Post on 06-Feb-2018
Saint Gaspar College Misio ne ro s de la Pr ec io sa S angre
Departamento de Ciencias y Tecnología. Profesora Ana María González. O
Guía de Contenido
Unidad Equilibrio químico
Muchas de las reacciones que se producen en la naturaleza son irreversibles. Una
reacción irreversible es aquella en que los reactantes se transforman en productos, sin que
estos reaccionen entre sí para restituir a los reactantes. Estas reacciones se desarrollan
hasta que, por lo menos, uno de los reactantes se consume totalmente.
Sin embargo, hay una gran cantidad de reacciones en que los productos, en la medida que
se van formando, reaccionan entre sí regenerando los reactantes originales. Este es un
proceso dinámico y reversible que conduce a un estado de equilibrio químico.
Cualquier tipo de equilibrio ya sea físico o químico presenta las siguientes características:
1º Aunque sea lenta la obtención del equilibrio, una vez que se ha alcanzado, las
concentraciones de todas las especies que participan) reactantes y productos) en el
equilibrio permanecen constante, es decir, se hacen independiente del tiempo.
2º El equilibrio químico se alcanza por más de una dirección. Por ejemplo se puede
comenzar por los productos puros o por los reactantes puros. Desde una Tº alta a una más
baja, etc.
3ºLos catalizadores no afectan las concentraciones de lo reactantes y productos en
equilibrio.
4º En la mezcla en equilibrio existe una relación entre las concentraciones de las diferentes
especies involucradas en el equilibrio, a una temperatura constante.
Reacciones reversible e irreversible.
Bajo ciertas condiciones específicas (temperatura, presión, pH etc.), cualquier reacción
química puede ser reversible. Pero hay otras reacciones que normalmente son
irreversibles. Por ejemplo la combustión de la madera, del gas licuado, etc, son reacciones
irreversibles.
Sin embargo, en muchas reacciones químicas no se produce una transformación
completa de las sustancias reactantes a productos, porque una vez que estos se forman
reaccionan entre sí para generar las sustancias iniciales. Como resultado de este proceso,
en el sistema de reacción (vaso, matraz o tubo de ensayo) existirán moléculas, átomos o
iones de reactantes y moléculas, átomos o iones de productos. Las reacciones de este tipo
se denominan reacciones reversibles.
Para una ecuación que representa una reacción reversible se emplea una doble flecha, en
la que el sentido de izquierda a derecha es la reacción directa y el sentido de derecha a
izquierda, es la reacción inversa.
A + B C + D
A + B C + D (reacción directa)
A + B C + D (reacción inversa)
Cuando las reacciones reversibles alcanzan el estado de equilibrio dinámico, las
concentraciones de los reactantes y productos se mantienen constantes, y la razón entre
estas concentraciones se designa por la letra K, llamada CONSTANTE DE
EQUILIBRIO.
F o r m a n d o P e r s o n a s Í n t e g r a s
Constante de equilibrio.
¿Cómo se puede deducir la expresión general de la K de equilibrio para una reacción
reversible?
En el equilibrio de una reacción reversible las velocidades en ambos sentidos son iguales,
así para una reacción general del tipo
V1
A + B C + D
V2
V1 = velocidad de reacción directa.
V2= velocidad de reacción inversa.
Si está en equilibrio: V1 =V2, como para cada reacción existe una expresión de la Vr,
entonces para:
V1= K1 . [A]. [B] y para
V2= K2 [C]. [.D] y si V1=V2 entonces:
K1. [A]. [B]= K2 [C]. [.D]
Agrupando las constantes (K1 y K2) al lado izquierdo y la concentración de reactantes y
productos al derecho, nos queda:
=
El cuociente entre las dos contantes K1 y K2 debe ser otra constante K que se denomina
constante de equilibrio, siendo su expresión
K =
Y para una reacción general de la forma:
a A + bB cC + dD en que: a, b , c y d son los coeficientes dela ecuación, la
expresión K queda
K=
Esta expresión es general para todos los equilibrios químicos. Esta fórmula sufre pequeñas
modificaciones al aplicarlas a situaciones concretas. Ejemplo: gases, formación de
productos insolubles, equilibrios heterogéneos.
El valor de K se determina experimentalmente midiendo las concentraciones molares de
reactantes y productos de una reacción reversible específica
Se han determinado experimentalmente las constantes de equilibrio para muchas
reacciones químicas de aplicación en el trabajo de laboratorio o de tipo industrial; los
valores para las respectivas constantes se consignan en tablas especiales válidas a
determinas temperaturas y presión. Así se habla de constante de acidez y basicidad.
Por otro lado el desplazamiento de un equilibrio puede ser afectado por los cambios de
temperatura, presión y concentración de algunos de los reactantes o productos (Principio
de Le Châtelier).
¿Qué informa la constante de equilibrio?
La magnitud de la constante de equilibrio puede informar si en una reacción en equilibrio
está favorecida la formación de los productos o de los reactantes. Si la constante de
equilibrio es mucho mayor que 1, el equilibrio está desplazado hacia la derecha,
favoreciendo la formación de los productos. Al contrario, si la constante es mucho menor
que 1, el equilibrio está desplazado hacia la izquierda, favoreciendo la formación de los
reactantes. Sin embargo, este pronóstico no es tan evidente cuando las concentraciones
están elevadas a exponentes mayores que 1. En estos casos, hay que calcular las
concentraciones en el estado de equilibrio para hacer una predicción segura.
Otro ejemplo de equilibrio químico, se puede ilustrar por la siguiente ecuación:
2CO (g) + O2 (g) ↔ 2CO2 (g)
Kc =
K>1 Reacción se desplaza hacia la derecha.( reacción directa)
Predominan los productos en el equilibrio
K=1 Reactantes y productos en igual concentración
K<1 Reacción desplaza hacia la izquierda ( reacción inversa)
Predominan los reactantes en el equilibrio.
Equilibrios homogéneos y heterogéneos
Los equilibrios en los cuales todos los componentes se encuentran en la misma fase se
consideran equilibrios homogéneos.
¿Cuáles de las reacciones anteriores corresponden a equilibrios homogéneos?
¿Podrían existir equilibrios homogéneos en otras fases?
¿Puede hablarse de equilibrio homogéneo en el caso de una solución acuosa de ácido
acético (principal constituyente del vinagre)?
¿Pueden existir otros casos de equilibrio en que participen reactantes y productos en
diferentes estados físicos?
Un ejemplo muy sencillo de equilibrio heterogéneo es la descomposición del carbonato de
calcio en óxido de calcio y dióxido de carbono, en la ecuación:
CaCO3(s) ↔ CaO (s) + CO2 (g)
En la constante de equilibrio Kc, no se incluyen las concentraciones de sólidos, líquidos
puros y disolventes (en grandes cantidades). El fundamento de esto es que solo se deben
incluir en la constante de equilibrio los reactantes o productos, cuyas concentraciones
pueden experimentar cambios en el transcurso de la reacción química. Como las
concentraciones de un sólido o un líquido puro de un componente no pueden alterarse, no
se incluyen en la constante de equilibrio. Por lo tanto, la constante de equilibrio es:
Kc = [CO2]
Relación KP con KC
La constante de equilibrio en términos de las concentraciones se simboliza por KC y en
términos de las presiones parciales por KP.
La relación entre KC y KP es la siguiente KP = K C (RT)Δn, donde R es la constante de los
gases (0,082 atmL/K mol), T la temperatura Kelvin y Δn, la diferencia entre los
coeficientes estequiométricos de los productos y reactantes. Si Δn = 0, entonces
KP = KC.
Por convenio, las constantes de equilibrio (KC o KP) son adimensionales, o sea, no tienen
unidades.
Principio de Le Châtelier Factores que afectan el equilibrio.
En un sistema en equilibrio como ya hemos dicho anteriormente, las velocidades de
las reacciones directa e inversa son iguales. La igualdad en la velocidades no significa
que el sistema se encuentre en reposo o estático, sino por el contrario es dinámico. Cuando
se produce una perturbación a un sistema en equilibrio tiene lugar una reacción química
que lo restablece y el equilibrio se desplaza.
“Si una acción exterior modifica es el estado de un sistema en equilibrio, éste reacciona,
si es posible para reducir la causa modificadora” Principio de Le Châtelier
Los factores que afectan el equilibrio son la concentración, presión, temperatura y
catalizadores.
Analicemos los factores para l el siguiente sistema:
I2(g) + H2 (g) ↔ 2HI(g) + calor K= [ HI ]2
[H2 ] [I2 ]
1. Concentración.
a) Aumento de la concentración de H2.
El sistema se desplaza a la derecha ya que tiende a consumir el exceso de H2 agregado.
b) Disminución de I2
El equilibrio se desplaza en el sentido que pueda recuperar el déficit de yodo.
Para ello se descompone una cierta cantidad de HI en I2 y H2 y el equilibrio se desplaza
hacia la izquierda.
2. Presión
Un aumento de presión (disminución de volumen) desplaza el equilibrio hacia donde hay
menos moles.
Una disminución de presión (aumento de volumen) desplaza el equilibrio hacia donde hay
más moles.
3) Temperatura. Ley de Van’t Hoff.
El aumento de la temperatura desplaza la reacción en el sentido en que absorba calor.
La disminución de temperatura desplaza la reacción en el sentido que se libere calor.
Ej: CO + 2H2 ↔ CH3OH ∆H= -22 Kcal
La reacción directa libera calor (exotérmica) mientras que la inversa lo absorbe
(endotérmica)
Si se aumenta la Tº del sistema el equilibrio se desplazará a la izquierda.
¿Cómo se favorece la formación de CH3OH?
4. Catalizadores.
Aumentan la velocidad para alcanzar el equilibrio pero NO lo desplazan en ningún
sentido.
Ejercicios:
1. Escriba la expresión de equilibrio para los siguientes sistemas:
a) 2NaHCO3 (s) ↔ Na2CO3(s) + H2O(g) + CO2(g)
b) N2(g) + 3H2(g) ↔ 2 NH3(g)
c) P4(g) +5O2(g) ↔ P4O10(s)
d) CO2(g) + CaO (s) ↔ CaCO3(s)
e) AgCl(s) ↔ Ag+ + Cl-
f) Na+(ac) + Ac-(ac) + H+(ac) ↔ HAc(g) + 2H2(g)
2. Considera el equilibrio N2O4(g) ↔ 2 NO2(g)
a) ¿Cuál es la expresión de constante de equilibrio KC?
b) Calcula la constante de equilibrio KC para esta reacción a 25 °C y a 52 °C, a partir de las
concentraciones en el estado de equilibrio de N2O4 y NO2, dadas en la tabla.
ToC [N2O4(g) ] / mol .L-1 [NO2] mol .L-1
25 0,0272 0,0113
52 0,0206 0,0249
c) Determina KP a partir de KC en ambos casos.
d) ¿Cuál está más favorecido en el equilibrio: el reactante o el producto?
e) ¿De qué manera influye la temperatura en el desplazamiento del equilibrio?
3. Se realizan mediciones de las concentraciones de hidrógeno, yodo y yoduro de
hidrógeno, para el equilibrio,
H2(g) + I2(g) ↔2HI (g)
A 490ºC. Los valores encontrados experimentalmente fueron:
[H2 ]= 0,001724 mol/L
[I2 ]= 0,00526 mol/L
[HI ]=0,0204 mol/L
a) Determinar el valor de la constante de equilibrio Kc
b) ¿Qué sucede si sacamos hidrógeno del sistema?
c) Qué sucede si disminuimos el volumen del recipiente que contiene la mezcla de
equilibrio?
d) ¿Qué sucede si aumentamos la temperatura del sistema?
e) ¿Qué sucede si agregamos yodo al sistema en equilibrio?
f) ¿Qué sucede si añadimos un catalizador?
Bibliografía
R. Chang Química 9ª Ed.Española McGraw-Hill, 2007
T.L.Brown, H.E. LaMat y B.E Bustein. Química 9ª Edición Española Pearson Educación.