EFECTOS SOBRE EL EQUILIBRIO QUIMICO.pptx

EFECTOS DE LA TEMPERATURA Y LA PRESION SOBRE EL EQUILIBRIO QUIMICO

1. INTRODUCCION AL EQUILIBRIO QUIMICO PROFA. ING. YUDITH LÓPEZ MARACAIBO, MARZO DEL 2013 REPUBLICA BOLIVARIANA DE VENEZUELA MINISTERIO DEL PODER POPULAR PARA LA DEFENSA UNIVERSIDAD NACIONAL EXPERIMENTAL POLITECNICA DE LA FUERZA ARMADA BOLIVARIANA INGENIERÍA PETROQUÍMICA NUCLEO ZULIA CATEDRA : EQUILIBRIO QUIMICO  

2. IINTRODUCCION AL EQUILIBRIO QUIMICO…… El equilibrio químico es un estado de un sistema reaccionante en el que no se observan cambios a medida que transcurre el tiempo. Reacción: H 2 + I 2 → 2 HI En la mayoría de las reacciones químicas los reactivos no se consumen totalmente para obtener los productos deseados, sino que, por el contrario, llega un momento en el que parece que la reacción ha concluido, Es decir, el equilibrio químico se establece cuando existen dos reacciones opuestas que tienen lugar simultáneamente a la misma velocidad.

3. IINTRODUCCION AL EQUILIBRIO QUIMICO…… E n términos de velocidad, se puede expresar lo siguiente : V d aA + bB ↔ cC + dD V i vd velocidad de formación de los productos vi velocidad de descomposición de los productos Cuando ambas velocidades se igualan, se considera que el sistema está en equilibrio . Se puede deducir que el sistema evolucionará cinéticamente , en uno u otro sentido, con el fin de adaptarse a las condiciones energéticas más favorables . Cuando éstas se consigan, entonces se dice que se ha alcanzado el equilibrio, esto es, Δ G = 0. En un sistema en equilibrio se dice que el mismo se encuentra desplazado hacia la derecha si hay más cantidad de productos (C y D) presentes en el mismo que de reactivos (A y B), y se encontrará desplazado hacia la izquierda cuando ocurra lo contrario .

4. EFECTOS SOBRE EL EQUILIBRIO QUIMICO…… Representación de un sistema en equilibrio cuando predominan los reactivos (a) o los productos (b). LA ENTALPIA La entalpía (simbolizada generalmente como H , también llamada contenido de calor , y calculada en Julios en el sistema internacional de unidades o también en kcal o, si no, dentro del sistema anglo: BTU ), es una función de estado extensiva, que se define como la transformada de Legendre de la energía interna con respecto del volumen .

5. EFECTOS SOBRE EL EQUILIBRIO QUIMICO…… Principio de mínima entalpía : El segundo principio de la termodinámica, que afirma que todo estado de equilibrio es un estado de entropía máxima, se convierte en el principio de mínima energía en la representación energética del sistema. Ese principio se traslada a la representación entálpica invariable: el sistema alcanzará el estado de equilibrio cuando, para una presión dada, los parámetros termodinámicos varíen de tal forma que la entalpía del sistema sea la mínima posible. Para una reacción exotérmica a presión constante, la variación de entalpía del sistema es igual a la energía liberada en la reacción, incluyendo la energía conservada por el sistema y la que se pierde a través de la expansión contra el entorno (es decir que cuando la reacción es exotérmica la variación de entalpía del sistema es negativa). Análogamente, para una reacción endotérmica , la variación de entalpía del sistema es igual a la energía absorbida durante la reacción, incluyendo la energía perdida por el sistema y la ganada a través de la expansión contra el entorno.

6. EFECTOS SOBRE EL EQUILIBRIO QUIMICO…… E n las reacciones endotérmicas el cambio de entalpía es positivo para el sistema, porque gana calor). La entalpía total de un sistema no puede ser medida directamente; la variación de entalpía de un sistema sí puede ser medida en cambio. La variación de entalpía se define mediante la siguiente ecuación: ΔH es la variación de entalpía . H final es la entalpía final del sistema. En una reacción química, H final es la entalpía de los productos. H inicial es la entalpía inicial del sistema. En una reacción química, H inicial es la entalpía de los reactivos Δ H = H FINAL - H INICIAL La mayor utilidad de la entalpía se obtiene para analizar reacciones que incrementan el volumen del sistema cuando la presión se mantiene constante por contacto con el entorno, provocando que se realice un trabajo mecánico sobre el entorno y una pérdida de energía.

7. EFECTOS SOBRE EL EQUILIBRIO QUIMICO…… La entalpía de reacción es la energía asociada a una reacción, y viene dada por la suma de las entalpías de formación de los productos menos la de los reactivos según sus coeficientes estequiométricos (n), siendo las entalpías de formación de los elementos en su estado natural iguales a cero. E inversamente en reacciones que causan una reducción en el volumen debido a que el entorno realiza un trabajo sobre el sistema y se produce un incremento en la energía interna del sistema Δ H R = Σ np Δ H Fp - nr Δ H Fr Entalpía estándar o normal La variación de la entalpía estándar (denotada como H o H O ) es la variación de entalpía que ocurre en un sistema cuando una unidad equivalente de materia se transforma mediante una reacción química bajo condiciones normales . Sus unidades son los kJ / mol en el sistema internacional.

8. EFECTOS SOBRE EL EQUILIBRIO QUIMICO…… Una variación de la entalpía estándar de una reacción común es la variación de la entalpía estándar de formación , que ha sido determinada para una gran cantidad de sustancias. La variación de entalpía de cualquier reacción bajo cualesquiera condiciones se puede computar, obteniéndose la variación de entalpía de formación de todos los reactivos y productos. Mencionando otras reacciones con variaciones de entalpía estándar son la combustión (variación de la entalpía estándar de combustión) y la neutralización (variación de la entalpía estándar de neutralización).

9. EFECTOS SOBRE EL EQUILIBRIO QUIMICO…… LA ENTROPIA 1. La energía no se crea ni se destruye, solo se transforma. 2. La entropía del universo aumenta en un proceso espontáneo y se mantiene constante para un proceso en equilibrio. 3. La entropía de una sustancia perfectamente cristalina a 0 K (cero Kelvin) es cero. Bajo ciertas condiciones dadas: Proceso espontáneo : proceso donde los productos son termodinámicamente más estables que los reactivos. Proceso no espontáneo : proceso donde los productos son termodinámicamente menos estables que los reactivos. Algunos procesos son espontáneos bajo cualquier tipo de condiciones u/o ciertas condiciones, otros son no espontáneos sin importar las condiciones. La termodinámica se usa para predecir condiciones bajo las cuales estos procesos son espontáneos.

10. DESCRIPCION DEL ESTADO DE EQUILIBRIO QUIMICO Entropía ( S ): es la medida del desorden de un sistema. A mayor desorden , mayor entropía. Se mide en J/K . El concepto de entropía se puede entender en términos probabilísticos. Un estado ordenado (baja entropía) tiene una probabilidad muy pequeña , mientras que un estado con alto desorden (alta entropía) tendrá una probabilidad mas alta . Entropía estándar: la entropía absoluta de una sustancia a 25 ◦ C y 1 atm de presión. La entropía es una función de estado, el cambio en entropía se define como: Δ S = Sf − Si .

11. DESCRIPCION DEL ESTADO DE EQUILIBRIO QUIMICO La entropía del universo esta compuesta por la entropía del sistema bajo estudio Δ S sist y la entropía de los alrededores Δ S alr: Para un proceso espontáneo Δ S univ = Δ S sist +Δ S alr > 0 mientras que para un proceso en equilibrio Δ S univ = Δ S sist +Δ S alr = 0 . Entropía estándar de reacción, Δ S ◦ rxn . Para la rxn a A+ b B → c C+ d D, el Δ S ◦ rxn se define como Δ S◦ rxn = nS◦ (productos) −nS◦ (reactivos) Si en la rxn se producen mas especies gaseosas que las que se consumen, Δ S > 0. Si se consumen mas de las que se forman, Δ S < 0. De no haber cambio, no podemos decir nada acerca del signo de Δ S , solo que Δ S será pequeño.

12. DESCRIPCION DEL ESTADO DE EQUILIBRIO QUIMICO Situaciones donde podemos predecir el cambio en la entropía 1. Cambios de fase: fusión, vaporización y sublimación envuelven aumento en Δ S (aumenta el desorden). Para los procesos inversos , congelación , condensación y deposición, Δ S disminuye. 2. Cambios en temperatura: cuando la temperatura aumenta, las moléculas se mueven mas (aumento en Δ S ). 3. Cambios en volumen: si el volumen de un gas aumenta, las moléculas pueden ocupar un número mayor de posiciones al azar ( aumento en Δ S ). Por el contrario una compresión está acompañada por una disminución en el valor de Δ S . 4. Mezclar sustancias: situaciones donde combinas sustancias tienen mayor desorden ( Δ S > 0). Ej. H 2 (g) + Cl 2 (g) → 2HCl(g ). 5. Aumento en el número de partículas en fase gaseosa: cualquier proceso que envuelva un aumento en el número de partículas en fase gaseosa tiene un Δ S > 0.

13. DESCRIPCION DEL ESTADO DE EQUILIBRIO QUIMICO Cambio en Δ S ° para algunos procesos. Reacción Δ S ° (J/mol K) H2(g) → 2H(g) 98.0 N2(g) → 2N(g) 114.9 F2(g) → 2F(g ) 114.5 Cl2(g) → 2Cl(g) 107.2 Br2() → 2Br(g) 197.5 * I2(s ) → 2I(g) 245.3 * Δ S de los alrededores El calor liberado (generado) en una rxn exotérmica es absorbido por los alrededores . Esto hace que la entropía de los alrededores aumente. En el caso de una rxn endotérmica, ésta absorbe energía de los alrededores , provocando una disminución en la entropía de los alrededores.

14. DESCRIPCION DEL ESTADO DE EQUILIBRIO QUIMICO El cambio en la entropía de los alrededores depende de la temperatura. Mientras más alta la temperatura de los alrededores, menor será el cambio en la entropía . Esto se expresa matemáticamente como: Δ S alr = − Δ H sist / T 1. La energía no se crea ni se destruye, solo se transforma. 2. La entropía del universo aumenta en un proceso espontáneo y se mantiene constante para un proceso en equilibrio. 3. La entropía de una sustancia perfectamente cristalina a 0K (cero Kelvin) es cero. Bajo ciertas condiciones dadas: Proceso espontáneo: proceso donde los productos son termodinámicamente más estables que los reactivos . Proceso no espontáneo: proceso donde los productos son termodinámicamente menos estables que los reactivos .

15. DESCRIPCION DEL ESTADO DE EQUILIBRIO QUIMICO Algunos procesos son espontáneos bajo cualquier tipo de condiciones u/o ciertas condiciones , otros son no espontáneos sin importar las condiciones. Todo proceso espontáneo tiene una dirección natural: la corrosión de un pedazo de metal, cuando se quema un papel, derretir hielo a temperatura ambiente. Aunque un proceso espontáneo puede ocurrir rápido, NO EXISTE relación alguna entre espontaneidad y velocidad de reacción. Entropía estándar : es la entropía absoluta de una sustancia a 25 ◦ C y 1 atm de presión. La entropía es una función de estado, el cambio en entropía se define como: Δ S = Sf − Si .

16. DESCRIPCION DEL ESTADO DE EQUILIBRIO QUIMICO La entropía del universo esta compuesta por la entropía del sistema bajo estudio Δ S sist y la entropía de los alrededores Δ S alr: Para un proceso espontáneo Δ S univ = Δ S sist +Δ S alr > 0 mientras que para un proceso en equilibrio Δ S univ = Δ S sist +Δ S alr = 0 . Entropía estándar de reacción, Δ S ◦ rxn . Para la rxn a A+ b B → c C+ d D, el Δ S ◦ rxn se define como: Δ S◦ rxn = nS◦ (productos) −mS◦ (reactivos) Si en la rxn se producen mas especies gaseosas que las que se consumen , Δ S > 0. Si se consumen mas de las que se forman, Δ S < 0. De no haber cambio, no podemos decir nada acerca del signo de Δ S , solo que Δ S será pequeño.

17. DESCRIPCION DEL ESTADO DE EQUILIBRIO QUIMICO Situaciones donde podemos predecir el cambio en la entropía: 1. Cambios de fase: fusión, vaporización y sublimación envuelven aumento en Δ S (aumenta el desorden). Para los procesos inversos , congelación , condensación y deposición, Δ S disminuye. 2. Cambios en temperatura: cuando la temperatura aumenta, las moléculas se mueven mas (aumento en Δ S ). 3. Cambios en volumen: si el volumen de un gas aumenta, las moléculas pueden ocupar un número mayor de posiciones al azar ( aumento en Δ S ). Por el contrario una compresión está acompañada por una disminución en el valor de Δ S . 4. Mezclar sustancias: situaciones donde combinas sustancias tienen mayor desorden ( Δ S > 0). Ej. H2(g) + Cl2(g) → 2HCl(g)

18. DESCRIPCION DEL ESTADO DE EQUILIBRIO QUIMICO 5. Aumento en el número de partículas en fase gaseosa: cualquier proceso que envuelva un aumento en el número de partículas en fase gaseosa tiene un Δ S > . Cambio en Δ S ° para algunos procesos. Reacción Δ S° (J/mol K) H2(g) → 2H(g) 98.0 N2(g ) → 2N(g ) 114.9 F2(g ) → 2F(g) 114.5 Cl2(g ) → 2Cl(g ) 107.2 Br2 () → 2Br(g) 197.5 * I2(s ) → 2I(g ) 245.3 *

19. DESCRIPCION DEL ESTADO DE EQUILIBRIO QUIMICO Δ S de los alrededores El calor liberado (generado) en una rxn exotérmica es absorbido por los alrededores . Esto hace que la entropía de los alrededores aumente. En el caso de una rxn endotérmica, ésta absorbe energía de los alrededores , provocando una disminución en la entropía de los alrededores. El cambio en la entropía de los alrededores depende de la temperatura. Mientras más alta la temperatura de los alrededores, menor será el cambio en la entropía . Esto se expresa matemáticamente como: Δ S alr = − Δ H sist / T

20. DESCRIPCION DEL ESTADO DE EQUILIBRIO QUIMICO La ley de la conservación de la energía o primera ley de la termodinámica establece que todas las formas de energía pueden intercambiarse, pero no se pueden destruir ni crear, por lo cual la energía total del universo permanece constante. Cualquier energía que un sistema pierda deberá ser ganada por el entorno y viceversa . La energía total de un sistema o ENERGÍA INTERNA es una función de estado que se define como la suma de todas las energías cinéticas y potenciales de sus partes componentes . El cambio de energía interna ( Δ E ) es la diferencia entre la energía interna del sistema al término de un proceso y la que tenía al principio. En una reacción química el estado inicial se refiere a los reactivos y el estado final a los productos . Δ E = E final – E inicial o Δ E = E productos – E reactivos

21. DESCRIPCION DEL ESTADO DE EQUILIBRIO QUIMICO Cuando E final > E inicial , el valor de Δ E es positivo , indicando que el sistema ganó energía de su entorno. Se obtiene un Δ E negativo cuando E final < E inicial , lo que indica que el sistema cedió energía a su entorno. Cuando un sistema sufre un cambio físico o químico, cambia su energía interna. Este cambio está determinado por el calor ( q ) agregado o liberado del sistema, más el trabajo ( w ) realizado sobre o por el sistema: Δ E = q  w

22. DESCRIPCION DEL ESTADO DE EQUILIBRIO QUIMICO Convención de signo para q Signo de Δ E = q  w q > 0: se transfiere calor del entorno al sistema q < 0: se transfiere calor del sistema al entorno   q > 0 y w > 0: D E > 0 q > 0 y w < 0: el signo de Δ E depende de las magnitudes de q y w   q < 0 y w > 0: el signo de Δ E depende de las magnitudes de q y w   q < 0 y w < 0: Δ E < 0 Convención de signo para w w > 0: el entorno efectúa trabajo sobre el sistema w < 0: el sistema efectúa trabajo sobre el entorno Convenciones de signos y la relación entre q , w y Δ E .

23. DESCRIPCION DEL ESTADO DE EQUILIBRIO QUIMICO Espontaneidad y equilibrio en las reacciones químicas Los cambios físicos tienen lugar de forma espontánea hacia la disminución del contenido energético del sistema. Cabría pensar que las reacciones exotérmicas serían espontáneas y que los procesos endotérmicos por el contrario no lo serían. Sin embargo existen casos de procesos endotérmicos que se producen espontáneamente y de procesos exotérmicos que no se dan de forma espontánea. Todo sistema tiende a ir espontáneamente hacia un grado de energía menor (entalpía mínima y hacia un incremento del desorden (entropía máxima ). Se define una nueva magnitud termodinámica que liga la entalpía y la entropía así como la temperatura. Se llama función de Gibbs o energía libre (G ). Δ G = Δ H - T Δ S

24. DESCRIPCION DEL ESTADO DE EQUILIBRIO QUIMICO Energía libre de Gibbs La energía libre de Gibbs ( G ) es una función de estado que expresa la espontaneidad de una reacción y se define como G = H − TS Se puede calcular el cambio en la energía libre de Gibbs para un sistema a T constante Δ G = Δ H − T Δ S Resumiendo se tiene el signo de la variación de la energía libre determinará la espontaneidad o no de un proceso: Δ G < 0 La rxn es espontánea en la dirección que esta escrita Δ G = 0 La rxn está en equilibrio Δ G > 0 No es espontánea. Lo será en la dirección contraria

25. DESCRIPCION DEL ESTADO DE EQUILIBRIO QUIMICO Cambios en la energía libre estándar, Δ G ◦ rxn Δ G ◦ rxn es el cambio en la energía libre para una rxn cuando ésta ocurre bajo condiciones estándares, o sea, cuando los reactivos en su forma ( estado) estándar se convierten a productos en su forma estándar. Δ G◦ rxn = n Δ G◦f (productos) − m Δ G◦f (reactivos) donde Δ G ◦ f es la energía libre de formación estándar. Como predecir el signo de Δ G Para poder predecir el signo de Δ G necesitamos saber el signo de Δ H y Δ S . Recordando que Δ G = Δ H − T Δ S . Δ H Δ S Δ G + + − si T Δ S es mayor que Δ H + − + siempre será positivo − + − siempre será negativo − − − si | TΔS | es menor que | ΔH |

26. DESCRIPCION DEL ESTADO DE EQUILIBRIO QUIMICO Potencial Químico Es el cambio de energía que experimentaría el sistema si fuera introducida en éste una partícula adicional, manteniendo la entropía y el volumen constantes. Si un sistema contiene más de una especie de partículas, hay un potencial químico diferente asociado a cada especie, definido como el cambio en energía cuando el número de partículas de esa especie se incrementa en una unidad.  Fugacidad es la medida del potencial químico en la forma de "presión ajustada". Está directamente relacionada con la tendencia de una sustancia de preferir una fase (líquida, sólida o gas) frente a otra. A una temperatura y presión fijas, el agua (por ejemplo) tendrá una fugacidad diferente para cada fase. Aquella fase con la menor fugacidad será la más favorable; la sustancia minimiza entonces la Energía libre de Gibbs .

27. DESCRIPCION DEL ESTADO DE EQUILIBRIO QUIMICO El concepto de fugacidad fue introducido por el químico estadounidense Gilbert N. Lewis en su obra La presión osmótica en la soluciones concentradas y las leyes de las soluciones perfectas. La fugacidad es una función termodinámica que se define a partir del potencial químico (μ). μ = μ ° − RT ln ( f ) μ° es una función solo de la temperatura; y es el potencial químico de una sustancia cuando su estado es tal que la fugacidad es uno. COEFICIENTE DE FUGACIDAD φ = f / P Φ es una propiedad que puede calcularse en el estado “reducido ”. E s adimensional y mide la "idealidad" de una sustancia. Cuanto más próximo a la unidad sea mas ideal será y viceversa.

28. DESCRIPCION DEL ESTADO DE EQUILIBRIO QUIMICO Ecuación de Clausius Clapeyron es una manera de caracterizar una transición de fase  de primer orden que tiene lugar en un sistema monocomponente. En un diagrama P-T (presión-temperatura), la línea que separa ambos estados se conoce como  curva de coexistencia . La relación de Clausius-Clapeyron determina la pendiente de dicha curva. Matemáticamente se puede expresar como: dp/ dT = Δ H/ T Δ V donde  dp/ dT es la pendiente de dicha curva,  Δ H  es el calor latente o entalpia del cambio de fase y  Δ V es el  volumen.

29. DESCRIPCION DEL ESTADO DE EQUILIBRIO QUIMICO Suponiendo que la fase vapor es un gas ideal y que el volumen molar del líquido es despreciable comparado con el volumen molar de gas, se llega a la denominada ecuación de Clausius-Clapeyron que nos proporciona la presión de vapor del agua Pv en función de la temperatura T, suponiendo además, que la entalpía L de vaporización es independiente de la temperatura (al menos en un determinado intervalo) . Para predecir el vapor presiona en una segunda temperatura. Se debe relacionar las dos presiones y las dos temperaturas. Esta ecuación puede ser usada para predecir dónde se va a dar una transición de fase. Por ejemplo, para explicar el patinaje sobre hielo: el patinador, con la presión de sus cuchillas, aumenta localmente la presión sobre el hielo, lo cual lleva a éste a fundirse.

30. DESCRIPCION DEL ESTADO DE EQUILIBRIO QUIMICO

31. DESCRIPCION DEL ESTADO DE EQUILIBRIO QUIMICO DIAGRAMA DE FASES Son representaciones gráficas de las fases que están presentes en un sistema de materiales a varias temperaturas, presiones y composiciones. La mayoría de los diagramas de fase han sido construidos según condiciones de equilibrio (condiciones de enfriamiento lento), siendo utilizadas por ingenieros y científicos para entender y predecir muchos aspectos del comportamiento de los materiales. Los diagramas de fases más comunes involucran temperatura versus composición . DIAGRAMA ISOMORFO (SOLUBILIDAD SÓLIDA COMPLETA): Un diagrama de fases muestra las fases y sus composiciones para cualquier combinación de temperatura y composición de la aleación. Cuando en la aleación sólo están presentes dos elementos, se puede elaborar un diagrama de fases binario.

32. DESCRIPCION DEL ESTADO DE EQUILIBRIO QUIMICO Se encuentran diagramas de fases binarios isomorfos en varios sistemas metálicos y cerámicos. En los sistemas isomorfos, sólo se forma una fase sólida; los dos componentes del sistema presentan solubilidad sólida ilimitada. Para ello se debe tener en cuenta lo siguiente: Conocer que fases están presentes a diferentes composiciones y temperaturas bajo condiciones de enfriamiento lento (equilibrio). Averiguar la solubilidad, en el estado sólido y en el equilibrio, de un elemento (o compuesto) en otro. Determinar la temperatura a la cual una aleación enfriada bajo condiciones de equilibrio comienza a solidificar y la temperatura a la cual ocurre la solidificación. Conocer la temperatura a la cual comienzan a fundirse diferentes fases.

33. DESCRIPCION DEL ESTADO DE EQUILIBRIO QUIMICO Un diagrama de fase es un mapa de temperatura – composición que indica las fases presentes a una dada temperatura y composición. 1.- Soluciones sólidas α y β = fases terminales 2.- Línea eutéctica = temperatura eutéctica 3.- α o β + líquido = región bifasica ( solido y líquido) 4.- α + β = región bifásica ( mezcla sólida)

34. DESCRIPCION DEL ESTADO…… Temp. De liquido Temp. De solido Rango de solidificación de la aleación. Dentro de este rango, coexistirán dos fases: una líquida y una sólida

35. DESCRIPCION DEL ESTADO DE EQUILIBRIO QUIMICO La  regla de las fases de Gibbs  describe el número de  grados de libertad  (L) en un sistema cerrado en equilibrio, en términos del número de fases separadas (F), el número de componentes químicos (C) del sistema y N el número de variables no composicionales (por ejemplo; presión o temperatura). Esta regla establece la relación entre esos 4 números enteros dada por: L=C-F+N Regla de las fases

36. DESCRIPCION DEL ESTADO DE EQUILIBRIO QUIMICO Fase: Porción homogénea de un sistema. Las propiedades macroscópicas intensivas son idénticas en cualquier punto del sistema Sistema homogéneo: Formado por una fase. Sistema heterogéneo: Formado por más de una fase. Varios componentes Un solo componente (sustancia pura)

37. DESCRIPCION DEL ESTADO DE EQUILIBRIO QUIMICO La línea punteada verde da el comportamiento anómalo del agua. La relación Clausius-Clapeyron puede ser usada encontrar la relación entre la presión y temperatura a lo largo de fronteras de fase.

38. DESCRIPCION DEL ESTADO DE EQUILIBRIO QUIMICO Para caracterizar completamente sistema termodinámico es necesario conocer el valor de un número de variables intensivas independientes. Sustancia pura: C = 1 F = 1 L = 1 - 1 +2 = 2 T y P F = 2 L = 1 - 2 +2 = 1 T (o P) F = 3 L = 1 - 3 +2 = 0 L = C – F + 2

39. DESCRIPCION DEL ESTADO DE EQUILIBRIO QUIMICO Cuando en el sistema ocurren r reacciones químicas, el número de variables independientes se reducen a: L = C – F + 2 - r Si además existen relaciones estequiométricas o de conservación de la electroneutralidad, el número de variables intensivas independientes es menor L = C – F + 2 - r - a Mezcla gaseosa : N 2 , H 2 y NH 3 : C = 3 F = 1 L = 3 - 1 +2 = 4 T , P, X 1 y X 2 Mezcla gaseosa : N 2 , H 2 y NH 3 con catalizador C = 3 F = 1 r = 1 2NH 3 N 2 +3 H 2 L = 3 – 1 + 2 – 1 = 3 T, P, X 1 (K P )

40. DESCRIPCION DEL ESTADO DE EQUILIBRIO QUIMICO DIAGRAMA DE FASES EN SISTEMAS DE UN COMPONENTE. Curvas de Presión de Vapor Temperatura de fusión a P Temperatura de ebullición a P Punto de ebullición normal: Temperatura a la que la presión de vapor del líquido es igual a la presión de 1 bar ( o 1 atm). Punto de fusión normal: Temperatura a la que funde el sólido si la presión es de 1 bar.