de equilibrio Kc y Kp valen lo mismo.

b) Al añadir un catalizador aumenta la formación de N2O4 (g) y aumenta la constante de equilibrio. c) La constante del equilibrio es la misma a cualquier temperatura.

d) La disminución de la presión favorece la formación de NO (g).

3- En qué casos en un sistema químico en equilibrio se cumple que Kp = Kc.

4- A 25ºC la constante del equilibrio N2 + 3 H2 ↔ 2 NH3 es 6,8.105 y a 450 ºC es 7,8.10-2 a) La reacción es exotérmica o endotérmica

b) Determinar el valor de las constantes de los siguientes equilibrios a 25 ºC. 1) 2 NH3 ↔ N2 + 3 H2

2) 1/2 N2 + 3/2 H2 ↔ NH3 3) 1 + 2

(Al multiplicar una ecuación química por un número la constante queda elevada a ese número. Al sumar dos o más ecuaciones químicas la constante de la nueva ecuación es el producto de las constantes de las ecuaciones sumadas.)

5- Para la siguiente reacción en equilibrio:

4 HCl (g) + O2 (g) ↔ 2 H2O (g) + 2 Cl2 (g); ∆H < 0

Justifica razonadamente cuál es el efecto sobre la concentración del HCl en el equilibrio en los siguientes casos: a) aumentar la concentración de O2; b) disminuir la concentración de H2O; c) aumentar el

volumen; d) reducir la temperatura; e) añadir un gas inerte como He; f) introducir un catalizador.

6- Indica la expresión de Kc, Kp y la relación entre ellas para los siguientes equilibrios:

a) 2 A(g) + 3 B(s)↔ C(g) + 3D(s)

b) 2 A(s) + 3 B(líquido puro)↔ C(g) + 3D(g)

Tema 3

EROSIÓN DE LA CAPA DE OZONO

 I. ¿QUÉ ES?

Es la disminución de la franja de ozono existente en la estratosfera, por la acción de ciertos gases contaminantes llamados comeozonos. La capa de ozono estratosférico impide que las radiaciones ultravioleta peligrosas lleguen masivamente a la superficie terrestre. Esta erosión forma ya en algunas zonas un agujero que de aumentar permitiría pasar las nocivas radiaciones ultravioleta a la superficie de la tierra.

I) Formación del ozono

O2 + hv = O + O (hv < 242 nm) (1)

O2 + O + M = O3 + M + calor (2)

La reacción (2) entraña una colisión triple, y por lo general, M es O2, N2

II) Descomposición del ozono

O3 + hv = O2 + O (hv = 1180 nm) (3)

O + O3 = 2 O2 + calor (4)

Global: 2 O3 = 3 O2 Como los procesos (3) y (4) son más lentos que las reacciones (1) y (2), se produce una acumulación neta

de ozono. Nota: (hv representa la energía radiante que suele ser la correspondiente al UV)  II. ¿CUÁLES SON LAS CAUSAS?

Los clorofluorcarbonos (CFCs), el tetracloruro de carbono, el metilcloroformo, los halones que se encuentran en los extintoresy que liberan cloro atómico con las radiaciones UV al llegar a la estratosfera.

Las explosiones nucleares (las ondas de choque elevan la temperatura)

La aviación supersónica (se producen óxidos de nitrógeno, vapor de agua, dióxido y monóxido de carbono) y el lanzamiento de cohetes (generan elevadas temperaturas, lo que favorece la fijación del nitrógeno atmosférico que produce óxidos de nitrógeno) que también destruyen la capa de ozono.

En primer lugar al llegar a la estratosfera se produce la liberación del átomo X del compuesto: R-X + hv = R + X Destrucción del ozono: (I) X + O3= XO + O2

(II) XO + O = X + O2

__________________________________ Proceso Neto: O3 + O = 2 O2

donde X = Cl, Br, NO, OH, H, CO Es unproceso catalítico, donde X es la especie que actúa de catalizador, de su naturaleza depende la velocidad de eliminación del ozono formado. Cl y NO dan lugar al 60 % de destrucción del ozono. H y OH el 35 %.

Mario Molina junto con Rowland y Crutzen compartieron el premio Nobel de Química, en 1995, por sus estudio sobre las amenazas de estas sustancias para la estabilidad de la capa de ozono

 III. ¿CUÁLES SON SUS EFECTOS?

* Al no absorber parte de la radiación ultravioleta del sol, aumento del cáncer de piel y cataratas. * Peligro para las cosechas, plantas y frutas * Disminución el plancton

* Producción de una capa de niebla y humo fotoquímico cuando la radiación ultravioleta choca con el aire polucionado procedente de los coches.

* Reducción de la temperatura de la estratosfera unos 10ºC, lo que fomentaría la disminución de la temperatura de la superficie ya que se emitiría menos radiación térmica desde la estratosfera hacia el suelo.

*Puede originar cambios en la circulación de las masas de aire atmosféricas al afectar al equilibrio energético  IV ¿CUÁLES SON ALGUNAS SOLUCIONES POSIBLES?

* Prohibición de los CFCs (Acuerdos de Montreal, 1987; Londres, Junio, 1990) en que los países más industrializados del mundo decidieron reducir la producción de los CFCs