Equilibrio quimico guia 1

EQUILIBRIO QUIMICO ¿Por qué se da el equilibrio?

La existencia de las reacciones reversibles es la causa del Equilibrio Químico, no es posible entender este concepto sin comprender el fenómeno de reversibilidad. En esta página exploraremos el fenómeno de reversibilidad de reacciones, en la siguiente página nos enfocaremos en el concepto de Equilibrio Químico.

Qué es una reacción reversible?

Son dos reacciones en las que intervienen los mismos compuestos. Los reactivos de una reacción son los productos de la segunda.

¿Por qué hay reacciones reversibles?

Para que existan reacciones químicas, las moléculas deben chocar unas con otras, estos choques pueden unir a más de una molécula o pueden “desunirla” para dar lugar a la molécula original. Esta explicación es un acercamiento a la teoría de las colisiones, que es la que mejor describe la causa del por qué de las reacciones reversibles.

¿Qué es la velocidad de reacción? “ Para la reacción aA + bB que da rR+ sS, la velocidad de reacción es la rapidez con que se forman R y S (lo que es igual que la rapidez con la que desaparecen A y B).” “ Para la reacción rR+ sS que da aA + bB, la velocidad de reacción es la rapidez con que se forman A y B (lo que es igual que la rapidez con la que desaparecen R y S).”

Para la reacción

Para la reacción

la velocidad de reacción es la rapidez con la que A y B se transforman en R y S

la velocidad de reacción es la rapidez con la que R y S se transforman en A y B

Cómo son las reacciones reversibles?

SIMULTÁNEAS. Las dos reacciones se llevan a cabo al mismo tiempo, normalmente una reacción es más rápida que la otra y por eso no se aprecia la simultaneidad ni el equilibrio.

¿Qué influye en la velocidad de reacción?

El volumen, la presión, la temperatura, la concentración y la presencia de catalizadores. Cuando las moléculas chocan con mayor frecuencia la velocidad de reacción aumenta, esto sucede con el aumento de temperatura.

Los cambios en la presión y volumen se relacionan entre sí y afectan la concentración; a mayor concentración, mayor será la velocidad de reacción.

Los catalizadores están diseñados para disminuir o acelerar la velocidad de reacción a conveniencia propia. Se puede concluir que la presencia de un catalizador no modifica la constante de equilibrio y tampoco desplaza la posición de un sistema en equilibrio, si un catalizador se añade a una mezcla

de reacción que no está en equilibrio sólo provocará que la mezcla alcance más rápido el equilibrio

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¿Qué es el Equilibrio Químico?

Es un estado de cualquier sistema en el que exista al menos una reacción reversible y la concentración de cada especie no cambia conforme pasa el tiempo.

Para que la concentración de cada especie que está presente en el sistema no cambie a pesar de la existencia de una o más reacciones, en cada reacción reversible la velocidad de la reacción que se desplaza hacia la izquierda debe ser igual a la velocidad de la reacción que se desplaza hacia la derecha.

La mayoría de las reacciones son reversibles al menos en cirto grado. Al inicio del proceso la reacción procede hacia la formación de productos, al formarse algunas moléculas de este, el proceso inverso comienza a establecerse y las moléculas de reactivo se forman a partir de las de producto. El equilibrio químico se alcanza cuando las velocidades de las reacciones directa e inversa se igualan y las concentraciones netas de reactivos y productos permanecen constantes, es un proceso dinámico.

CONSTANTE DE EQUILIBRIO Para la reacción general reversible

la constante de equilibrio se escribe:

LEY DE ACCION DE MASAS: Para una reacción reversible en equilibrio y a una temperatura constante, una relación determinada de concentraciones de reactivos y productos tiene un valor constante K ( la constante de equilibrio).

Este valor es adimensional.

Los productos se encuentran en el numerador para que la magnitud de la constante indique la magnitud del desplazamiento de la reacción hacia la derecha.

ESCRITURA DE K Las concentraciones de los sólidos puros y de los líquidos puros son constantes y se llevan del lado izquierdo de la ecuación para redefinir una nueva "K" La concentración de un gas puede expresarse en la ecuación como la presión parcial del gas o como la concentración del gas Ejemplo:

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SIGNIFICADO DE K

K no tiene sentido por sí sola. Es la expresión del modelo matemático de lo que sucede con los compuestos de una reacción.

VALOR NUMÉRICO DE K <1 ~1

CONSECUENCIA La velocidad de reacción de derecha a izquierda es mayor que de izquierda a derecha Las velocidades de reacción en ambos sentidos son numéricamente iguales La velocidad de reacción de izquierda a derecha es mayor que de derecha a izquierda

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EQUILIBRIOS HOMOGÉNEOS. Se aplica a las reacciones en las que todas las especies reaccionantes se encuentran en la misma fase. En las reacciones gaseosas puede expresarse K en términos de las presiones parciales de los reactivos y productos.

Kp

PCc PDd PAa PBb

P en atm.

Kc y Kp se relacionan de la siguiente manera:

K p Kc (0.0821 T ) n

n b a

b = moles de producto a = moles de reactivo Kc indica que las concentraciones están expresadas en molaridad, mol/l. T debe estar en ºK. EJEMPLO: El cloruro de carbonilo (COCl2) también llamado fosgeno, se usó en la Primera Guerra Mundial como gas venenoso. Las concentraciones en el equilibrio a 74ºC para la reacción entre monóxido de carbono y cloro molecular que produce cloruro de carbonilo son [CO] = 1,2x10-2 M, [Cl2]= 0,054 M y [COCl2] = 0,14M. Calcule la constante de equilibrio Kc. La reacción es CO(G) + Cl2(G) COCl2(G)

Kc

COCl2 CO [Cl2 ]

0,14 1, 2 x10 2 x0, o54

Kc

216, 05

EQUILIBRIO HETEROGÉNEO. Es el que se produce en reacciones reversibles en las que intervienen reactivos y productos en distintas fases, por ejemplo: CaCO3(S) CaO(S) + CO2(G) los dos sólidos y el gas constituyen tres fases distintas. En el equilibrio puede esperarse que la constante de equilibrio sea : CaO CO2 Kc ' sin embargo, la concentración de un sólido no depende de la cantidad de CaCO3 sustancia presente ya que es una propiedad intensiva, por esta razón, en el ejemplo, los términos CaCO3 y CaO son constantes y pueden combinarse con la constante de equilibrio, obteniéndose entonces: Kc = [CO2] Kp = PCO2 El mismo principio se aplica a los líquidos, su concentración se puede considerar como constante y omitirla en la expresión de K.

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EJEMPLOS: Escriba las expresiones de Kc y Kp que correspondan a cada uno de los siguientes sistemas heterog茅neos: a) (NH4)2Se(S) 2NH3(G) + H2Se(G) b) AgCl(S)

Ag+(ac) + Cl-(ac)

c) P4(S) + 6Cl2(G)

4PCl3(L)

d) S贸lo se presenta el caso a, el b y el c debe resolverlos el alumno 2 H 2 Se NH 3 2 ' Kc H 2 Se NH 3 Kc a) K c NH 4 2 Se

Kp PNH2 3 PH2Se

4

K c'

NH 4

2

Se

FACTORES QUE AFECTAN A LOS EQUILIBRIOS Una vez alcanzado el equilibrio, el sistema permanecerá así hasta que se produzca alguna perturbación que cambie las condiciones. Vamos a estudiar los distintos tipos de cambios que pueden ocurrir, teniendo en cuenta que el valor de la constante de equilibrio depende sólo de la temperatura. Emplearemos el principio de Le Chatelier: si se aplica un cambio de condiciones (o estímulo) a un sistema en equilibrio, este responderá en la forma que mejor se oponga a dicho estímulo, a fin de alcanzar de nuevo el equilibrio. Hay cuatro tipos de cambios que afectan al equilibrio: (1) cambios en la concentración, (2) cambios de presión (que pueden considerarse también como cambios de volúmenes), (3) cambios de temperatura y (4) los catalizadores.

1. CAMBIOS DE CONCENTRACIÓN Si se añade una cantidad adicional de cualquiera de los reactivos o productos, el estímulo se anulará y se desplazará el equilibrio en la dirección en que se consuma la especie añadida.

2. CAMBIOS DE VOLUMEN Y PRESIÓN En general, un aumento de la presión (disminución de volumen) desplazará el equilibrio en la dirección que produzca el menor número de moles gaseosos; una disminución de presión desplazará el equilibrio en la dirección opuesta. Si no hay cambios en el número de moles gaseosos de la reacción, la presión (volumen) no afecta para nada el equilibrio.

3. CAMBIOS DE TEMPERATURA El calor es un producto de la reacción. Si en una reacción exotérmica se aumenta la temperatura, a presión y volumen constantes, se aumentará la cantidad de calor del sistema. En consecuencia el equilibrio se desplazará hacia la izquierda y se consumirá el exceso de calor añadido. Si por el contrario, se disminuye la temperatura, el equilibrio se desplazará a la derecha para regenerar el calor eliminado. Del mismo modo, en una reacción endotérmica (consume calor)

al aumentar la temperatura, a presión y volumen constante, se desplazará la reacción a la derecha; una disminución lo hará hacia la izquierda. En la práctica, los valores de las constantes de equilibrio cambian con la temperatura.

4. CATALIZADORES Un catalizador cambia la velocidad de una reacción, pero no desvía el equilibrio hacia los productos ni hacia los reactivos. Afecta igualmente a la energía de activación de la reacción directa y a la de la inversa y por ello, lo único que hace es que el equilibrio se alcanza con mayor rapidez.

No todas las reacciones alcanzan el equilibrio. O bien son muy lentas, o bien se añaden o eliminan continuamente reactivos o productos. Este es el caso de los sistemas biológicos, sin embargo estas reacciones se llevan a cabo por la presencia de catalizadores biológicos, conocidos como enzimas.

Por el contrario, algunos sistemas, como las neutralizaciones ácido-básicas, alcanzan el equilibrio con gran rapidez.

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EJERCICIOS PROPUESTOS. TOMADOS DEL LIBRO QUIMICA . RAYMOND CHANG. 1.-) La constante de equilibrio Kp para la reacción 2NO2(G) 2NO(G) + O2(G) es 158 a 1000ºK. Calcule la presión parcial del oxígeno si las presiones parciales del NO2 y del NO son 0,4 atm y 0,270 atm respectivamente.

R= 346,8 atm 2.) Para la reacción N2(G) + 3H2(G) 2NH3(G) Kp es 4,3x10-4 a 375ºC. Calcule el valor de Kc para la reacción.

R = 1,217 3.) Calcular las constantes de equilibrio en función de la concentración y de la presión para la reacción entre hidrógeno y nitrógeno en equilibrio a la temperatura de 25 ºC, a concentraciones de nitrógeno 1,03 mol/litro, hidrógeno 1,62 mol/litro y de amoníaco 0,102 mol/litro.

R = Kp = 4,03x10-6

4.) En una experiencia realizada a 490 ºC, para el estudio de la reacción: H2(G) + I2(G) 2HI(G) se encontró que, una vez alcanzado el equilibrio, las concentraciones de hidrógeno, iodo y yoduro de hidrógeno eran respectivamente 0,000862; 0,00263 y 0,0102 moles/litro.

Calcúlese el valor de la constante de equilibrio a la temperatura mencionada. R = 46 5.) Considere la siguiente reacción: 2H2(G) + S2(G) 2H2S(G) a la temperatura de 600 ºC. En el estado de equilibrio se encuentran 2,5 mol de H2, 1,35 x 10-5 mol de S2 y 8,7 mol de H2S. Determine Kc sabiendo que el volumen del recipiente es de 12 litros.

R = 1,08x107

6.) Para la siguiente reacción en equilibrio a la temperatura de 50 ºC: 2NO2(G)

N2O4(G) El valor de Kc = 0,25 , determínese el valor de Kp

R = 9,43x10-3

7) En un recipiente de 10L a 800K,se encierran 1 mol de CO(g) y 1 mol de H2O(g).

Cuando se alcanza el equilibrio: CO(g) + H2O(g)<=========> CO2(g) + H2(g) se hallan presentes 0'665 moles de CO2 y 0'665 moles de H2. a) ¿Cuáles son las concentraciones de los cuatro gases en el equilibrio? b) ¿Cuál es el valor de Kc para dicha reacción a 800K? S=

[CO]=0'0335mol/L;

[CO]=[H2O];

Kc=3,94

8) En un matraz de un litro, hay 0'004 mol de N2O4 en equilibrio con 0'12 moles de NO2, a 100ºC. Hallar el valor de Kc para la reacción N2O4 ↔ 2 NO2 R = 3,6 9.) En un reactor de 1,0 litro de capacidad se colocan 4,0 mol de hidrógeno y 4,0 de yodo a una temperatura de 490 ºC, produciéndose la reacción que se indica. Determine la concentración de todas las especies cuando el sistema alcanza el estado de equilibrio. Kc = 46.

H2(G) + I2(G) 2HI(G)

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