EQUILIBRIO QUIMICO
EQUILIBRIO QUÍMICO
Es el estado en el que las concentraciones de los reactivos y los productos no tienen ningún
cambio neto en el tiempo.
El concepto del equilibrio químico fue desarrollado después de que Berthollet (1803)
encontró que algunas reacciones químicas son reversibles. Para que una reacción pueda
estar en equilibrio, las velocidades de reacción directa e inversa tienen que ser iguales.
FACTORES QUE INFLUYEN EN EL EQUILIBRIO QUÍMICO
PRESION: Las variaciones de presión solo afectan a los equilibrios en los que interviene
algún gas y cuando hay variaciones de volumen en la reacción. En la reacción de formación
del amoniaco, hay 4 moles en los reactantes y 2 en los productos.
Un aumento de la presión significa que hay una disminución en el volumen, por lo que hay
menos espacio.
El equilibrio se desplazará hacia el lado de la reacción con menor número de moles. E n caso
del amoníaco, el equilibrio se desplazará a la derecha.
Una disminución de la presión significa que hay un aumento de volumen, por lo que hay
más espacio.
El equilibrio se desplazará hacia el lado con más moles. En la reacción del amoníaco, el
equilibrio se desplazará hacia la izquierda.
TEMPERATURA: La variación del equilibrio causada por un cambio de temperatura
dependerá de si la reacción es exotérmica o endotérmica.
Reacción exotérmica
• Al aumentar la temperatura, el equilibrio se desplazará hacia la izquierda.
• Al disminuir la temperatura, el equilibrio se desplazará hacia la derecha.
Reacción endotérmica
• Al aumentar la temperatura, el equilibrio se desplazará hacia la derecha.
• Al disminuir la temperatura, el equilibrio se desplazará hacia la izquierda concentracion: Cuando aumenta la concentración, el equilibrio se desplaza al lado
opuesto de la reacción.
• Al aumento de la concentración el sistema se desestabiliza y se pierde el equilibrio.
• Al contraer el aumento de la concentración el equilibrio se desplaza hacia la derecha.
Cuando la concentración disminuye, el equilibrio se desplaza hacia el mismo lado de la
reacción.
REACCIONES IRREVERSIBLES
Una reacción irreversible es una reacción química que se verifica en un solo sentido, es
decir, se prolonga hasta agotar por completo una o varias de las sustancias reaccionantes y
por tanto la reacción inversa no ocurre de manera espontánea.
n estas reacciones la variación de entropía ocurre de tal manera que la entropía final es
diferente a la inicial, por tanto, no se puede volver al estado inicial de entropía.
REACCIONES REVERSIBLES
Las reacciones reversibles son aquellas en las que los reactivos no se transforman
totalmente en productos, ya que éstos vuelven a formar los reactivos, dando lugar así a un
proceso de doble sentido que desemboca en equilibrio químico. Este estado de equilibrio de una reacción reversible es el estado final del sistema en el que
las velocidades de reacción directa e inversa son iguales ( ) y las concentraciones
de las sustancias que intervienen permanecen constantes. Pero este estado es dinámico, ya
que hay una incesante transformación química de las sustancias en los dos sentidos de la
reacción, a pesar de que las concentraciones de reactivos y productos se mantengan
constantes. Esto es así independientemente de las concentraciones iniciales, por lo que se
establece un cociente entre las concentraciones de productos y reactivos en el equilibrio, a
una temperatura dada, conocida como constante de equilibrio Kc.
Pero cuando se trata de gases en equilibrio, hay que introducir la constante Kp, que expresa
cuantitativamente la ley de equilibrio en función de las presiones parciales de los gases de
la mezcla:
CONSTANTE DE EQUILIBRIO
molares (mol/l) de reactivos y productos. Su valor en una reacción química depende de la
temperatura, por lo que ésta siempre debe especificarse. La expresión de una reacción
genérica es:
En el numerador se escribe el producto de las concentraciones de los productos y en el
denominador el de los reactivos. Cada término de la ecuación se eleva a una potencia cuyo
valor es el del coeficiente estequiométrico en la ecuación ajustada. Pará
cada componente del equilibrio se puede escribir una ecuación similar, de tal forma
que en el siguiente ejemplo puede deducirse que:
<
Generalizando:
Kp = Kc (RT)Dn
de manera que Dn es la variación del número de moles en la ecuación. Se representa como
la diferencia entre el número de moles de gas en los productos y el número de moles de gas
en los reactivos:
Dn = ngas (productos) - ngas (reactivos)
en las reacciones en que no existe variación en el número de moles, Kc = Kp.
LEY DEL EQUILIBRIO QUÍMICO
Al cambiar ciertas condiciones de reacción, podemos influir en su equilibrio. El sistema
siempre se esforzará por mantener el equilibrio, porque energéticamente le es favorable
(menor gasto de energía). Como consecuencia, habrá cambios que contrarresten los
factores que desequilibran el sistema. Este fenómeno fue explicado en 1881 y se conoce hoy
como el principio de Le Chatelier-Braun o como la Ley del Equilibrio.
Permite comprender la respuesta del sistema ante cambios en las condiciones de una
reacción, que se encuentra en estado de equilibrio químico. La adición de una de las
sustancias que reaccionan al sistema provoca una perturbación del equilibrio. Las
concentraciones de los reactivos individuales cambian. Así, para contrarrestar esto, el
sistema tiende a producir más producto (cuando se ha añadido un sustrato) o a reconstituir
el sustrato (cuando se ha añadido una cierta cantidad de producto).
Cambiar la temperatura de reacción tiene un gran impacto, especialmente para los
procesos endotérmicos y exotérmicos. En el caso de los primeros, es necesario aportar
energía al sistema en forma de calor, por lo que al aumentar la temperatura de todo el
proceso se desplazará el equilibrio hacia la derecha (bajando hacia la izquierda), hacia la
formación de más producto. Lo contrario será el caso de las reacciones exotérmicas, donde
uno de los productos es el calor. La temperatura no tiene efecto sobre el equilibrio de la
reacción, donde no se observa ningún efecto térmico. En el caso de reacciones que tienen
lugar en fase gaseosa, la presión es un aspecto muy importante.
El aumento del valor de este parámetro, es decir, la reducción del volumen de reacción del
sistema, hará que se desplace el equilibrio de la reacción. La dirección de los cambios depende de los coeficientes estequiométricos en la ecuación de reacción. Este parámetro
no afectará el equilibrio químico de la reacción en la que la suma de los coeficientes
estequiométricos de los sustratos y productos gaseosos es la misma. Vale la pena recordar
que cuando el sistema sale del equilibrio químico, se aplicará la Ley del Equilibrio y, como
resultado, se alcanzará un nuevo estado de equilibrio.
Esta expresión se conoce con el nombre de ley de acción de masa.
EQUILIBRIO IÓNICO DEL AGUA
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Aunque se dice que el agua pura es una sustancia no conductora de la electricidad, en
realidad tiene una conductividad muy pequeña, que puede medirse con aparatos muy
sensibles. Esta conductividad indica que en agua pura deben existir iones, pero en
concentraciones muy pequeñas. Esto significa que el agua debe estar disociada en la forma
que se ve en la imagen, proceso conocido como auto ionización del agua:
Teniendo en cuenta que la concentración del agua es prácticamente constante (1000 gramos
de agua por litro y 18 gramos por mol son 55,5 mol/litro), puede incluirse en la constante
de equilibrio, que se expresa entonces en la forma:
Kw = [H3O+] [OH-] = 10-14 a 25 ºC
Esta constante, Kw, se llama producto iónico del agua. En los problemas que se te planteen,
siempre que no indiquen otra cosa, vas a suponer que siempre trabajas con agua y con
disoluciones a 25 ºC.Para que te hagas una idea, se ionizan solamente 2 de entre 555 millones de moléculas de
agua. En consecuencia, la reacción contraria (neutralización) entre los iones OH- y H3O+
para formar agua se realizará de forma prácticamente total.
Fíjate en que en agua pura las dos concentraciones iónicas deben ser iguales, al formarse
igual cantidad de H3O+ que de OH-, siendo cada una de 10-7, ya que su producto es de 10-
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